Allgemeine und Anorganische Chemie

Anorganische und Allgemeine Chemie
für Naturwissenschaftler

Begleitend gibt es eine Vorlesung im
Internet
www.chemievorlesung.uni-kiel.de

Ziele der Vorlesung:
Einführung in die Grundprinzipien der
Chemie
Erreichen eines gleichmäßigen
Wissensstandes
Chemische Eigenschaften der
Hauptgruppenelemente
Interesse an der Chemie wecken

Chemie ist die Lehre von den Stoffen
und stofflichen Umwandlungen.
Physik untersucht Zustände und
Zustandsänderungen.
Chemie ist eine
Experimentalwissenschaft.

Inhalte:
Zum Einstieg: Sauerstoff
Atome und Atombau
Periodensystem der Elemente
Periodische Eigenschaften
Chemische Bindung
Struktur von Festkörpern
Energetik chemischer Reaktionen
Chemisches Gleichgewicht
Reaktionskinetik
Wasserstoff
Wasser
Säuren und Basen

Inhalte:
Redoxreaktionen
Halogene
Chalkogene
Stickstoffgruppe
Kohlenstoffgruppe
Bor

Bücher:
P. W. Atkins, J. A. Beran, „Chemie - einfach alles“, Wiley-VCH
1996. DM 98.-
A. F. Holleman, E. Wiberg, „Lehrbuch der Anorganischen
Chemie“, 101. Aufl., de Gruyter 1995. DM 158.-
E. Riedel,“Allgemeine und Anorganische Chemie“, 6. Aufl., de
Gruyter 1994. DM 62.-
E. Riedel,“Anorganische Chemie“, 3. Aufl., de Gruyter 1994.
DM 118.-
V. Gutmann, E. Hengge, „Anorganische Chemie“, 5. Aufl.,
Wiley-VCH 1990. DM 68.-
G. Baars, H. R. Christen, „Chemie“, Diesterweg 1997. DM 68.-
C. E. Mortimer, „Chemie: Das Basiswissen der Chemie“, 6.
Aufl. 1996. DM 98.-

Zum Einstieg: Sauerstoff.
Häufigstes Element auf der Erde.
Element Massenanteil [%]
Sauerstoff 49.4
Silicium 25.8
Aluminium 7.5
Eisen 4.7
Calcium 3.4
Natrium 2.6
Kalium 2.4
Magnesium 1.9
Wasserstoff 0.9
Titan 0.6
Gesamt 99.2

Fauna
Wasser, H 2 O
Wichtiger Bestandteil chemischer
Verbindungen in Lebewesen
Jeder Mensch benötigt pro Tag fast 1 kg O 2

Carbonate, Silicate, Sulfate,
Phosphate
Elementarer Sauerstoff, O 2 und O 3

CaMg(CO 3 ) 2
Dolomit
Mg 3(OH) 2[Si 4O 10]
Talk
CaCO 3
Serpentin
(Asbest)
Marmor
Mg 3(OH) 4[SiO 5]
Calcit
CaSO 4 (x H 2O)
Anhydrid
Gips

6 CO 2 + 6 H 2O Sonnenlicht C 6H 12O 6 + 6 O 2
Durch Photosynthese werden weltweit
pro Jahr 300 Millarden Tonnen
Sauerstoff produziert;
Ein Baum biosynthetisiert etwa 15 g
Sauerstoff pro Tag.

Element der Gruppe 16 (6. Hauptgruppe )
1
1.0079
H
3
Li
6.941
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
33
74.922
As
7
14.007
N
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
84
208.98
Po*
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
83
208.98
Bi
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
34
78.96
Se
8
15.999
O
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
85
209.99
At*
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
35
79.904
Br
9
18.998
F
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
52
127.60
Te
16
32.066
S
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
53
126.90
I
17
35.453
Cl
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*

Chalkogene oder Erzbildner:
Korund (Al 2 O 3 ), Magnesia (MgO), Roteisenstein (Fe 2 O 3 ),
Pyrit (FeS 2 ), Bleiglanz (PbS)
Sauerstoff (lat. Oxygenium)
Namensgebung von Lavoisier 1777, oxygène =
Säurebildner, (gr. oxys = scharf, sauer und geinomei =
ich stelle her)
Viele Nichtmetalloxide bilden mit Wasser Säuren:
+ 2 H2O P4O10 H4P4O12 + 2 H2O + 2 H2O 2 H4P2O7 4 H3PO4 SO 3 + H 2O H 2SO 4
CO 2 + H 2O H 2CO 3

Sir Robert Boyle (Mitte 17. Jhd.)
Geschichte des Sauerstoffs
Substanzen verbrennen
nur an der Luft.
Sie nehmen bei der
Verbrennung an Gewicht
zu.
Alle brennbaren Stoffe
müssen eine Substanz
enthalten, die für die
Brennbarkeit verantwortlich
ist.

Georg Ernst Stahl (Ende 17. Jhd.)
Phlogiston-Theorie
Phlogiston sorgt für die
Brennbarkeit von
Substanzen
Phlogiston entweicht bei
der Verbrennung
Reduktions-Oxidations-
Prozesse nicht nur bei
„Metallverkalkung“ (=
Verbrennung)

Phlogiston-Theorie Metall
Metallkalk
=
Metallkalk+ Phlogiston
+
Pflanzen/
Kohle
Luft
Je mehr Phlogiston in einem Stoff enthalten ist, desto so
leichter und heftiger verbrennt er. Phlogistonreiche
Stoffe: Schwefel, Phosphor, Kohlenstoff, Wasserstoff.
Phlogiston besitzt ein negatives Gewicht, daher nimmt
die Masse beim Entweichen des Phlogistons zu.
Phlogiston

Entdeckung als Bestandteil der Luft
Joseph Priestley (1774) Karl Wilhelm Scheele (1772)

Antoine Laurent de Lavoisier
(Ende 18. Jhd.)
Systematik
Quantitative und qualitative
Untersuchung von
Verbrennungsvorgängen
Gewichtszunahme entspricht
etwa dem Anteil
dephlogistierter Luft
Sauerstoff ist diese
dephlogistierte Luft
Verbrennung ist keine
Trennung, sondern eine
Vereinigung von Stoff und
dephlogistierter Luft, die dem
Stoff sein Phlogiston entzieht

• Aus Luft
Darstellung von Sauerstoff
Inhaltsstoff Vol.-%
Stickstoff 78.09
Sauerstoff 20.95
Edelgase 0.93
Kohlendioxid 0.03
Trennung von Stickstoff und Sauerstoff kann
physikalisch oder chemisch erfolgen.
Technisch nur physikalische Trennung: Linde-
Verfahren

Physikalische Trennung von Luft
Luftverflüssigung nach dem Linde-Verfahren
Kühler
komprimierte Luft
expandierte Luft
Luft
Kompressor
Drosselventil
flüssige Luft
Ausnutzung des Joule-Thomson-Effektes

Siedediagramm von flüssiger Luft
o C
-183
-184
-185
-186
-187
-188
-189
-190
-191
-192
-193
-194
-195
-196
0
100
10
90
dampfförmig
Taukurve
B 1
20
80
B 2
30
70
B 3
40
60
A 1
50
50
B 4
60
40
A 2
B 5
Siedekurve
70
30
A 3
flüssig
80
20
A 4
90 100
10
A 5
0
% O 2
% N 2

Metallmantel
Aufbewahrung von flüssiger Luft
evakuiertes Glasgefäss,
innen verspiegelt
flüssige Luft

• Aus Luft
Chemische Trennung von Luft
Reversible Bindung von Luftsauerstoff
2 BaO + O 2
500 °C
700 °C
2 BaO 2

• Aus Wasser durch Elektrolyse
elektr. Energie
2 H2O 2 H2 + O2

• Aus sauerstoffreichen Verbindungen durch
thermische Zersetzung (Pyrolyse)
aus edlen Oxiden:
Historischer Versuch von Lavoisier
400°C
2 HgO 2 Hg + O2 2 Ag2O > 160°C
4 Ag + O2 2 Au2O3 >160°C
4 Au + 3 O2 HgO
Hg ½ O 2
HgO
400°C
300°C

• Aus sauerstoffreichen Verbindungen durch
thermische Zersetzung (Pyrolyse)
aus Kaliumchlorat:
4 KClO 3
KClO 4
Temperaturerniedrigung
um 350°C !
!
400°C
3 KClO4 + KCl
500°C
KCl + 2 O2 Explosionsgefahr
sicherer mit Braunstein als Katalysator
KClO 3
KClO 3 + 3 MnO 2
3 MnO 3
150°C KCl + 1.5 O2
KCl + 3 MnO 3
3 MnO 2 + 1.5 O 2

• durch Zersetzung von H 2 O 2
H 2O 2
H 2O + ½ O 2
katalytisch mit fein verteiltem Pt, MnO 2 , OsO 2 ·aq

Physikalische Eigenschaften von Sauerstoff
Sdp.: - 183°C (90 K)
Smp.: - 218°C (55 K)
In festem Zustand liegt O 2 in hellblauen Kristallen vor
Dichte: gasförmig 0.00142 g/cm 3
flüssig 1.18 g/cm 3
fest 1.42 g/cm 3
Löslichkeit in H 2 O/l:
0°C 49.1 cm 3
20°C 30.5 cm 3
25°C 27.5 cm 3
100°C 17.0 cm 3
Die Löslichkeit ist doppelt so
groß wie von N 2 !

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff
Sauerstoff bildet mit allen Elementen außer Helium, Neon und
Argon Verbindungen !
Die Verbindungsbildung erfolgt oftmals unter erheblicher
Energiefreisetzung (stark exotherme Reaktionen).
Die Freisetzung der Energie kann in Form von Wärme oder Licht
erfolgen.
Die Verbindungsbildung mit Sauerstoff wird trivial als
Verbrennung, wissenschaftlich als Oxidation bezeichnet.

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff
Verbrennungsvorgänge an der
Luft gehören zur täglichen
Erfahrung.
In der Luft ist der Sauerstoff mit
80% Stickstoff verdünnt !
Bei einer Verbrennung wird der
inerte Stickstoff mit erwärmt, so
dass ein erheblicher Teil der
freigesetzten Energiemenge
verbraucht wird.
Bei der Verbrennung in reinem Sauerstoff kann die Energie nicht
auf diese Weise abgeführt werden, so dass höhere Temperaturen
von 2000 - 2500°C erreichbar sind.
Je höher die Temperatur, desto intensiver ist die Lichtausbeute.
Daher läßt sich Sauerstoff durch das Aufglimmen eines Holzspans
nachweisen!

1
8
S 8 + O 2
C + ½ O 2
CO + ½ O 2
Reaktionen mit Sauerstoff
C + O 2
P 4 + 5 O 2
SO 2 + 297 kJ
CO + 110.6 kJ
CO 2 + 283.2 kJ
CO 2 + 393.8 kJ
P 4O 10 + 2986 kJ
Nichtmetalloxide bilden mit H 2O saure Lösungen:
H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 3 PO 4

2 Fe + 1.5 O 2
Reaktionen mit Sauerstoff
Fe 2O 3 + 825 kJ
Andere Metalle sind reaktiver, z. B. Blitzlichtpulver
2 Mg + O 2
2 MgO + 1204 kJ
Metalloxide bilden mit H 2 O basische Lösungen:
MgO + H 2O Mg(OH) 2
CaO + H 2O Ca(OH) 2

Reaktionen mit Sauerstoff
Bei Verbrennungen sind die Wärmetönungen verschieden:
Element freigesetzte Wärmemenge
1 g Phosphor (P) 6 kcal (25 kJ)
1 g Schwefel (S) 2.2 kcal (9 kJ)
1 g Kohlenstoff (C) 8 kcal (33 kJ)
1 g Eisen (Fe) 1.7 kcal (7 kJ)
1 g Zink (Zn) 1.3 kcal (5.5 kJ)
P
P
P
P
S S S S S S S
S

Ozon
Darstellung durch Einwirkung von Sauerstoffatomen auf
Sauerstoffmoleküle:
249.3 kJ + ½ O 2
O + O 2
142.8 kJ + 1 ½ O 2
O
O 3 + 106.5 kJ
O 3

Siemensscher Ozonisator
+
–
–
Sauerstoff
+
Ozon
Kühlwasser

Physikalische Eigenschaften
Aggregatzustand Farbe Dichte
gasförmig blau
flüssig violettblau 1.46 g · cm –3
fest schwarzviolett 1.73 g · cm –3
Sdp. – 110.51°C
Smp. – 192.5°C
116.8 o
127.8 pm

Chemische Eigenschaften
2 O 3
Starkes Oxidationsmittel:
O 3
3 O 2 + 285.6 kJ
O 2 + O
2 Ag + 2 O Ag 2O 2

Demokrit
Atome und Atombau
Leukipp und sein Schüler Demokrit
postulierten im 4. Jhd. v. Chr.:
Materie besteht aus
kleinen, nicht weiter
teilbaren Teilchen.

John Dalton
Daltons Atomtheorie 1808
• Die Materie ist aus unteilbaren
Atomen aufgebaut.
• Alle Atome eines Elementes sind
gleich.
• Atome verschiedener Elemente
besitzen verschie-dene Massen.
• Eine Verbindung entsteht durch
Kombination von Atomen
mehrerer Elemente.
• Bei chemischen Reaktionen
werden die Atome weder
gebildet noch zerstört, sondern
nur neu miteinander kombiniert.
• In einer definierten Verbindung
ist die relative Anzahl und Art der
Atome konstant

Sir William Crookes
Die Entdeckung atomarer Bausteine
Experimente mit elektrischen
Entladungen in Gasen

Kathode
_
Das Gasentladungsrohr
Kathodenstrahlen
Flügelrad
Crookesscher
Dunkelraum
Glimmentladung
Anode
+
Zinksulfid-
Beschichtung
Ab 10 -2 bar, 1000 V: leuchtende Gasentladung, < 10 -5 bar: dunkle Gasentladung
Kathodenstrahlen sind Elektronen, die durch die angelegte
Spannung aus dem Metall der Kathode austreten.

Bildung von Kanalstrahlen im Gasentladungsrohr
durchbohrte
Kathode _
Kanalstrahlen
Anode
+
Zinksulfid-
Beschichtung
Kanalstrahlen sind positiv geladene Ionen. Sie entstehen durch
Zusammenstoss von Gasteilchen und Kathodenstrahlen (Elektronen)

Sir Joseph John Thomson
Untersuchung der Ladungsträger
Wie werden die in einem
Gasentladungsrohr erzeugten
Ladungsträger durch elektrische und
magnetische Felder abgelenkt ?

_
Aufbau einer Kathodenstrahlröhre
(A) Magnetfeld,
(B) ohne Feld
(C) elektrisches Feld
+
elektrisches Feld
S
+
-
N
Magnet
Zinksulfid-
Beschichtung
(B)
(C)
(A)

Bestimmung des Ladungs-Masseverhältnis atomarer
Bausteine
Thomson bestimmte das Verhältnis zwischen der elektrischen Ladung
und der Masse eines Elektrons :
Elektron e – : e/m e = - 1.76 · 10 11 · C · kg -1
Die Untersuchung der Kanalstrahlen führte zum Verhältnis zwischen der
elektrischen Ladung und der Masse eines Protons :
Proton H + : e/m p = + 0.96 · 10 8 · C · kg -1
Thomsons Versuchsanordnung war das erste Massenspektrometer !

Thomsons Atommodell 1897
positiv geladene Kugel
Elektronen

Bestimmung der Elementarladung
Robert Andrews Millikan
1911

adioaktive
Quelle
Mikroskop mit
Messokkular
Der Öltröpfchenversuch
+
-
Düse
Schalter
Batterie

Berechnung der Ladungsmenge auf einem Tröpfchen
F = Q E
el
F = m g
gew
Im Schwebezustand ist die elektrische
Kraft gleich der Gewichtskraft
Q = Ladung, E = elektrische Feldstärke,
m = Masse, g = Gravitationsbeschleunigung,
U = Spannung, d = Abstand der
Platten
E �
U
d
Q �
U
d
� m � g �
Elementarladung e = -1.6020 · 10 -19 C
Q
m � g � d
�
U
Aus Thomsons Ladungs-zu-Masse-Verhältnissen e/m ergeben sich:
m e = 0.91091 · 10 -27 g und m p = 1.6725 · 10 -24 g

Sir James Chadwick
Entdeckung der Neutronen 1932
9
4
Be
�
4 2
He
�
12 6
C
�
1
0
n

Entdeckung der Röntgenstrahlung 1895
Wilhelm Conrad Röntgen
Kathode _
Kathodenstrahlen
Vakuum
Anode
+
Röntgenstrahlung

220 V
220 V
Anodenspannung 20 - 100 kV
Heizspannung
Kathode
Aufbau einer Röntgenröhre
Anode
Röntgenstrahlung
Vakuum
massiv für
Wärmeableitung

Intensität I
� min
Röntgenspektrum
Linienspektrum (innere
Übergänge in den Atomen)
Bremsspektrum
Wellenlänge �

Intensität
Einfluss von Heizstrom und Anodenspannung
Wellenlänge �
Heizstrom
groß
Heizstrom
gering
Intensität
Wellenlänge �
hohe Anoden-
Spannung
niedrige Anodenspannung

Eigenschaften von Röntgenstrahlung
Röntgenstrahlung durchdringt mit Leichtigkeit organische
Materialien, wie Fleisch, Papier oder Holz, Knochen und
Metall halten sie zurück.
Röntgenstrahlen werden weder durch elektrische noch
durch magnetische Felder abgelenkt, besitzen also keine
Ladung.
Frequenz: � � 10 17 Hz
Wellenlänge: � � 3 nm
Energie: keV
h �

Kosmische
Strahlen
�-Strahlen
Das elektromagnetische Spektrum
Röntgenstrahlen
Ultraviolett
sichtbares
Licht
25 24 23 22 21 20 19 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1
Infrarot
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
10
1 10 100
Femtometer Pikometer
Mikrowellen
1 10 100 1000 10 100 1000 104 1 1 1
1 10 1 10 100 1 10 100 1000
100 10 10
Radiowellen
Wechselstrom
Mikrometer Millimeter Meter Kilometer
log � [Hz]
log � [Å]

Entdeckung der Radioaktivität 1896
Uranhaltige Gesteine belichten
photographische Platten
Antoine Henri Becquerel Uranitit, Pechblende, UO 2

Isolierung von Radium und Polonium aus Pechblende
Marya Curie Pierre Curie

adioaktive
Probe
Ablenkung von radioaktiver Strahlung
�
�
Bleimantel
�
+
radioaktive
Probe
N
Bleimantel
Elektrisches Feld Magnetisches Feld
�
�
S
�

Ordnungs- und Nukleonenzahl
Nukleonenzahl
Ordnungszahl
A
ZEl
Elementsymbol
Kerne mit gleicher Ordnungszahl (Kernladungszahl) und
unterschiedlicher Nukleonenzahl (Massenzahl) werden als
Isotope bezeichnet. Isotope unterscheiden sich somit in der
Zahl ihrer Neutronen.

Der �-Zerfall
226
88
Der �-Zerfall
60
27
Ra
Entstehung von radioaktiver Strahlung
�
60
222
86
Rn
�
0 1
4 2
�
0
A A-4
El1 El +
4
Z Z-2 2 2
Co � 28Ni
� � � � 0�
1 1 0 0
0n
� 1p
� �1�
� 0�
A A
El +
0
+
0
Z Z+1 2 -1 0
El 1 � �
�

Entstehung von radioaktiver Strahlung
Der Elektroneneinfang
44
22
Der � + -Zerfall
43
22
Ti
Ti
� �
0 1
�
43
�
44
21
� 21Sc
� �
Sc
0 1
�
�
0
0
A
El +
0 A
1 � El Z -1 Z-1 2
�
A A
El1 El +
0
Z Z-1 2 +1
�
+
0
0�

Elementar-
teilchen
Eigenschaften von Elementarteilchen
Masse
(absolut) [kg]
Elektron 9.109534 � 10 -31
Proton 1.672649 � 10 -27
Neutron 1.674954 � 10 -27
Ladung
[C] [e]
-1.602189 � 10 -19
1.602189 � 10 -19
Radius
[m]
-1 < 10 -19
Dichte
[g � cm -3 ]
sehr hoch
+1 1.3 � 10 -15 2 � 10 14
�0 �0 1.3 � 10 -15 2 � 10 14
Protonen und Neutronen sind ungefähr 1830 mal schwerer als Elektronen.
Freie Neutronen besitzen eine Halbwertszeit von etwa 13 min.

Welche Kerne sind stabil ?
Kerne mit einer geraden Anzahl von Protonen und einer
geraden Anzahl von Neutronen sind stabiler als solche
mit einer anderen Kombination.
Besondere Stabilität zeigen Kerne mit ganz bestimmten
Nukleonenzahlen. Diese Zahlen heißen magische Zahlen.
Kerne mit magischen Zahlen oder mit Summen magischer
Zahlen sind besonders stabil.
2, 8, 20, 28, 40, 50, 82, 126, 184
208
82
Beispiele für doppelt stabile Isotope sind: He,
Pb,
O
4 2
16 8

E [MeV]
2.87
2.50
1.33
0
Zerfallsschemata und Zerfallsreihen
� 2
0.15%
� 1
�
�
60
27Co
99.85%
60
28Ni
A 238
234
230
226
222
218
214
210
206
3 min
Pb Bi Po
20 min 200 �s
Pb
Po
Tl Pb Bi Po
138 d
Rn
3.8 d
Ra
1600 a
�-Zerfall
�-Zerfall
4.5 10 9 a
7 h
Th Pa U
24.1 d
Th 2.5 10 5 a
8 10 4 a
81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92
U
Z

Der statistische Charakter des Kernzerfalls
Die einzelnen Atomkerne zerfallen unabhängig voneinander
und zufällig. Je Zeiteinheit zerfällt im Mittel eine bestimmte
Anzahl N an Kernen.
Für die statistische Schwankung um den Mittelwert N ergibt
sich:
In 68.3% aller Fälle liegt die Zahl der Zerfälle zwischen
N - � und N + �
In 95.4% aller Fälle liegt die Zahl der Zerfälle zwischen
N - 2� und N + 2�
In 99.7% aller Fälle liegt die Zahl der Zerfälle zwischen
�
�
�
N
N - 3� und N + 3�

f(x)
f(x)
N - 3�
Der statistische Charakter des Kernzerfalls
N - �
68.3%
N N + �
99.7%
N N + 3�
f(x)
N - 2�
95.4%
N N + 2�

Das Zerfallsgesetz
Die Anzahl der je Zeiteinheit zerfallenden Atomkerne ist der
Zahl der jeweils vorhandenen Kerne proportional
Proportionalitätsfaktor ist die Zerfallkonstante �. Sie gibt
den Bruchteil der in einem radioaktiven Nuklid enthaltenen
Atomkerne an, der in einer bestimmten Zeiteinheit zerfällt.
N
�
N
t
0 e
��
�
N 0 ist die Anzahl der zur Zeit t = 0 vorhandenen Atomkerne.

Die Halbwertszeit
Die Halbwertszeit � 1/2 ist die Zeit, in der die Hälfte aller
ursprünglich vorhandenen Kerne zerfallen ist.
1/1 1/2 1/4 1/8 1/16 1/32
�1/2 �1/2 �1/2 �1/2 �1/2
Die Halbwertszeit ist für jedes radioaktive Nuklid konstant
und charakteristisch.
�
1/
2
0.
693
�
�

Die Aktivität
Die Aktivität A gibt Auskunft darüber, wieviele Kerne je
Zeiteinheit eine radioaktive Umwandlung erleiden.
Sie ergibt sich aus der Definition der Zerfallskonstanten zu:
A = � N
Wird als Zeiteinheit die Sekunde gewählt, ergibt sich als Einheit der
Aktivität 1/s.
[A] = 1 s -1 = 1 Bq (Becquerel)
Eine ältere, nicht gesetzliche Einheit, die auf den Zerfall von Radium beruht ist das Curie:
1 Curie (1 Ci) = 3.7 ·10 10 s -1

elative Atomasse
(wie groß ist die
Masse im Vergleich
zu anderen
Massen?)
Die Atommasse
Atommasse
absolute Atommasse
(wie groß ist die
Masse selbst?)

Atommasse - Geschichtliches
H 2O: 1 g Wasserstoff : 7.936 g Sauerstoff
Atommasse von Wasserstoff = 1
Im Wasser kommt auf zwei Wasserstoffatome ein
Sauerstoffatom, so dass sich für den Sauerstoff eine relative
Atommasse von
ergibt.
2 x 7.936 = 15.872

Atommasse - Geschichtliches
NH 3 : 1 g Wasserstoff : 4.632 g Stickstoff
HCl : 1 g Wasserstoff : 35.175 g Chlor
Relative Atommasse von Stickstoff, bezogen auf H = 1,
beträgt
4.632 x 3 = 13.896
Relative Atommasse von Chlor, bezogen auf H = 1, beträgt
35.175

Relative Atommasse (A r )
H = 1 O = 16 12 C = 12
(Dalton 1805) (Stas 1865) (IUPAC 1961)
Wasserstoff 1.000 1.008 1.008
Chlor 35.175 35.457 35.453
Sauerstoff 15.872 16.000 15.999
Stickstoff 13.896 14.008 14.007
Kohlenstoff 11.916 12.011 12.011

Relative Atommasse (A r )
Die relative Atommasse eines Elementes ist das Verhältnis
der mittleren Masse eines Atoms des in der Natur
vorkommenden Isotopengemisches dieses Elementes zu 1 / 12
12
der Masse eines Atoms des Nuklids C (mit der Masse
12.000).
Die relative Atommasse ist eine dimensionslose
Verhältniszahl und wird mit A r abgekürzt.
Die relative Molekülmasse einer Verbindung ergibt sich
durch Addition der relativen Atommassen aller am Aufbau
des Moleküls beteiligten Atome.
6

Atomare Masseneinheit
Eine atomare Masseneinheit entspricht 1 / 12 der Masse des
12
Kohlenstoffisotops C und besitzt die Einheit 1 u.
6
Die Masse eines Kohlenstoffatoms beträgt 12 u.
Protonen und Nukleonen besitzen jeweils eine Masse von
etwa 1 u.
Mit der Masse eines Kohlenstoffatoms mC = 1.9926 ·10-26 kg
folgt:
1.
9926 �10
1 u �
12
�26
kg
�
1.
6605
�10
�27
kg
�
1.
6605
�10
�24
g

Mittlere Atommassen der Elemente
Die Atommassen im Periodensystem ergeben sich durch
anteilige Mittelwertbildung der Atommassen aller Isotope.
Ein Beispiel:
Chlor kommt mit den natürlichen Isotopen 35 Cl und 37 Cl vor.
Die Häufigkeit dieser beiden Isotope beträgt 75.77 % und
24.23 %. Die mittlere Atommasse ergibt sich somit zu:
75.
77
100
�
34.
97
u
24.
23
�
100
�
36.
97
u
�
35.
45
u

Anomalien im Periodensystem
Ordnungszahl Symbol Relative
Atommasse des
Elementes
18 Ar 39.948
19 K 39.102
27 Co 58.9332
28 Ni 58.71
Isotope
36 Ar (0.34%), 40 Ar (99.6%), 38 Ar
(Spuren)
39 K (93.4%) 40 K (6.6%), 41 K (Spuren)
57 Co (0.2%), 59 Co (99.8%)
58 Ni (66.4%), 60 Ni (26.7%), andere
Isotope (Spuren)
52 Te 127.60 Isotope mit Massenzahlen 130, 128,
126, 125, 124, 123, 122
53 I 126.9044 Reinelement

Das Mol
Ein Mol ist die Einheit für eine bestimmte Stoffmenge. Es ist
die Zahl der Atome, die in 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C
enthalten sind.
Zahl
der
12
12 1 u
C � Atome � 12 g C�
�
1.
6605 �10
6.
022
�10
23
12
C
�
Atome
�1
mol
24
12
g
�
1
C �
12
C � Atom
12 u
Atome
Avogadro-Zahl: 1mol = 6.022 ·10 23 Teilchen = N A
�

Die Molmasse
Die Molmasse eines Elementes gibt die Masse von 1 mol
Atomen des Elementes an.
Molmasse = mittlere atomare Masse · N A

Die absolute Atommasse
Die absolute Atommasse eines Elementes ergibt sich durch
Teilung der Molmasse durch die Avagadro-Zahl:
Absolute Atommasse = Molmasse/ N A
1 Chloratom besitzt die absolute Atommasse von:
m
Cl
�
35.
453g
6.
022 �10
/ mol
/ mol
23
(1 u = 1.6605 ·10 -24 g)
�
5.
8872
�
10
�23
g
�
35.
453
u

Sind die Atome leer ?
Lord Ernest Rutherford of Nelson Hans Wilhelm Geiger

Der Rutherfordsche Streuversuch 1911
Bleiblock
Radium
�-Strahlen
Goldfolie
Leuchtschirm

Der Rutherfordsche Streuversuch
�-Strahlen
500 nm
(~ 2000 Atomlagen)

Der Rutherfordsches Atommodell 1911
positiv geladener Kern
Elektronen
Der Kerndurchmesser beträgt mit 10 -15 m nur einen Bruchteil
des Atomdurchmessers von 10 -10 m !

Beispiel zum Größenverhältnis Atom zu Kern
Wenn ein Atom so groß wie die Erde sein würde, dann wäre
der Kern nur so groß wie ein Fußballstadion.
Atom Kern

Stabile Atome - Ein Paradoxon der klassischen Physik
+
+

Welle-Teilchen-Dualismus des Lichts:
Welleneigenschaften
� 1746 interpretiert Leonhard Euler die Spektralfarben als
Schwingungen verschiedener Frequenzen
� 1802 deutet Thomas Young die Newtonschen Ringe als Interferenz
von Wellen
� 1808 entdeckt und interpretiert Étienne Louis Malus die Polarisation
von Licht
� 1815 berechnet Augustin Jean Fresnel Beugungserscheinungen
� 1864 stellt James Clerk Maxwell eine elektromagnetische Lichttheorie
auf
� 1888 beweist Heinrich Rudolph Hertz, dass Reflexion, Brechung,
Beugung, Interferenz und Polarisation Charakteristika aller
elektromagnetischer Wellen sind

E
B
Elektromagnetische Wellen
c

Elektromagnetische Wellen
4.6 · 10 14 Schwingungen pro Sekunde
c
�
�
�
Frequenz
�
�
6.5 · 10 -5 cm
.
.
.
6.5 · 10 -5 cm
Wellenlänge
�
rotes Licht
~
�
= 3 · 10 10 cm · s-1
=
=
�
Geschwindigkeit
1
�
c

Kosmische
Strahlen
�-Strahlen
Das elektromagnetische Spektrum
Röntgenstrahlen
Ultraviolett
sichtbares
Licht
25 24 23 22 21 20 19 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1
Infrarot
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
10
1 10 100
Femtometer Pikometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
Mikrowellen
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 5-4-3-2-110 10 110
0123411 11010
5678910 101010 1012131410 15161718 l 10 104 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
1 10 100 1000 10 100 1000 104 1 1 1
1 10 1 10 100 1 10 100 1000
100 10 10
Radiowellen
Wechselstrom
Mikrometer Millimeter Meter Kilometer
log � [Hz]
log � [Å]

Farbe Wellenlänge
[nm]
Das sichtbare Licht
Wellenzahl
[cm -1 ]
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
blaugrün 500 20000 239 rot
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
Energie [kJ/
mol Photonen]
Komplementärfarbe
ultraviolett 350 28600 342 weiß
violett 400 25000 299 gelbgrün
blau 450 22200 266 orangegelb
grün 550 18200 218 purpur
gelb 600 16700 199 blau
orangerot 650 15400 184 blaugrün
rot 700 14300 171 blaugrün
dunkelrot 750 13300 160 blaugrün
infrarot (ultrarot) 800 12500 150 schwarz

Aufspaltung von sichtbarem Licht durch ein Prisma
Kontinuierliches Spektrum von Sonnenlicht
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom

Der Photoeffekt
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
Cäsium-
Metall
Wilhelm Ludwig Franz Hallwachs (1888)
_
Elektronen
+

Albert Einstein
Der Photoeffekt
Einsteinsche Gleichung (1905):
E = h · � = W A + ½ mv 2
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
W A = Austrittsarbeit

herausgelöstes
Elektron
herausgelöstes
Elektron höherer
kinetischer Energie
Licht
Der Photoeffekt
Metalloberfläche
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
Licht höherer Frequenz
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
herausgelöste
Elektronen mit
gleicher kinetischer
Energie
intensiveres Licht
gleicher Frequenz
E = W A + ½ mv2

Die Quantelung der Energie - Die Plancksche Gleichung
Energie wird nicht kontinuierlich
sondern in winzigen „Energieportionen“,
den Quanten (lat.
quant = Menge), übertragen.
Max Karl Ernst Ludwig Planck (geb. 1858 in Kiel !!!)
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
E = h ·�
h ist eine Naturkonstante und wird nach
Planck als Plancksches Wirkungsquantum
bezeichnet. Es besitzt den Wert
h = 6.63 ·10 -34 Js.

Linienspektrum von Wasserstoffatomen
�
656.3
�
R
486.1
434.0
410.2
H
� 1
� �
� 2
� n1
�
n
1
2
2
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
�
�
�
�
R H wird nach Rydberg als Rydberg-
Konstante bezeichnet und besitzt
den Wert
R H = 3.29 · 10 15 Hz
n 1 = 2; n 2 = 3, 4, ... n 1 = 1; n 2 = 2, 3, ...
Balmer-Serie Lyman-Serie
infrarot sichtbar ultraviolett
121.6
102.6
97.3

Niels Bohr
Das Bohrsche Atommodell (1911)
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom

Das Bohrsche Atommodell - Die Postulate
• Elektronen bewegen sich im Atom nur auf wenigen erlaubten
Kreisbahnen. Diese Kreisbahnen entsprechen bestimmten
Energiezuständen der Elektronen.
• Ein Elektron auf einer erlaubten Kreisbahn strahlt nicht.
• Für die erlaubten Energiezustände ist das Produkt aus dem Impuls
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
des Elektrons und dem Bahnumfang gleich einem ganzzahligen
Vielfachen des Wirkungsquantums h (Bahnbedingung)
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
m · v · r = n · h / 2 · � = n · h
(n = 1, 2, 3..., m = Elektronenmasse, v = Geschwindigkeit, r = Radius)
• Elektronische Übergänge finden nur zwischen den unterschiedlichen
Kreisbahnen durch Aufnahme oder Abgabe von Energiequanten h · �
statt (Frequenzbedingung)
�E = h · �

Das Bohrsche Atommodell
h �
n = 1
+
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
n = 2
n = 3

Die Spektrallinien des Wasserstoffs
Kernanziehung = Zentrifugalkraft
e = Elementarladung
m e = Elektronenmasse
� 0= elektrische Feldkonstante
r = Radius
v = Geschwindigkeit
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
e
2
4 � � � �
0
� r
4 � � � �
r
2
�
�
n
m
2
m
e
e
� h
2
v
�
r
2
e 2
� me
� v
0
n � h
Aus der Bahnbedingung folgt: v �
eingesetzt ergibt sich:
m � 2 � � � r
2
e
4 � � � �
0
�
m
e
�
� r � �
�
� m
e
n � h �
2 r �
�
� � � � �
2
�
e
�
2
� �
� � � e
� r
0
2

E
gesamt
� E
Die Spektrallinien des Wasserstoffs
k
� E
2
p
2
e
�
8 � � � �
4
e � me
� � �
2
8 � � � h
0
0
2
e
� ( �
�r
4 � � � �
n � h � �0
mit r �
2 folgt:
m � � � e
�E = h · �
e
2
3
� 1
� �
� 2
� n1
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
�
n
0
4
e � me
1
En � � �
2
8 � � � h n
1
2
2
2
e
) � –
�r
8 � � � �
�
�
�
�
2
0
0
�r
� � R
H
2
� 1
� �
� 2
� n1
�
n
1
2
2
�
�
�
�

Die Spektrallinien des Wasserstoffs
Energie
[cm -1]
([eV])
0
-4387 (-0.54)
-6855 (-0.85)
-12186 (-1.51)
-27420 (- 3.40)
-109678 (-13.59)
121.57 nm
102.58 nm
97.25 nm
656.3 nm
486.1 nm
434.0 nm
410.2 nm
1875.1 nm
1281.8 nm
1093.8 nm
sichtbareLicht s
2524 2320219 1817161514 1312109 87654 l 321
-7-6-101 1010 10 5-4-3-2-1 110
01234 11
11010
5678910101010 10 10121314 l 10 104 15161718 Å
Fem tometerPikom 10 Mikromeeter10 ter10Millimeter MeterK ilometer
os sce
Str�-StRön rahlen ahlen tgenstrUltr
ahlen aviolet
MikrInf rarotowellen
Rad iowellen
Wech selstrom
2630 nm
4050 nm
n = �, Ionisation
n = 5, Pfund-Serie
n = 4, Bracket-Serie
n = 3, Paschen-Serie, infrarot
n = 2, Balmer-Serie, sichtbar
n = 1, Lyman-Serie, ultraviolett

Albert Einstein
Masse - Energiebeziehung
Energie und Masse eines
Körpers sind zueinander
direkt proportional:
E = m · c 2
E = Energie, m = Masse,
c = Lichtgeschwindigkeit =
2.997925 ·10 8 m · s -1 � 3 · 10 8 m · s -1

Materiewellen (de Broglie-Gleichung)
Louis Victor Pierre Raymond Prinz von de Broglie
Wenn sich elektromagnetische
Wellen bei bestimmten
Experimenten wie ein
Teilchenstrom verhalten, so
sollten umgekehrt Materieteilchen
unter bestimmten
Bedingungen auch einen
Wellencharakter zeigen.

� = 2a
2
� = 2a
1
� = 2a
0
Materiewellen (de Broglie-Gleichung)
�
�
a
2a �
� a � n �
n 2
� = 2a
5
� = 2a
4
� = 2a
3

Umfang
2 � r
Materiewellen (de Broglie-Gleichung)
�
stabil
2 � � � r = n � �
+ +
instabil
Mit Hilfe der Bahnbedingung von Bohr m � v � 2 � � � r = n � h (n = 1, 2, 3,..) ergibt
sich:
�
�
h
m �
v
p
�
�
h

Beugung von Elektronen an Metallfolien (1927)
Elektronenbeugungsmuster einer
dünnen Goldfolie
Clinton Joseph Davisson und Lester Halbert Germer

Die Heisenbergsche Unschärferelation
Werner Karl Heisenberg
Es ist unmöglich
gleichzeitig Ort (q) und
Impuls (m · v) eines
Teilchens exakt
anzugeben.
�q
� �
�m�v� �
h
4 � �
�
�
2

Die Schrödingergleichung - Das Elektron als Welle
Erwin Schrödinger
H ˆ
Hˆ � � E�
= Hamiltonoperator,
� = Wellenfunktion,
E = Energieeigenwert

Die Schrödingergleichung - Das Elektron als Welle
• Die Schrödingergleichung ergibt nur unter bestimmten
Randbedingungen physikalisch sinnvolle Lösungen.
• Für Einelektronensysteme ist sie exakt lösbar.
• Die Lösung führt zu einer Reihe von Wellenfunktionen und
entsprechend vielen Energiezuständen.
• Da es nicht möglich ist Ort und Impuls eines Elektrons anzugeben,
wird nur die Wahrscheinlichkeit angegeben das Elektron in einem
bestimmten Bereich d� zu finden. Diese ergibt sich durch Integration
des Quadrates der Wellenfunktion � 2 über den Bereich d�.
• Die Wahrscheinlichkeit ein Elektron in einer Kugelschale vom Radius
r anzutreffen beträgt beispielsweise:
4 r dr
2
r
2
� �
• Die Wahrscheinlichkeit ein Elektron in einem bestimmten Bereich zu
finden entspricht der Elektronendichte in diesem Bereich.
�
r�0

????
Die Schrödingergleichung
� � 0
)
,
,
r
(
)
,
,
r
(
E
)
,
,
r
(
E
h
r
m
8
)
,
,
r
(
z
sin
1
sin
sin
1
r
r
r
p
ges
2
2
e
2
2
2
2
2
2
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
��
�
�
�
�
�
�
�
�
�
��
�
�
��
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
� � 0
)
z
,
y
,
x
(
)
z
,
y
,
x
(
E
)
z
,
y
,
x
(
E
h
m
8
)
z
,
y
,
x
(
z
y
x
p
ges
2
e
2
2
2
2
2
2
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�

Was sind Orbitale ?
• Orbitale sind Bereiche, in denen ein Elektron eine
bestimmte Aufenthaltswahrscheinlichkeit besitzt.
• Orbitale stellen erlaubte Energiezustände der Elektronen
dar. (Einelektronenzustände)
• Die räumliche Ausdehnung und Gestalt der Orbitale ergibt
sich aus den Lösungsfunktionen der Schrödingergleichung.

� 2 (r)
r = r Bohr
�2(r)4�r2 �(r)
Wie werden Orbitale dargestellt ?
1s 2s 3s
Radiale Anteile der Wellenfunktion �(r)
der ersten Elektronenzustände in
Abhängigkeit von r,
Aufenhaltswahrscheinlichkeit � 2 (r) und
Aufhaltswahrscheinlichkeit � 2 (r) 4�r 2
innerhalb einer Kugel vom Radius r.
r r
r
2p 3p
r
3d
r
r

Wie werden Orbitale dargestellt ?

Wie werden Orbitale dargestellt ?
Kugelwolkenmodell Konturliniendiagramm Elektronendichteplot

Atomorbitale und Quantenzahlen
• Die Quantenzahlen legen Größe, Gestalt und räumliche
Orientierung der Atomorbitale, sowie die Energie der in
den jeweiligen Orbitalen anzutreffenden Elektronen fest.
• Die Quantenzahlen ergeben sich beim Lösen der
Schrödingergleichung.
• Die Quantenzahlen können nur ganzzahlige Werte
annehmen.

Quantenzahlen
Die Hauptquantenzahl n bestimmt die mittlere Entfernung
des Elektrons zum Kern und somit auch dessen Energie. Die
Energie der Elektronen nimmt mit steigender
Hauptquantenzahl zu. Sie kann die Werte n = 1, 2, ...�
annehmen.
Die Nebenquantenzahl oder Bahndrehimpulsquantenzahl
l bestimmt die Gestalt der Orbitale. Sie kann Werte von 0 bis
n - 1 annehmen.
Die magnetische Quantenzahl m l legt die räumliche
Orientierung der Orbitale fest. Sie kann Werte zwischen -l bis
+l annehmen.

Quantenzahlen
n l Name des Orbitals ml Anzahl
1 0 1s 0 1
2 0 2s 0 1
1 2p -1, 0, 1 3
3 0 3s 0 1
1 3p -1, 0, 1 3
2 3d -2, -1, 0, 1, 2 5
4 0 4s 0 1
1 4p -1, 0, 1 3
2 4d -2, -1, 0, 1, 2 5
3 4f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7

Energie
Orbitalenergieniveau-Schema eines
Einelektronensystems
3s 3p 3d
2s
1s
2p

x
Gestalt von s-Orbitalen
s
z
n = 1
l = 0
m = 0
y
x
s
z
n = 2
l = 0
m = 0
y

Gestalt von p-Orbitalen
z z
y y
x x
p x p y p z
n = 2 n = 2 n = 2
l = 1 l = 1 l = 1
m = ±1 m = ±1 m = 0
x
z
y

dx-y 2 2
n = 3
l = 2
m = ±2 x
x
z
d xy
n = 3
l = 2
m = ±2
Gestalt von d-Orbitalen
y
z
x
y
d xz
z
n = 3
l = 2
m = ±1
x
y
z
x
y
d yz
n = 3
l = 2
z
m = ±1
d z2
n = 3
l = 2
m = 0
y

Gestalt von Orbitalen
s-Orbital
p x -Orbital
p y -Orbital
p z -Orbital
d xy -Orbital
d xz -Orbital
d yz -Orbital
d x2y2 -Orbital
d z2 -Orbital

m = +½
s
Der Elektronenspin
z z
m = -½
s
� �

Der Nachweis des Elektronenspins
Otto Stern Walther Gerlach

Der Stern-Gerlach-Versuch (Frankfurt/Main 1924)
Strahl aus
Silberatomen
Detektor
inhomogenes
Magnetfeld

Die effektive Kernladung
Die elektrostatische Anziehungskraft des Atomkerns auf die
Elektronen eines Mehrelektronensystems ist unterschiedlich.
Kernnahe Elektronen schirmen die positive Kernladung nach
aussen ab, so dass weiter entfernte Elektronen nur noch
eine verringerte Anziehungskraft spüren:
Z eff = Z - S
S ist die Abschirmungskonstante und läßt sich mit den von
John Clark Slater aufgestellten Regeln berechnen.

Energieniveauschema eines Mehrelektronensystems
Energie
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f

Energieniveauschema eines Mehrelektronensystems
1s
2s
2p 3s
3p 4s
3d 4p 5s
4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f
6d 7p

Wolfgang Pauli
Das Pauli-Prinzip (1925)
Alle Elektronen eines Atoms
müssen sich in mindestens
einer Quantenzahl unterscheiden

H
Elektronenkonfiguration von Mehrelektronensystemen
1s 1 1s 1
He
Li
1s 2 1s 2
Elektronenpaar
Hauptquantenzahl 1 2 3 4 5 6 7
Maximale Elektronenzahl 2 8 18 32 50 72 98
Jede Elektronenschale kann 2 · n 2
Elektronen aufnehmen
1s2 1s2 2s1

Elektronenkonfiguration von Mehrelektronensystemen
Be
B
1s2 2s2 1s2 1s2 2s2 1s2 2p1 ?
C
?
1s 2
1s 2
2s 2
2s 2
2p 2

Die Hund‘sche Regel (Regel der höchsten Multiplizität)
Friedrich Hund
Alle entarteten Orbitale (also
Orbitale mit gleicher Energie)
werden zunächst einfach mit
Elektronen gleichgerichteten
Spins besetzt.

Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen
N
O
F
Ne
1s2 2s2 1s2 2p3 1s2 2s2 1s2 2p4 1s2 2s2 1s2 2p5 1s2 2s2 2p6 1s2 Eine vollständig mit
Elektronen besetzte
Elektronenschale ist
energetisch besonders
stabil.
Helium und Neon
sind daher Edelgase.

Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen
Na
1s2 3s1 2s2 2p6 [Ne]
[Ne]3s 1
Vollständig mit Elektronen besetzte Elektronenschalen werden für
eine kürzere Schreibweise durch das in eckige Klammer gesetzte
Elementesymbol des entsprechenden Edelgases dargestellt.

Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen
Atomorbital
Elektronenzahl
Ordnungszahl
Elementsymbol
1s 1 1 H 1s 1
2 2 He 1s 2
Elektronenkonfiguration
2s 1 3 Li [He]2s 1
2 4 Be [He]2s 2
2p 1 5 B [He]2s 2 2p 1
2 6 C [He]2s 2 2p 2
3 7 N [He]2s 2 2p 3
4 8 O [He]2s 2 2p 4
5 9 F [He]2s 2 2p 5
6 10 Ne [He]2s 2 2p 6
3s 1 11 Na [Ne]3s 1
2 12 Mg [Ne]3s 2

1
2
3
4
5
6
7
s-Orbitale
s 1 s 2
1 2
H He
3 4
Li Be
11 12
Na Mg
19 20
K Ca
37 38
Rb Sr
d 1
Das Periodensystem der Elemente
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
39 40 41 42 43 44 45 46 47 48
Y f Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
1 f2 f3 f7 f11 f4 f8 f12 f6 f10 f14 f5 f9 f13 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
p1 p2 p3 p4 p6 p5 5 6 7 8 9 10
B C N O F Ne
13 14 15 16 17 18
Al Si P S Cl Ar
31 32 33 34 35 36
Ga Ge As Se Br Kr
49 50 51 52 53 54
In Sn Sb Te I Xe
81 82 83 84 85 86
Tl Pb Bi Po At Rn
87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es FmMd
No Lr Rf Db Sg Bh Hs
Eka- Eka-
Mt Eka-
Pt Au Hg
_ _ _ _ _ _
s-Block
f-Orbitale
d 2
d 3
d-Orbitale
d 4
d 5
d 6
d 7
d 8
d 9
d 10
p-Orbitale
f-Block d-Block
p-Block

Geschichte des Periodensystems
Antoine Laurent de Lavoisier
(1789)
Substances simples
qui appartiennent
aux trois règnes,
et qu'on
peut regarder
comme
les éléments des corps.
Substances simples,
non métalliques,
oxydables
et acidifiables.
Substances simples,
métalliques,
oxydables
et acidifiables.
Substances simples,
salifiables terreuses.
TABLEAU DES SUBSTANCES SIMPLES.
NOMS NOUVEAUX
Lumière.
Calorique.
Oxygène.
Azote.
Hydrogène.
Soufre...
Phosphore.
Carbone...
Radical muriatique.
Radical fluorique.
Radical boracique.
Antimoine.
Argent.
Arsenic.
Bismuth.
Cobalt.
Cuivre.
Étain.
Fer.
Manganèse.
Mercure.
Molybdène.
Nickel.
Or.
Platine.
Plomb.
Tungstène.
Zinc.
Chaux.
Magnésie.
Baryte.
Alumine.
Silice.
NOMS ANCIENS
CORRESPONDANTS.
Lumière.
Chaleur.
Principe de la chaleur.
Fluide igné.
Feu.
Matière du feu et de la chaleur.
Air déphlogistiqué.
Air empiréal.
Air vital.
Base de l' air vital.
Gaz phlogistiqué.
Mofette.
Base de la mofette.
Gaz inflammable.
Base du gaz inflammable.
Soufre.
Phosphore.
Charbon pur.
Inconnu.
Inconnu.
Inconnu.
Antimoine.
Argent.
Arsenic.
Bismuth.
Cobalt.
Cuivre.
Étain.
Fer.
Manganèse.
Mercure.
Molybdène.
Nickel.
Or.
Platine.
Plomb.
Tungstène.
Zinc.
Terre calcaire chaux.
Magnésie, base sel d' Epsom.
Barote, terre pesante.
Argile, terre de l' alun, base de alun.
Terre siliceuse, tere vitrifiable.

Döbereiners Triadenregel 1817 - 1829
Elemente, die ein ähnliches chemisches Verhalten
aufweisen, lassen sich in Triaden mit nahezu gleicher
Atommassendifferenz ordnen.
17
Cl
35.453
35
Br
79.904
53
I
126.90
44.4
47.0
16
S
32.066
34
Se
78.96
52
Te
127.60
46.9
48.6
20
Ca
40.078
38
Sr
87.62
56
Ba
137.33
47.5
49.7
3
Li
6.941
11
Na
22.990
19
K
39.098
16.1
16.1

Julius Lothar Meyer
Geschichte des Periodensystems
1870
Periodizität der Atomvolumina
(Quotient aus Atommasse und
Dichte in Abhängigkeit der
Ordnungszahl)

cm 3/Grammatom
80
70
60
50
40
30
20
C
Na
Meyers Atomvolumenkurve
K
Rb
10
0
N Al
Co
Ru
Ir
1 11 21 31 41 51 61 71 81 91
Ordnungszahl
Cs
Seltene
Erdmetalle
Pb

Meyers Periodensystem 1870
I II III IV V VI VII VIII IX
B=11.0 Al=27.3 - - - ?In=113.4 - Tl=202.7
C=11.97 Si=28 - Sn=117.8 - Pb=206.4
Ti=48 Zr=89.7
N=14.01 P=30.9 As=74.9 Sb=112.1 Bi=207.5
V=51.2 Nb=93.7 Ta=182.2
O=15.96 S=31.98 Se=78 Te=128? -
Cr=52.4 Mo=95.6 W=183.5
F=19.1 Cl=35.38 Br=79.75 J=126.5
Mn=54.8 Ru=103.5 Os=198.6?
Fe=55.9 Rh=104.1 Ir=196.7
Co=Ni=58.6 Pd=106.2 Pt=196.7
Li=7.01 Na=22.99 K=39.04 Rb=85.2 Cs=132.7 -
Cu=63.3 Ag=107.66 Au=196.2
?Be=9.3 Mg=23.9 Ca=39.9 Sr=87.0 Ba=136.8 -
Zn=64.9 Cd=111.6 Hg=199.8
Differenz von I zu II und von II zu III ungefähr = 16; Differenz von III zu V, IV zu VI, V
zu VII schwankend um 46; Differenz VI zu VIII, von VII zu IX = 88 – 92.

Geschichte des Periodensystems
Dimitrij Iwanowitsch Mendelejew
Ordnung der Elemente nach
steigenden Atommassen unter
Berücksichtigung der
chemischen Eigenschaften

Mendelejews Periodensystem 1869
Ti = 50 Zr = 90 ? = 180
V = 51 Nb = 94 Ta = 182
Cr = 52 Mo = 96 W = 186
Mn = 55 Rh = 104.4 Pt = 197.4
Fe = 56 Ru = 104.4 Ir = 198
Ni = Co = 59 Pd = 106.6 Os = 199
H = 1 Cu = 63.4 Ag = 108 Hg = 200
Be = 9.4 Mg = 24 Zn = 65.2 Cd = 112
B = 11 Al = 27.4 ? = 68 Ur = 116 Au = 197?
C = 12 Si = 28 ? = 70 Sn = 118
N = 14 P = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 210
O = 16 S = 32 Se = 79.4 Te = 128?
F = 19 Cl = 35.5 Br = 80 J = 127
Li = 7 Na = 23 K = 39 Rb = 85.4 Cs = 133 Tl = 204
Ca = 40 Sr = 87.6 Ba = 137 Pb = 207
? = 45 Ce = 92
?Er = 56 La = 94
?Yt = 60 Di = 95
?In = 75.6 Th = 118?

Mendelejews Vorhersagen 1871
Vorhersage Bestimmung
Eka-Aluminium Gallium (1875)
Atommasse [u] 68 69.9
Dichte [g/cm 3 ] 6.0 5.96
Eka-Bor Scandium (1879)
Atommasse [u] 44 43.79
Oxid Eb2O3 Sc2O3
Dichte [g/cm 3 ] 3.5 3.864
Sulfat Eb2(SO4)3 Sc2(SO4)3
Eka-Silicium Germanium (1886)
Atommasse [u] 72 72.3
Dichte [g/cm 3 ] 5.5 5.469
Oxid EsO2 GeO2
Dichte [cm 3 ] 4.7 4.703
Chlorid EsCl4 GeCl4
Sdp. [°C] < 100 86
Dichte [g/cm 3 ] 1.9 1.887
Fluorid EsF4, nicht gasförmig GeF4 � 3H2O, weißer Feststoff
Ethyl-Verbindung Es(C2H5)4 Ge(C2H5)4
Sdp. [°C] 160 162.5 - 163
Dichte [g/cm 3 ] 0.96 etwas kleiner als 1

Henry Gwyn Jeffreys Moseley
Die Reihenfolge der Elemente
Analyse von
Röntgenspektren
der chemischen
Elemente (1913)

Ti 22
V 23
Cr 24
Mn 25
Fe 26
Co 27
Ni 28
Cu 29
Zn 30
Röntgenspektren
K -Linie im Röntgenspektrumausgewählter Elemente
�
0 0.1 0.2 0.3
� (nm)

Entstehung von Röntgenspektren
n=5
K �
n=1
n=2
n=3
n=4
M �
K �
M �
M-Serie
K-Serie
K �
L �
L �
L-Serie
L �

Röntgenspektren und Ordnungszahl
Die Frequenz einer Linie
nimmt proportional mit dem
Quadrat der
Kernladungszahl zu
-3 -1/2
1/ � 10 [cm ]
25
20
15
10
5
0
0 10 20 30 40 50 60 70
Ordnungszahl

Das heutige Periodensystem
1
1.0079
H
3
Li
6.941
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
33
74.922
As
7
14.007
N
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
84
208.98
Po*
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
83
208.98
Bi
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
34
78.96
Se
8
15.999
O
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
85
209.99
At*
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
35
79.904
Br
9
18.998
F
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
52
127.60
Te
16
32.066
S
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
53
126.90
I
17
35.453
Cl
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*

Perioden
Gruppen und Perioden
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Gruppen
1. 2. 3....
2 Elemente
8 Elemente
8 Elemente
18 Elemente
18 Elemente
32 Elemente
32 Elemente

IUPAC
CA
Europ.
Nomenklatur des Periodensystems
1
Ia
IA
1
H
2
3 4
Li Be
11 12
Na Mg
19 20
K Ca
37 38
Rb Sr
55 56 57
Cs Ba La
87 88
Fr Ra
3
VIIIA/0B
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
39 40 41 42 43 44 45 46 47 48
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
89
Ac
4
IIa IIIb IVb
IIA IIIA IVA
Lanthanoide
Actinoide
72 73 74 75 76 77 78 79 80
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
104
5
105
6
Vb VIb VIIb
VA VIA VIIA
8
9
VIIIb/0b
13 14 15 16 17 18
Al Si P S Cl Ar
31
Ga
2
He
5 6 7 8 9 10
B C N O F Ne
32 33 34 35 36
Ge As Se Br Kr
49 50 51 52 53 54
In Sn Sb Te I Xe
81 82 83 84 85 86
Tl Pb Bi Po At Rn
106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Eka- Eka- Eka- _ _ _ _ _ _
Pt Au Hg
Rf Db Sg Bh Hs
Mt
7
10
58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es FmMd
No Lr
11
Ib
IB
12
13
14
15
16
17
18
IIb IIIa IVa Va VIa VIIa VIIIa
IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB

Zeitliche Entdeckung der Elemente
1
1.0079
H
3
Li
6.941
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
33
74.922
As
7
14.007
N
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
84
208.98
Po*
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
83
208.98
Bi
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
34
78.96
Se
8
15.999
O
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
85
209.99
At*
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
35
79.904
Br
9
18.998
F
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
52
127.60
Te
16
32.066
S
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
53
126.90
I
17
35.453
Cl
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*
Altertum
13. Jahrhundert
15. Jahrhundert
17. Jahrhundert
18. Jahrhundert
19. Jahrhundert
20. Jahrhundert

Metallcharakter nimmt zu
Metallcharakter der Elemente
Metallcharakter nimmt ab
1 2
H He
3 4
Li Be
11 12
Na Mg
19 20
K Ca
37 38
Rb Sr
55 56
Cs Ba
87 88
Fr Ra
5 6 7 8 9 10
B C N O F Ne
13 14 15 16 17 18
Al Si P S Cl Ar
31 32 33 34 35 36
Ga Ge As Se Br Kr
49 50 51 52 53 54
In Sn Sb Te I Xe
81 82 83 84 85 86
Tl Pb Bi Po At Rn

Aggregatzustände der Elemente bei Raumtemperatur
1
H
3 4
Li Be
11 12
Na Mg
19 20
K Ca
37 38
Rb Sr
55 56 57
Cs Ba La
87 88
Fr Ra
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
39 40 41 42 43 44 45 46 47 48
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
89
Ac
fest
gasförmig (11)
flüssig (2)
72 73 74 75 76 77 78 79 80
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
104 105 106 107
108 109 110 111 112
Rf Db Sg Bh Hs Mt
Eka-
Pt
Eka-
Au
Eka-
Hg
13 14 15 16 17 18
Al Si P S Cl Ar
31
Ga
2
He
5 6 7 8 9 10
B C N O F Ne
32 33 34 35 36
Ge As Se Br Kr
49 50 51 52 53 54
In Sn Sb Te I Xe
81 82 83 84 85 86
Tl Pb Bi Po At Rn
113 114 115 116 117 118
_ _ _ _ _ _

Was ist ein Aggregatzustand?
resublimieren
fest
sublimieren
gasförmig
schmelzen
erstarren
kondensieren
verdampfen
flüssig

1
H
3 4
Li Be
11 12
Na Mg
19 20
K Ca
37 38
Rb Sr
Radioaktive Elemente
nur radioaktive Isotope bekannt
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es FmMd
No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt
2
He
5 6 7 8 9 10
B C N O F Ne
13 14 15 16 17 18
Al Si P S Cl Ar
31 32 33 34 35 36
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
Eka-
Pt
Eka-
Au
Eka-
Hg
81 82 83
Tl Pb Bi
84 85 86
Po At Rn
87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107
108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
_ _ _ _ _ _

Der Atomradius
Definition der verschiedenen Radien
Kovalenter Radius Metall-Radius Van der Waals-Radius
2 r 2 r 2 r

Radius r
[pm]
250
200
150
100
50
H
Li
F
Na
Cl
Der Atomradius
K
Sc
Ga
Br
Rb
Zr
Y In
I
Cs
La
Hf
Tl
At
Hauptgruppen
Nebengruppen
Ordnungszahl
Ra

Der kovalente Atomradius
104
S
117
Se
137
Te
66
O
114
Br
133
I
99
Cl
64
F
170
Tl
167
In
153
Ga
143
Al
82
B
182
Bi
141
Sb
121
As
110
P
70
N
158
Sn
122
Ge
117
Si
77
C
175
Pb
224
Ba
215
Sr
197
Ca
160
Mg
111
Be
37
H
272
Cs
250
Rb
235
K
191
Na
157
Li

Der van der Waals-Radius
180
S
150
O
180
Cl
150
F
200
Tl
190
In
190
Ga
205
Al
220
Xe
190
Ar
190
160
P
Ne
160
180
N
He
210
Si
170
C
190
Se
210
Te
190
Br
210
I
240
Bi
220
200
Sb
Kr
200
As
220
Sn
200
Pb
140
H
260
Cs
242
Rb
275
K
227
Na
171
Mg
111
Be
181
Li
160
160
170
Ni
Pd
Pt
140
160
150
Zn
Cd
Hg
140
170
170
Cu
Ag
Au

H
0.013
+
Li +
76
Na +
102
K +
138
Rb +
152
Cs +
167
H
37
Li
157
Na
191
K
235
Rb
250
Cs
272
H -
154
Be 2+
45
Mg 2+
72
Ca 2+
100
Sr 2+
118
Ba 2+
135
Be
111
Mg
160
Ca
197
Sr
215
Ba
224
B 3+
27
Al 3+
54
Ga 3+
62
In 3+
80
Tl +
150
Ionenradien (KZ 6)
B
82
Al
143
Ga
153
In
167
Tl
170
C
16
4+
Si 4+
40
Ge 2+
73
Sn 4+
69
Pb 2+
119
C
77
Si
117
Ge
122
Sn
158
Pb
175
N
16
3+
P 3+
44
As 3+
58
Sb 3+
76
Bi 3+
103
N
70
P
110
As
121
Sb
141
Bi
182
N - 3
171
S 4+
37
Se 4+
50
Te 4+
97
O
66
S
104
Se
117
Te
137
O - 2
140
S - 2
184
Se - 2
198
Te - 2
221
Cl 7+
27
Br 7+
39
I 5+
95
F
64
Cl
99
Br
114
I
133
F -
133
Cl -
181
Br -
196
I -
220

Der Radius von Metallionen
Cr
Mn
Fe
Cu
2+ 3+ 4+ 5+ 6+
129 87 76 69 63 58
2+ 3+ 4+ 7+
127 81 72 67 60
2+ 3+ 4+
126 92 78 72
+ 2+ 3+
127 91 87 68

Die Elektronenaffinität - Definition
Die Elektronenaffinität ist die Energie, die bei der
Anlagerung von Elektronen an gasförmige Atome
freigesetzt wird.
El (g) + e – El – (g) ��H = - E [eV]
Definitionsgemäß trägt die Elektronenaffinität ein
negatives Vorzeichen!

Elektronenaffinität[eV]
4
3
2
1
0
-1
H
Li
He
O
F
Na
Ne
S
Cl
Die Elektronenaffinität
K
Ar
Se
Br
Rb
Kr
Te
I
Xe
Hauptgruppen
Nebengruppen
Cs
At
Rn
Ordnungszahl

Die Ionisierungsenergie - Definition
Die Ionisierungsenergie ist die zur Entfernung eines Elektrons aus
dem Atom- oder Molekülverband benötigte Energiemenge.
E (g) E + (g) + e – (g)
Es gibt erste, zweite, dritte und höhere Ionisierungsenergien!
Die Ionisierungsenergie von Atomen ist eine Funktion des Radius r
und der Kernladung Z eff :
IE = f(r, Z eff ) ~
Je kleiner der Radius und je höher die Kernladung, desto größer ist
die Ionisierungsenergie!
Z eff
r

1. Ionisierungsenergie
[eV]
25
20
15
10
5
0
H
He
Li
Die erste Ionisierungsenergie IE 1
Ne
Na
Ar
K
Kr
Rb
Xe
Cs
Hauptgruppen
Nebengruppen
La
Rn
Fr
Ordnungszahl

Erste, zweite und dritte Ionisierungsenergien
Ionisierungsenergie
[eV]
140 1. IE
120
100
80
60
40
20
0
Li
Na
2. IE
3. IE
Ordnungszahl

Die Elektronegativität
Die Elektronegativität � ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms die
Elektronen einer (Atom-)Bindung anzuziehen.
Die Elektronegativität ist eine aus empirischen Daten berechnete Größe.
Pauling: (�D AB ) 1/2 = k |� A - � B |
1
Mulliken: � � ( IE � AE)
� � � 0. 168 �(
IE � AE)
� 0.
207
2
Zeff
Allred-Rochow: � ~
�
2
r
Z
� = 0.
359 � 2
r
eff �
0.
744
Elektronegativitäten beziehen sich immer auf gebundene Atome,
Elektronenaffinitäten auf freie Atome.
D = Dissoziationsenergie, IE = Ionisierungsenergie, AE = Elektronenaffinität, Z eff = effektive Kernladung

Elektronegativität
4
3
2
1
H
Li
F
Na
Cl
K
Die Elektronegativität
Br
Rb
Hauptgruppen
Nebengruppen
I
Cs
At
Ordnungszahl

Elektronegativitäten der Haupt- und
Nebengruppenelemente (Allred-Rochow)
H
2.2
He
Li
0.97
Be
1.47
B
2.01
C
2.5
N
3.07
O
3.5
F
4.10
Ne
Na
1.01
Mg
1.23
Al
1.47
Si
1.74
P
2.06
S
2.44
Cl
2.83
Ar
K
0.91
Ca
1.04
Sc
1.20
Ti
1.32
V
1.45
Cr
1.56
Mn
1.60
Fe
1.64
Co
1.70
Ni
1.75
Cu
1.75
Zn
1.66
Ga
1.82
Ge
2.02
As
2.2
Se
2.48
Br
2.74
Kr
Rb
0.89
Sr
0.99
Y
1.11
Zr
1.22
Nb
1.23
Mo
1.30
Tc
1.36
Ru
1.42
Rh
1.45
Pd
1.30
Ag
1.42
Cd
1.46
In
1.49
Sn
1.72
Sb
1.82
Te
2.01
I
2.21
Xe
Cs
0.86
Ba
0.97
La
1.08
Hf
1.23
Ta
1.33
W
1.40
Re
1.46
Os
1.52
Ir
1.55
Pt
1.42
Au
1.42
Hg
1.44
Tl
1.44
Pb
1.55
Bi
1.67
Po
1.76
At
1.96
Rn
Fr
0.86
Ra
0.97

1
H
1.0079
3
Li
6.941
11
Na
22.990
19
K
39.098
37
Rb
85.468
55
Cs
132.91
87
Fr*
223.02
4
Be
9.0122
12
Mg
24.305
20
Ca
40.078
38
Sr
87.62
56
Ba
137.33
88
Ra*
226.03
Periodische Eigenschaften der Elemente
21
Sc
44.956
39
Y
88.906
57
La
138.91
89
Ac*
227.03
22
Ti
47.867
40
Zr
91.224
72
Hf
178.49
104
Rf*
261.11
58
Ce
140.12
90
Th*
232.04
23
V
50.942
41
Nb
92.906
73
Ta
180.95
105
Db*
262.11
59
Pr
140.91
91
Pa*
231.04
24
2 CrNa
+ 2 H 51.996
2O 2NaOH+H2 42
Mo
95.94
74
W
183.84
106
Sg*
263.12
60
Nd
144.24
92
U*
238.03
CaO + H 2O Ca(OH) 2

Periodische Eigenschaften der Elemente
SnO + 2 H + Sn 2+ + H 2O
SnO + OH - + H 2O Sn(OH) 3
Al Al 3+ + 3 e -
In In + + e -
In In 3+ + 3 e -
Sn + O2 2 Pb + O2 SnO 2
2 PbO
29
Cu
63.546
47
Ag
107.87
79
Au
30
Zn
65.39
48
112.41
80
Hg
26.982
31
Ga
69.723
49
114.82
81
Tl
196.97 200.59 204.38
111 112
Eka-AuEka-Hg
272
65
Tb
158.93
97
Bk*
247.07
Cd
66
Dy
162.50
98
Cf*
251.08
5
B
10.811
13
Al
In
67
Ho
164.93
99
Es*
252.08
6
C
12.011
14
Si
28.086
32
Ge
72.61
50
Sn
118.71
82
Pb
207.2
68
Er
167.26
100
Fm*
257.10
7
N
14.007
15
P
30.974
33
As
74.922
51
Sb
121.76
83
Bi
208.98
69
Tm
168.93
101
Md*
258.10
Pb 2+ + 2 H 2O PbO 2 +4H + +2e -
Pb 2+ + 2 H 2O + Cl 2
-
PbO 2 +4H + +2Cl -
8
O
15.999
16
S
32.066
34
Se
78.96
52
Te
127.60
84
Po*
208.98
70
Yb
173.04
102
No*
259.10
9
F
18.998
17
Cl
35.453
35
Br
79.904
53
I
126.90
85
At*
209.99
71
Lu
174.97
103
Lr*
260.11
2
He
4.0026
10
Ne
20.180
18
Ar
39.948
36
Kr
83.80
54
Xe
131.29
86
Rn*
222.02

Periodische Eigenschaften der Elemente
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
33
74.922
As
7
14.007
N
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
84
208.98
Po*
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
83
208.98
Bi
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
34
78.96
Se
8
15.999
O
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
85
209.99
At*
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
35
79.904
Br
9
18.998
F
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
52
127.60
Te
16
32.066
S
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
53
126.90
I
17
35.453
Cl
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*

Schrägbeziehungen im Periodensystem
Das Ladungs-zu-Radius-Verhältnis der Kationen ist
vergleichbar! Ein vergleichbares Verhältnis von Ladung zu
Radius bedeutet ähnliche chemische Eigenschaften !
3
Li
6.941
11
Na
22.990
4
Be
9.0122
12
Mg
24.305
5
B
10.811
13
Al
26.982
6
C
12.011
14
Si
28.086
Li +
1.32
Na +
0.98
Be 2+
4.44
Mg 2+
2.77
B 3+
11.10
Al 3+
5.55
C 4+
25.00
Si 4+
10.00
(Ladung/Radius [pm] · 10 2 )

Die chemische Bindung
Grenztypen: kovalente oder Atombindung
ionische Bindung
metallische Bindung

Gilbert Edward Lewis
Oktett-Theorie von Lewis
Atome versuchen durch
die Nutzung gemeinsamer
Elektronenpaare möglichst
ein Elektronenoktett zu
erlangen.

Oktett-Theorie von Lewis
Li Be B C N O F
Hal-Hal O-O

Lewis-Schreibweise für Atome und Moleküle
F
abgeschlossene
Schale, Elektronen
werden nicht dargestellt
1s2 2s2 1s2 2p5 drei Elektronenpaare, ein
isoliertes Elektron,
Elektronenkonfiguration der
äußeren Elektronen
H He N O Na Cl F F N N
H H H H
F

Konstruktion von Lewis-Formeln
� Die Valenzschale der 1. Periode ist mit zwei Elektronen vollständig
gefüllt.
� Die Bindigkeit wird durch die Zahl der einfach besetzten Orbitale
bestimmt.
� Wasserstoff- und Halogen-Atome sind einbindig.
� Sauerstoff-Atome sind zweibindig
� Stickstoff-Atome sind dreibindig, bei Kationen vierbindig.
� Kohlenstoff- und Silicium-Atome sind vierbindig.
� Bei unbesetzten d-Orbitalen kann die Zahl von acht
Aussenelektronen (Oktett) überschritten werden.
� Die Formel mit der niedrigsten Energie ist richtig: höchstmögliche
Zahl an Bindungen, heteronukleare Bindungen sind stärker,
maximale räumliche Entfernung der Atome voneinander.

Beispiel CO 2 :
Aufstellen einer Lewis-Formel
1 · 4 + 2 · 6 = 16 Elektronen
� 8 Elektronenpaare
C
O
Mögliche Anordnungen: C O O O C O
(1) (2)
O C O O C
O

Lewis-Schreibweise von Ionen
1 2
–
1 · 5 (N) + 3 · 6 (O) + 1 · 1 (Ladung) = 24 Elektronen �� 12 Elektronenpaare
3
KNO 3
O
O
N
O
–
K + + NO 3
4
O
O
O
N
O
N
O
O
–
–
O
O
O
N
O
N O
O
–

P 4 + 6 Cl 2
P 4 + 10 Cl 2
PCl 3 + Cl 2
Ausnahmen - Oktetterweiterung
4 PCl 3
4 PCl 5
PCl 5
Cl
+
Cl
–
Cl Cl
Cl P Cl P
Cl Cl
Cl
Cl
160 o C
Valenz = 8 Valenz = 12 Valenz = 10
Cl
Cl
Cl
P
Cl
Cl

F
F
B
Ausnahmen - Oktettunterschreitung
F
Valenz = 6
Lewis-Säure:
Lewis-Säure:
B 2O 3 + 3 CaF 2
F
F
B
�T
F
Valenz = 6
2 BF 3 + 3 CaO
+ F –
F
F
B
F
F
Valenz = 8
–

Ausnahmen - Radikale
1 · 5 (N) + 1 · 6 (O) = 11 Elektronen �� 5 1 / 2 Elektronenpaare
�
N O
N O �

Die kovalente Bindung
Energie
0
Ep Kern-Kern
r 0
Atom-Atom-Abstand
E elek.
Kern-Elektron
r

2
A
B
� �
d�
� ( �
A
Das MO-Verfahren
r A
_
+ +
� A
r AB
r B
� B
Kern A Kern B
�
�
�A �B
B
)
2
d�
�
�
�
�
A
2 A
�
�
B
d�
� 2 � �
A
�
B
d�
�
�
2
B
d�

+ + +
A B
MO-Verfahren
+
2 2
A B
2

Änderung der potentiellen Energie des H 2 + -Ions
Energie
Überlappung
zu groß
Kern-Kern-
Abstoßung
überwiegt
optimale
Überlappung
Bindung
antibindendes MO
r
bindendes MO
Überlappung
zu klein
keine Bindung
Abstand Kern A - Kern B

� �
A
B
2
A
B
� �
�
d�
�
A
�
� ( �
A
�
B
�
�
B
Das MO-Verfahren
)
2
d�
d�
� 2 � �
+ _
+ +
�
�
A B A B
2 A
2
A
�
B
d�
_
�
�
2
B
d�
2
( ) 2

Orbitalenergieniveauschema für die Bildung zweier
Molekülorbitale (MO) aus zwei Atomorbitalen (AO)
Energie
MO*
AO(1) AO(2)
MO
n AO
�E destabil.
�E stabil.
n MO

Konturlinien-Diagramme der beiden Molekülorbitale des
Wasserstoffmolekül-Ions, H 2 +
Knotenfläche
� �*
bindend antibindend

Bildung von Molekülorbitalen
• vergleichbare Energien der Atomorbitale
• richtige räumliche Orientierung der Atomorbitale
• gleiches Vorzeichen der wechselwirkenden Atomorbitale
s-Orbital
+
y
+
_
p -Orbital
y
x
s-Orbital
+
+
y
_
p-Orbital
x
x

z
Die Symmetrie von Atomorbitalen
y
+
_
p-Orbital
y
x
z
+
y
_
p-Orbital
x
x

Energie
Das Wasserstoffmolekül, H 2
���1s
���1s
�1s �1s
��1s
��1s

Warum gibt es kein Diheliummolekül, He 2 ?
Energie
���1s
�1s �1s
��1s
Bindende und antibindende Wechselwirkungen heben sich genau auf!

Die Bindungsordnung (BO) zwischen Atomen
Die Bindungsordnung ergibt sich, wenn die Differenz zwischen
bindenden und antibindenden Elektronen durch zwei geteilt wird:
System Zahl der bindenden
H2 +
Elektronen
Zahl der antibindenden
Elektronen
1 0
H2 2 0
He2 2 2
He2 +
2 1
Bindungsordnung
1�0 2
2�0 2
�
2�2 �
2
2�1 �
2
1
2
� 1
0
1
2

Die Bindungsordnung (BO) zwischen Atomen
H
154 pm
H
H
C C
H
H H
�H Diss. = 410 kJ/mol
H
H
Bindungsordnung
134 pm
C C
H
H
�H Diss. = 452 kJ/mol
Je größer die
Bindungsordnung, desto
stärker ist die Bindung. Mit
steigender Bindungsordnung
verkürzt sich die Länge einer
Bindung:
H
114 pm
C C H
�H Diss. = 523 kJ/mol

Energie
+
+
+
���s
Das Dilithium-Molekül, Li 2
y
y
_
2s 2s
��s
+
x
antisymmetrische
Kombination (+, -)
x
_
+
symmetrische
Kombination (+, +)
Li 2 : K K(�2s) 2
2 � 0
BO �
�
2
1

Kombination von 2p x -Atomorbitalen zu � 2p x MO‘s
p -Orbital
x
_
y
+
�* 2p -Orbital
x
x
y
_
+ +
_
+
y
_
_
� 2p -Orbital
x
x
x
+
y
_
antisymmetrische
Kombination (+, -)
p -Orbital
x
x
symmetrische
Kombination (+, +)

Kombination von 2p y -Atomorbitalen zu � 2p y -MO‘s
y
p -Orbital
y +
_
�* 2p -Orbital
y
+
_
x
y
+
_
y
+
_
_
+
� 2p -Orbital
y
x
x
antisymmetrische
Kombination (+, -/+, -)
y
+
_
p-Orbital
y
x
symmetrische
Kombination (+, +/ -, -)

Energie
Das Dibor-Molekül, B 2
�� 2p y �� 2p z
���2p
2p 2p
� 2p y
��2p
���2s
2s 2s
��2s
� 2p z
B 2 : K K(�2s) 2 (�*2s) 2 (�2p y ) 1 (�2p z ) 1
4 � 2
BO �
�
2
1

Energie
Das Sauerstoff-Molekül, O 2
���2p
�� 2p y �� 2p z
2p 2p
� 2p y
��2p
���2s
2s 2s
��2s
� 2p z
8 � 4
BO � �
2
2
O O

Kovalente Bindungstypen
In einer Einfachbindung besetzen zwei Elektronen ein �-
Molekülorbital � 2 Elektronen
In einer Doppelbindung besetzt ein Elektronenpaar ein �-
Molekülorbital, ein weiteres Elektronenpaar ein �-
Molekülorbital � 4 Elektronen
In einer Dreifachbindung besetzt ein Elektronenpaar ein �-
Molekülorbital, zwei weitere Elektronenpaare jeweils ein �-
Molekülorbital � 6 Elektronen

z
Bildung einer Dreifachbindung
y
z
y
x
z
z
� z
� z
z
y
z
y
� x
� y
� y
y
y
� x
x
x

Energie
1s
Heteronukleare Moleküle
���1s 2p x
� 2p y � 2p z
� 1s 2p x
� 2s
2s
H HF F
2p
�+ �
H F

Ionischer
Charakter
[%]
Polarität chemischer Bindungen
100
80
60
40
20
0
0
kovalent
+ _
Elektronegativitätsdifferenz
ionisch
0.4 0.8 1.2 1.6 2.0 2.4

Methan, CH 4
C
1s 2
109.5°
2s 2
Hybridisierung
2p 2
Energie
2s 2
1s 2
2p 2

C
C
C
H
1s 2 2s 2 2p 2
1s 2
1s 2
2s 2
2s
Hybridisierung
1s 1s
2p 2
2p 3
Energie
2s 1
1s 2
2p 3

C
C Hyb.
1s 2
1s 2
2s 2p 3
Hybridisierung
2sp 3
Energie
1s 2
2sp 3

y
+
z
Hybridisierung
y
_
p-Orbital
x
x
z
y
+
_
p-Orbital
y
z x
z
x
s-Orbital
z
y
sp3-Orbital x
x
+
y
_
p-Orbital
z

4 +
H
C
Hybridisierung
H
H
H
C
H

Nomenklatur und Gestalt von Hybridorbitalen
1 s-Atomorbital
sp 1 3d2 3 p-Atomorbitale
2 d-Atomorbitale
_
+
1 s-Atomorbital
1 3 sp
Bindung
3 p-Atomorbitale

+
Hybridisierungstypen
s-Orbital p-Orbital
sp-Hybrid
+ +
s-Orbital p-Orbitale
sp2-Hybrid s-Orbital
+
3 p-Orbitale
3 sp -Hybrid

s-Orbital
s-Orbital
+ +
3 p-Orbitale
+ +
3 p-Orbitale
Hybridisierungstypen
d-Orbital
2 d-Orbitale
sp3d-Hybrid sp3d2-Hybrid

A
1
Struktur von Molekülen
Torsionswinkel
3
2
B
4
Bindungswinkel

VSEPR-Methode
Valence Shell Electron Pair Repulsion
Valenzelektronen-
Abstoßungs-Modell
Gillespie-Nyholm-
Methode

VSEPR-Methode
� Die Abstoßung zwischen zwei freien
Elektronenpaaren ist größer als zwischen einem
freien und einem bindenden Elektronenpaar
� Die Abstoßung zwischen einem freien und einem
bindenden Elektronenpaar ist größer als die zwischen
zwei bindenden Elektronenpaaren
� Die Abstoßung zwischen bindenden
Elektronenpaaren ist am geringsten
� Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen
behandelt

Zwei Elektronenpaare - Der AX 2 -Typ
A ist das zentrale Atom
X steht für bindende Elektronenpaare
E steht für freie Elektronenpaare
Elektronenpaare Molekülgestalt
CO 2
O
C O
AX 2

Drei Elektronenpaare - Der AX 3 - und AX 2 E-Typ
Elektronenpaare Molekülgestalt
AX 3
trigonal-planar
AX 2E
gewinkelt

AX AX3 3
AX AX2 E
2E Drei Elektronenpaare - Der AX 3 - und AX 2 E-Typ
BCl 3
SO 2
Cl
O
Cl
B
S O
Cl

Vier Elektronenpaare - Der AX 4 -, AX 3 E- und AX 2 E 2 -Typ
Elektronenpaare Molekülgestalt
AX4 tetraedrisch
AX 3E
trigonal-pyramidal
AX2E2 gewinkelt

Vier Elektronenpaare - Der AX 4 -, AX 3 E- und AX 2 E 2 -Typ
AX AX4 4
AX AX3 E
3E AX AX2 E
2E2 2
CH 4
NH 3
H 2O
H
H
C
H
N
H H
H
H
O
H H

Fünf Elektronenpaare - Der AX 5-, AX 4E-, AX 3E 2- und AX 2E 3-Typ
Elektronenpaare Molekülgestalt
Molekülgestalt
AX5 quadratisch-pyramidal
AX5 trigonal-bipyramidal
AX 4E
verzerrt tetraedrisch
Molekülgestalt
AX3E2 T-förmig
AX 2E 3
linear

AX AX5 5
trigonal-bipyramidal:
PF5 F
F
F
P
Sb(C 6H 5) 5
F
F
quadratisch-pyramidal:
H 5 C 6
H 5 C 6
Fünf Elektronenpaare - Der AX 5 -Typ
C6H5 C6H5 Sb
C 6 H 5

AX AX4 E
4E AX AX3 E
3E2 2
Fünf Elektronenpaare - Der AX 4 E- und AX 3 E 2 - Typ
SF 4
BrF 3
F
F
S
F
F
F
Br
F
F

AX AX2 E
2E3 3
XeF 2
Fünf Elektronenpaare - Der AX 2 E 3 -Typ
F
Xe
F

Sechs Elektronenpaare - Der AX 6 -, AX 5 E- und AX 4 E 2 -Typ
Elektronenpaare Molekülgestalt Molekülgestalt
AX 5E
AX6 oktaedrisch quadratisch-pyramidal
AX 6
pentagonal-pyramidal
AX4E2 quadratisch-planar

AX AX6 6
AX AX5 E
5E Sechs Elektronenpaare - Der AX 6 - und AX 5 E-Typ
SF 6
–
SF5 F
F
F
F
F
S
F
F
S
F
F
F
F
–

AX AX4 E
4E2 2
Sechs Elektronenpaare - Der AX 4 E 2 -Typ
XeF 4
F
F
Xe
F
F

Sieben Elektronenpaare - Der AX 7 -, AX 6 E- und AX 5 E 2 -Typ
Elektronenpaare Molekülgestalt Molekülgestalt
AX7 pentagonal-bipyramidal
AX6E (verzerrt) oktaedrisch
AX5E2 pentagonal-planar

AX AX7 7
Sieben Elektronenpaare - Der AX 7 -, AX 6 E- und AX 5 E 2 -Typ
AX AX6 E
6E AX AX5 E
5E2 2
IF 7
F
F
[SnCl 6] 4–
–
XeF –
XeF5 5
F
F F
I
Cl
Cl
F
F
Xe
F Xe
F
F
Cl
F
Cl
Sn
Cl
Cl
–
F
F
4–

Die ionische Bindung
Eine ionische Bindung entsteht dann, wenn ein Atom seine
Valenzelektronen abgibt und ein zweites Atom diese aufnimmt.
Auf diese Weise werden Kationen und Anionen gebildet die
miteinander elektrostatisch wechselwirken, sie ziehen sich an.
Elektrostatische Kräfte sind nicht gerichtet und wirken in alle
Richtungen gleich stark, sie sind isotrop. Daher finden sich
isolierte Ionenpaare nur unter extremsten Bedingungen,
ansonsten bilden die entgegengerichteten Ionen immer
zusammenhängende Verbände, die Salze, aus.
Cl – Na +

Natriumchlorid als Beispiel für einen Ionenverband

Bildung von Ionen - Lohnt sich das ?
Li (g) Li + (g) + e – (g)
Cl (g) + e – (g) Cl – (g)
Li (g) + Cl (g) Li + (g) + Cl – (g)
+ 520 kJ/mol
- 356 kJ/mol
+ 164 kJ/mol
Die Bildung von 1 mol Lithium-Kationen und 1 mol Chlorid-
Anionen kostet Energie. Das Erreichen der Edelgaskonfiguration
kann somit nicht für die Bildung von Ionen
ausschlaggebend sein.

Änderung der potentiellen Energie bei Annäherung
zweier entgegengerichtet geladener Ionen
E p
0
E Abstoßung
r 0
E Anziehung
r Kation-Anion
E + E
Anziehung Abstoßung

Bildung von Lithiumchlorid aus den Elementen
Li (g)
Atomisierungsenthalpie
Atomisierungsenthalphie
½ Cl (g)
2
Li (s) ½ Cl (g)
2
Bildungsenthalpie
Li (g) Cl (g)
LiCl (s)
Li + (g)
Li + (g)
Ionisationsenergie
e – (g)
Gitterenergie
Cl – (g)
Cl (g)
Elektronenaffinität

+ 520 kJ/mol
+ 122 kJ/mol
+ 148 kJ/mol
- 409 kJ/mol
Der Born-Haber Kreisprozess
Li + (g) + e – (g) + Cl(g)
Li(g) + Cl(g)
Li(g) + ½ Cl (g)
2
Li(s) + ½ Cl (g)
2
LiCl(s)
Li + (g) + Cl – (g)
- 356 kJ/mol
- x kJ/mol
Gitterenergie

–
+
–
+
–
Die metallische Bindung
–
+
–
+
–
+
–
+
–
+
–
+
+
+
+ +
–
–
–

Mechanische Eigenschaften von Metallen
–
–
–
–
– –
– –
+ + + + + +
–
– –
+ + + + + +
– – – –
+ + + + + +
– – – – –
+ + + + + +
–
–
–
–
Verformung
–
–
+ + + + + +
–
–
– – – –
+ + + + + +
– – – – – – –
+ + + + + +
– – – – –
+ + + + + +
– –
–
–

Mechanische Eigenschaften von Salzen
+ – + – + –
– + – + – +
+ – + – + –
– + – + – +
Bruch
+ – + – + –
– + – + – +
+ – + – + –
– + –
+ – +

Das Energiebändermodell
Li Li 2 Li 3 Li 4 Li 5 Li n

Welche Elektronenübergange sind möglich
Spinumkehr
nicht
möglich
evtl.Spinumkehr
nicht
möglich

2p
2s
1s
Das Energiebänder-Modell - Beryllium-Metall
n x Li Li n
2p
2s
1s
n x Be Be n
Leitungsband
Valenzband

Energie
Bandbreite
Mg
vollständig
besetzte Bänder
Na
Leitungsband
Valenzband
3p
3s
2p
2s
1s
0 100 200 300 400 500 600 700
Atom-Atom-Abstand [pm]

Zahl der Zustände
mit der Energie E
Besetzungsdichte
besetzte Zustände
Elektronenenergie E
unbesetzte
Zustände

Energie
Fermi-Energie
Leitungsband
Fermi-Energie
Valenzband

Temperaturabhängigkeit des Energiegehaltes
Energie
E F
0 K
Elektronengas
klassisches Gas
Temperatur

Energiebänder eines Isolators
Leitungsband
Bandlücke
vollständig mit
Elektronen besetztes
Valenzband

Einteilung von Festkörpern in Abhängigkeit ihrer Bandlücke
4
3
2
1.5
1
0.1
E [eV]
g
5 Isolatoren
Photohalbleiter
thermische
Halbleiter
Halbmetalle
Metalle
Nichtleiter
Halbleiter
Leiter

Bandlückenbreite und Metallcharakter (Gruppe 14)
Metallcharakter
6
C
12.011
14
Si
28.086
32
Ge
72.61
50
Sn
118.71
82
Pb
207.2
E g
E = 5.2 eV
g
E = 1.09 eV
g
E = 0.60 eV
g
E = 0.08 eV
g
E = 0 eV
g
Valenzband Leitungsband

Elektrische Leitung in Halbleitern
e –
e –
e –
e – e +
– e +
– +
n-Leitung
p-Leitung

Fremdhalbleiter
p-Leitung n-Leitung
In –
+
Wechselwirkung
Akzeptorniveau
0.11 eV
–
As +
Elektronenabgabe
Donatorniveau
0.04 eV

Elektronendichteverteilung am Beispiel des Pyrens
H
H
H
H
H H
H
H
H
H

Elektronendichte
Bindungstypen im Vergleich
kovalent ionisch metallisch van der Waals
A A A B A A A A

Die Struktur von Festkörpern
Festkörper
amorphe Festkörper
teilkristallin/ amorphe
kristalline Festkörper
Festkörper

Die Struktur von Festkörpern
kristallin teilkristallin/amorph amorph

Kristalline Festkörper - SiO 2

Amorphe Festkörper - Gummi
S
S
S
S x
S
S
S
S
S

Atomkristalle: London-Kräfte
Kräfte in Festkörpern
Molekülkristalle: London-Kräfte, Dipol-Dipol-
Wechselwirkungen, Wasserstoffbrücken-Bindungen
Ionenkristalle: Elektrostatische Wechselwirkungen
Molekulare Festkörper: kovalente Bindungen
Metalle: Metallische Bindung

Molekülkristalle - Schwefel (S 8 )
S 8 -Krone

Molekülkristalle - Iod (I 2 )

Molekulare Festkörper - Diamant (C n )

Metalle

Kugelpackungen
6
1 2
5
4
3

Kugelpackungen

Kugelpackungen

Kubisch und hexagonal dichteste Kugelpackung
B
A
B
A
C
B
A
C
B B
A A
hexagonal kubisch

Wo kommen die Bezeichnungen her ?
hexagonal kubisch

Kubische Symmetrie der Kugelpackung

kubisch
innenzentriert
Kugelpackungen und Metalle
kubisch
flächenzentriert
(kubisch dichteste
Kugelpackung)

Tetraedrische und oktaedrische Lücken
tetraedrische Lücken
4 benachbarte Kugeln
oktaedrische Lücke
6 benachbarte Kugeln

Tetraedrische und oktaedrische Lücken
Tetraederlücke
Oktaederlücke

Die Natriumchlorid-Struktur

Die Natriumchlorid-Struktur

Die Cäsiumchlorid-Struktur

Die Cäsiumchlorid-Struktur

Die Zinkblende-Struktur

Die Zinkblende-Struktur

Die Calciumfluorid-Struktur

Die Calciumfluorid-Struktur

Die Wurtzit-Struktur

Die Wurtzit-Struktur

Die Nickelarsenid-Struktur

Die Nickelarsenid-Struktur

Die Rutil-Struktur (TiO 2 )

Die Rutil-Struktur (TiO 2 )

Die Perovskit-Struktur (CaTiO 3 )

Die Perovskit-Struktur (CaTiO 3 )

Wasserstoff
1
1.0079
H
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
33
74.922
As
7
14.007
N
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
84
208.98
Po*
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
83
208.98
Bi
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
34
78.96
Se
8
15.999
O
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
85
209.99
At*
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
35
79.904
Br
9
18.998
F
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
52
127.60
Te
16
32.066
S
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
53
126.90
I
17
35.453
Cl
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*

Verbreitung
Jedes 6. Atom auf der Erde ist ein Wasserstoffatom!

Entdeckung
1766
Der Name Hydrogen leitet
sich von dem griechischen
hydor = Wasser ab.
Henry Cavendish

Darstellung
Aus Wasser oder fossilen Rohstoffen (90% in der technischen
Gewinnung)
Aus Kohlenwasserstoffen:
thermisch aus Methan
75 kJ + CH 4
chemisch aus Methan und Wasserdampf
C + 2 H 2
206 kJ + CH 4 + H 2O (g) CO + 3 H 2

Darstellung aus Wasser
Thermische Spaltung gelingt nur bei hohen Temperaturen
und verläuft nicht quantitativ:
T [K] 1000 1500 2000 2500 3000 3500
Spaltung [%] 0.00003 0.020 0.582 4.21 14.14 30.9
286 kJ + H 2O (l) H 2 + ½ O 2

Sauerstoff
Wasser
Anode Kathode
+ –
Darstellung aus Wasser
Wasserstoff
Elektrolyse von Wasser
im Hofmannschen Apparat
286 kJ + H 2 O (l) H 2 + ½ O 2
Die Gewinnung von 1m 3 H 2 und 0.5 m 3
O 2 verbraucht 5 kWh

Chemische Spaltung
M + n H 2O
Darstellung aus Wasser
n = 1 - 3 M(OH) n + n / 2 H 2
H 2O (g) + Mg �H MgO + H 2 + 260 kJ
H 2O + Fe FeO + H 2

Darstellung im Labor
Aus Metallen und heißen Laugen
Si + 2 OH – 2–
+ H2O SiO3 + 2 H2
Al + OH – + 3 H 2O Al(OH) –
4 + 1.5 H 2

Darstellung im Labor
Aus Zink und verdünnten Säuren
Zn + 2 H 3O +
Zn 2+ + 2 H 2O + H 2

Salzsäure
Salzsäure
Kippscher Apparat
Glasschliff
Entwicklungsgefäß
Kugeltrichter
Zink
Wasserstoff

Farbloses
geruchsloses
geschmackloses
in Wasser unlösliches
Physikalische Eigenschaften
Gas
Schmelzpunkt: -259.19°C (13.96 K)
Siedepunkt: -252.76°C (20.39 K)
Geringe Dichte: d = 0.000899 g/cm 3

Physikalische Eigenschaften
Großes Diffusionsvermögen
Großes Wärmeleitvermögen
Gute Löslichkeit in Metallen

Linienspektrum
Balmer-Serie Lyman-Serie
656.3
486.1
434.0
410.2
infrarot sichtbar ultraviolett
121.6
102.6
97.3

Chemische Eigenschaften
Die Bindung zwischen den Wasserstoffatomen ist sehr
energiereich:
homolytische Dissoziation
436 kJ + H 2
1675 kJ + H 2
2 H
T [K] 300 1500 2000 3000 4000 5000 6000
Spaltung [%] 10 -34 10 -3 0.081 7.85 62.2 95.4 99.3
heterolytische Dissoziation
H + + H –

Wasserstoff ist brennbar
Chemische Eigenschaften
2 H 2 + O 2
2 H 2O (l) + 572 kJ
Bei Raumtemperatur findet nur mit Katalysatoren eine
Reaktion statt. Bei Temperaturerhöhung erfolgt eine
explosionsartige Reaktion.
Die Knallgas-Reaktion

Sauerstoff
Daniellscher Hahn
Autogenes Schweißen
Wasserstoff
3000 C
o

1
1H
Isotope
2
1
99.9855% 0.0145% 10 -15 %
H
1 : 10 –4 : 10 –17
leicht schwer superschwer
Protium Deuterium Tritium
3
1
H

Leichter, schwerer und superschwerer Wasserstoff
Eigenschaften H 2 D 2 T 2
M (Atom) 1.008 2.0141 3.0161
�H Dissoziation (0K) [kJ/mol] 432.2 439.8 443.2
�H Dissoziation (298K) [kJ/mol] 436.2 443.6 447.2
Smp. [K] 13.95 18.65
Sdp. [K] 20.39 23.67 25.04

Leichtes, schweres und superschweres Wasser
Eigenschaften H 2 O D 2 O T 2 O
M 18.0151 20.0276 22.0315
Dichte 25°C [g/cm 3 ] 0.997 1.104 1.2138
Max. Dichte [g/cm 3 ] 1.000 1.106 1.215
Smp. [°C] 0.00 3.81 4.48
Sdp. [°C] 100.00 101.42 101.51

Austauschreaktionen mit D 2 O
Acide Protonen tauschen aus
OH – + DOD DOH + OD –
NH 3 + DOD NH 3D + + OD –
+
NH4 + DOD NH3 + D2OH +
NH 2D + HOD
NH 3D + + DOH

Natürliche Entstehung
N�
Künstlich Darstellung
6
3
14
7
Li
�
1
0
1
0
Tritium
n�
n
�
3
1
4
2
T�
�
12
6
�
C
3
1
T

Wasserstoffbombe
He
H
H
4
2
3
1
1
1
�
�
He
H
H
4
2
2
1
2
1
�
�
n
2
He
H
H
1
0
4
2
3
1
3
1
�
�
�
n
He
H
H
1
0
4
2
3
1
2
1
�
�
�
MeV
4
.
22
He
2
H
Li
4
2
2
1
6
3
�
�
�

• kovalente Hydride
• ionische Hydride
• Einlagerungshydride
Hydride

Wasser

Verteilung auf der Erde
unterirdisches
Wasser
4%
Gletscher
2%
Weltmeer
94%
Das Wasser von Seen und Flüssen besitzt einen Anteil von
0.016 %, der Wasserdampf in der Atmosphäre von 0.001%.

Anteile von Salz- und Süsswasser
Eis
2%
Süsswasser
1%
Salzwasser
97%

Häufigste Inhaltsstoffe im Meerwasser
Calciumsulfat
CaSO4, 4%
Magnesiumchlorid
MgCl2, 11%
Magnesiumsulfat
MgSO4, 3%
Kaliumsulfat
K2SO4, 3%
Natriumchlorid
NaCl, 79%

Wasserdampf
Wasser
Aggregatzustände
Eis
100°C
0°C
Wasserdampf
Wasser
Eis

104.5 o
C 2v
Molekülstruktur und Dipolmoment
96 pm
Wassermolekül Dipol
-
�
�+
H
O
H + �
� = 1.84 D
-
+

O
O
Wasserstoffbrückenbindungen
H
H
H
H
O
O
H H
H
H
O
H
H
O
Bindung �H f Bind [kJ/mol]
O-H 463
O O
O-O 146
H
H
C-H 413
O ... H 20

Analog der
Wurtzitstruktur
Struktur im Festkörper

Struktur im Festkörper

Schnee
Nadeln
Rollen
Dendriten
Plättchen
Sektoren

Siedepunkte der Chalkogenwasserstoffverbindungen
Sdp. [°C]
100 HO 2
80
60
40
20
0
-20
-40
-60
-80
HS 2
HSe 2
HTe 2

Schmelzpunkte der Chalkogenwasserstoffverbindungen
Smp. [°C]
-20
-40
-60
-80
-100
0 HO 2
HS 2
HSe 2
HTe 2

Druck [mbar]
221000
1013
6.1
Zustandsdiagramm von Wasser
Eis
flüssiges Wasser
Tripelpunkt
Wasserdampf
0+0.0099 100 374
Temperatur [°C]

–3
Dichte [g · cm ]
1,000 000
0,999 876
0,999 525
0,999 271
0,998 970
0,998 622
0,998 230
Dichte in Abhängigkeit der Temperatur
0 4 10 15 19
Temperatur (°C)
�V
Wasser Eis
�V = 1/11 � 9%

Gewässer im Winter
Eis
+4 °C
Winter
0 °C

0 °C
+4 °C
sauerstoffreich
nährstoffarm
Gewässer im Herbst und Frühling
Herbst
sauerstoffarm
nährstoffreich
0 °C
+4 °C
sauerstoffreich
nährstoffarm
Frühling
sauerstoffarm
nährstoffreich

Spezifische Wärmekapazität c (0°C - 100°C)
Substanz c [J ·K –1 · g –1 ]
Messing 0.37
Kupfer 0.38
Luft 1.01
Glas 0.80
Ziegelmauer 0.92
Wasser (g) 2.01
Wasser (s) 2.03
Ethanol 2.42
Holz 2.40
Wasser (l) 4.18
c
�
m(
t
Q
2 �
Q = zu- oder abgeführte Wärmemenge, m =
Masse, t 1 = Anfangstemperatur, t 2 = Endtemperatur
t
1
)

Wassertropfen weisen eine
kugelförmige Gestalt auf.
Oberflächenspannung
Insekten können auf
dem Wasser laufen.

Luft
Oberflächenspannung �
Wasser
Energieaufwand
dW �N
�m
Oberflächenspannung � �
Oberflächenzuwachs
dA � 2
� m
�
N �
m�
�

Hg H 2 O
Oberflächenspannung
O �–
H �+
H �+
O �–
H �+
H �+
O �–H�+
H �+
�–
O
�– Si
O
Si
�–
O
Si
�– O
Quecksilber benetzt Glas nicht (Adhäsionskräfte sind geringer als
Kohäsionskräfte), der Meniskus ist konvex. Wasser benetzt Glas
(Adhäsionskräfte sind größer als Kohäsionskräfte), der Meniskus
ist konkav.

Raoultsches Gesetz
Eine Flüssigkeit siedet, wenn ihr Dampfdruck p Dampf so groß
geworden ist wie der äußere Druck p außen .
Bei Lösung eines Stoffes erniedrigt sich der Dampfdruck und
die Temperatur muß erhöht werden damit die Flüssigkeit
siedet.
Die relative Dampfdruckerniedrigung �p/p ist nur von
der Zahl N s der gelösten Teilchen, jedoch nicht von der
Art des gelösten Stoffes abhängig.
�p N s
—— = ———
p N s + N L
N L = Teilchenzahl des Lösungsmittels

Gefrierpunktserniedrigung und Siedepunktserhöhung
Dampfdruck (bar)
1.013
ps
pg
a
t g
reines
Lösungsmittel
Lösung
Temperatur (K)
ts
a - festes Lösungsmittel

Lösung
�
Osmose
Lösungsmittel
halbdurchlässige Membran
�
�
nRT
V
gelöster Stoff
Membran
Lösungsmittel
(Wasser)

[Ca 2+ (HCO 3) –
2] · (aq)
[Mg 2+ (HCO 3) –
2] · (aq)
[Ca 2+ (SO 4) 2– ] · (aq)
[Ca 2+ (Cl – ) 2 ] · (aq)
[Mg 2+ (SO 4 ) 2– ] · (aq)
[Mg 2+ (Cl – ) 2 ] · (aq)
Gesamthärte
Wasserhärte
temporäre Härte
permanente Härte
[Ca 2+ (SO 4) 2– ]·(aq)
[Ca 2+ (Cl – ) 2 ]·(aq)
[Mg 2+ (SO 4) 2– ]·(aq)
[Mg 2+ (Cl – ) 2 ]·(aq)
CaCO3 MgCO3

Entionisierung von Wasser durch Destillation
Destillierkolben
Lösung
Thermometer
erwärmtes Wasser
Kühlerrohr
Liebig-Kühler
Kühlermantel
Kühlwasser
Vorlage
Destillat

Anorganische Ionentauscher
Künstliche Zeolithe: Zeolith A
Na 2[Al 2Si 4O 12] · n H 2O + Ca 2+
Ca [Al 2Si 4O 12] · n H 2O + 2 Na +
Zeolith = Siedestein, zeo (griech.) = ich siede, lithos (griech.)
= Stein.
Zeolithe geben beim Erhitzen gebundenes Wasser ab, ohne
einen Zerfall des Aluminosilicatsgerüsts, sie „sieden“.

Beispiel eines natürlichen Zeoliths: Sodalit
Na 4 [Al 3 Si 3 O 12 ]Cl

Beispiel eines natürlichen Zeoliths: Faujasit
Na 2 Ca[Al 2 Si 4 O 12 ] 2 · 16 H 2 O

Organische Ionentauscher
Handelsnamen: Amberlit, Levatit, Dowex
Kunstharztauscher, ermöglichen eine Vollentsalzung
des Wassers: Sulfonsäuregruppenhaltiges Polystyrol
RSO 3 H (Kationentausch) sowie
Ammoniumgruppenhaltiges Polystyrol R-N(H 3 C) 3 OH
(Anionentausch)

Entionisierung von Wasser im Ionentauscher
Kationenaustauscher
-
Cl
-
SO3 2+
Mg
-
SO3 -
SO3 -
SO3 2-
SO
4
Cl
H +
H +
-
H +
H +
Cl
2+
Mg
2+
Mg
Ca 2+
-
Na +
nicht entionisiertes Wasser
OH -
OH -
Cl
-
Cl
Cl
-
-
OH -
OH -
Entionisiertes Wasser
NH +
4
NH +
4
NH +
4
NH +
4
H +
OH- 2 + 2 2 H 2O
Anionenaustauscher

H 2 O
NaCl
Hydratation
Na + (aq)
Cl – (aq)

Hydrat-Komplexe
Li(H 2O) 4] + , [H(H 2O) 2] + , [Fe(H 2O) 6] 3+
innere und äußere Hydrathülle:
Li +
73 pm
340 pm
äußere Hydrathüllen
innere Hydrathülle
Cs + Cs +
188 pm
228 pm

Hydratation
Je Je kleiner der Radius und umso höher die Ladung, desto
größer ist ist die Hydratationsenthalpie.
Na + + 6 H 2 O [Na(H 2 O) 6 ] + �H Hyd = -406 kJ/mol
Al 3+ + 6 H 2O [Al(H 2O) 6] 3+ �H Hyd = - 4602 kJ/mol
Exothermer Lösungsvorgang:
Gitterenergie < Hydratationsenthalpie
Endothermer Lösungsvorgang:
Gitterenergie > Hydratationsenthalpie

Hydratationsenthalpien ausgewählter geladener Spezies
Kation �H Hyd [kJ/mol] Anion �H Hyd [kJ/mol]
H + -1168 F – -458
Li + -521 Cl – -384
Na + -406 Br – -351
K + -322 I – -307
Rb + -301 OH – -511
Cs + -277 ClO 4 – -238
NH 4 + -304 e – -160
Mg 2+ -1922
Ba 2+ -1361
Sc 3+ -2643

OH –
– H +
+ H +
Autoprotolyse von Wasser
HO
2
2 H 2O H 3O + + OH –
+ H +
– H +
HO+
3
Auf 554 Mio Wassermoleküle
kommt nur ein dissoziiertes
Wassermolekül
HO
+
3
+
3
OH – OH –
HO
2
2

Wasserstoffperoxid (Dihydrogenoxid), H 2 O 2
Darstellung verläuft über die Dehydrierung von Wasser
oder über die Hydrierung von Sauerstoff
2 H 2O H 2O 2 + H 2
H 2 + O 2
Früher erfolgte die Darstellung aus Peroxiden:
BaO 2 + H 2SO 4
H 2O 2
BaSO 4 + H 2O 2
...

2 H 2SO 4
Darstellung
... oder durch Dehydrierung von Wasser über die
Peroxodischwefelsäure:
H 3S-O-O-SO 3H + 2 H 2O
Peroxodischwefelsäure
(Marshallsche Säure)
Elektrolyse
Hydrolyse
H 2S 2O 8 + H 2
H 2O 2 + 2 H 2SO 4
2 H 2O H 2O 2 + H 2

Darstellung
Heute wird nahezu alles Wasserstoffperoxid (95% der
Produktion) durch Hydrierung von Sauerstoff im
Anthrachinon-Verfahren dargestellt:
OH
OH
R
+ O 2 ; – H 2 O 2
+ H 2 (Pd)
O
O
R

Verwendung
• Lösung als Bleichmittel für Haare, Stroh, Federn,
Textilien, Papier etc.
• in gebundener Form als Perborat NaBO 3 · 4 H 2 O in
allen modernen Wasch- und Bleichmitteln (Persil)
• als 3%-ige Lösung als Desinfektionsmittel
• in der kunststofferzeugenden Industrie als
Sauerstofflieferant (Epoxidierung, Darstellung von
Peroxoverbindungen
• Reinigung von Abwässern

Nachweis von Wasserstoffperoxid
Nachweis mit Titanylsulfat:
[TiOSO 4] · n H 2O + H 2O 2
farblos orange-gelb
[Ti(O 2)SO 4] · n H 2O + 2 H 2O
Titanylsulfat entsteht beim Behandeln von Titan(IV)-
Sulfat mit Wasser.

Physikalische Eigenschaften
Farblose, in dicker Schicht blaue, hochviskose
Flüssigkeit
Sdp. 150.2°C
Smp. - 0.43°C
� = 1.448 g/cm 3
Unter verminderten Druck ist die Destillation ohne
Zersetzung möglich!

Molekülgeometrie
147.5 pm
111.5 o
95 pm
94.8 o
C 2 -Symmetrie

Hohes Zerfallsbestreben:
2 H 2O 2
Chemische Eigenschaften
2 H 2O + O 2 + 196 kJ
Jedoch sehr langsam bei Zimmertemperatur. Wird durch
Katalysatoren und Wärme stark beschleunigt
(explosionsartiger Zerfall !)
Zerfall wird initiiert durch Bildung von OH-Radikalen:
211 kJ + HOOH 2 HO•

Reaktion mit Hydroxiden:
Zerfall von Wasserstoffperoxid
H 2O 2 + OH –
–
HO2 + H2O
–
HO2 + HO–OH HO2–OH + OH –
HO 2–OH O 2 + H 2O

Zerfall von Wasserstoffperoxid
Katalytische Zersetzung durch Braunstein:
2 H 2O 2 MnO 2 O2 + 2 H 2O

Oxidationswirkung
Reaktion mit Kaliumiodid in schwefelsaurer Lösung:
2 KI + H 2SO 4
K 2SO 4 + 2 HI
H 2O 2 + 2 HI 2 H 2O + I 2

Oxidationswirkung
Reaktion mit Eisen(II) in saurer Lösung:
2 Fe 2+ + 3 SCN – + H 2O 2 + 2 H +
farblos
[Fe(SCN) 3(H 2O) 3]
2 Fe 3+ + 3 SCN – + 2 H 2O
tiefrot

Oxidationswirkung
Reaktion mit Mangansulfat in alkalischer Lösung:
MnSO 4 + 2 OH –
Mn(OH) 2 + H 2O 2
2–
Mn(OH) 2 + SO4 MnO(OH) 2 + H 2O
braunschwarz

Reduktionswirkung
Reaktion mit Permanganat in saurer Lösung:
2 KMnO 4 + 6 H + + 5 H 2O 2
2 Mn 2+ + 5 O 2 + 8 H 2O + 2 K +

Das Konzept der elektrolytischen Dissoziation
Svante Arrhenius (1859 - 1927)
Säuren dissoziieren in in Wasser in in
Wasserstoff-Kationen und Säurerest-
Anionen
Die Die Wasserstoff-Kationen sind
entscheidend für für die die Säuremerkmale.
Basen sind Verbindungen, die die in in
Wasser Hydroxid-Anionen und
Metall-Kationen bilden.
Die Die Hydroxid-Anionen sind
entscheidend für für den
Basencharakter.

Was ist eine Base ?
Basen sind Reinstoffe deren wässrige Lösungen Indikatoren
charakteristisch färben. Basen erhöhen die elektrische
Leitfähigkeit beim Lösen in in Wasser.
Stoffname Summenformel
Natriumhydroxid NaOH
Kaliumhydroxid KOH
Ammoniak NH3
Natriumacetat H3CCOONa

Was ist eine Säure?
Säuren sind Reinstoffe, deren wässrige Lösungen
Indikatoren charakteristisch färben. Säuren erhöhen die
elektrische Leitfähigkeit beim Lösen in in Wasser.
Stoffname Summenformel
Chlorwasserstoff HCl
Schwefelsäure H2SO4
Salpetersäure HNO3
Phosphorsäure H3PO4
Blausäure HCN
Schwefelwasserstoff H2S
Essigsäure H3CCOOH
Citronensäure HOOC COOH
HO COOH

Indikatoren
Indikator Farbe im
pH (Umschlag)
Sauren Alkalischen
Phenolrot gelb rot 6,4...8,2
Phenolphtalein farblos rot 8,2...9,8
Methylrot rot gelb 4,4...6,2
Lackmus rot blau 5,0...8,0
Thymolblau rot gelb 1,2...2,8
Universal - Indikator versch. versch. versch.

H
HO
O
O
H
OH
Phenophthalein
+ 2 NaOH
- 2 H 2O
Na + – OOC
O
H
H
O – Na +

Welche Ionen bilden sich beim Lösen einer Säure?
Dissoziation:
H Cl H + + Cl –
H + + O
H
H
H
O
H
H
HCl + H 2O H 3O + + Cl –
+
Hydroxonium-Ion

Welche Ionen bilden sich beim Lösen einer Base?
Dissoziation eines Hydroxid-Salzes:
H
NaOH H2O + –
Na (aq) + O H (aq)
Protonenübergang von Wassermolekülen:
H
N
H
H
H
+
H
O H N
H
H
+
+ – O H

Kennzeichen von Säure- und Base-Lösungen
Alle sauren Lösungen enthalten einen Überschuss an
Hydroxonium-Ionen
Moleküle, die bei einer Reaktion Protonen an andere
Teilchen abgeben, werden als Protonendonatoren
bezeichnet. (lat. donare = spenden)
Alle alkalischen Lösungen enthalten einen Überschuss an
Hydroxid-Ionen.
Moleküle, die bei einer Reaktion Protonen von anderen
Teilchen aufnehmen, werden als Protonenakzeptoren
bezeichnet. (lat. accipere = aufnehmen)

Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept
Johannes Nicolaus
Brønsted (1879 - 1947)
Säuren sind Teilchen, die die Protonen abgeben (Protonendonatoren)
Basen sind Teilchen, die die Protonen aufnehmen
(Protonenakzeptoren)
Thomas Martin Lowry
(1874 - 1936)

Brønsted-Säuren und -Basen
Jedes Teilchen, dass als Brønsted-Säure wirken möchte,
benötigt die Anwesenheit einer Brønsted-Base.
HCl + H2O H3O + + Cl –
H
Säure Base

H
H
N
H
Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser
Bildung von Ammoniumchlorid:
H
+ H Cl H N
H
H
+
+ Cl –
Säure-Base-Reaktionen sind nicht auf das wässrige Medium
beschränkt.

Konjugierte Säure-Base-Paare
Säure-Base-Reaktionen sind reversibel:
HCl + H 2O H 3O + + Cl –
+ –
NH3 + H2O NH4 + OH
HCl + H 2O H 3O + + Cl –
+ –
NH3 + H2O NH4+ OH

Konjugierte Säure-Base-Paare
Dynamisches Gleichgewicht:
HCl + H 2O H 3O + + Cl -
Säure (1) Base (2) Säure (2) Base (1)

Anhydride
CO 2 + H 2O H 2CO 3
-
H2CO3 + H2O HCO3 + H3O +
O
H C H
O O

Ca 2+ + O 2- + H 2O
O
Anhydride
CaO Ca 2+ + O 2-
- O H
H
Ca 2+ + OH - + OH -

H
H
O
+
H
+
-
Neutralisation
O
H
H 3 O + + OH -
H 3O + + Cl - + Na + + OH -
H
H
O
+
2 H 2 O
O H
H
Na + + Cl - + 2 H2O O
Säure Base Salz Wasser
Säure + Base [Kation][Anion] + Wasser

� �� � �
HO �
3 � OH
�HO���HO� 2 2
Ionenprodukt des Wassers
H 2O + H 2O
�
K c
�
�
� �
HO � � �
OH�
3 �
�HO� 2
2
H 3O + + OH -
�
K c
� �� � �
HO OH� K �HO� 3 � � c � 2
� � � �� � �
HO HO OH� �HO� 2 � 3 � �
� � � �
2
HO � HO
ges
� � � � � �
H O � OH � K � �HO� 3
� � � � � �
H3O
� OH � K w
c
2
2
ges
2
2 ges 2
K W = 10 –14 mol 2 L –2

Kw 12 × 10 -14
10
8
6
4
2
0
Temperaturabhängigkeit des Ionenproduktes
0 10 15 20 25 30 40 50 60
t [°C]
� �� 2
� ��
3
3
Bei 24°C beträgt die
Konzentration an
Hydroxonium- und
Hydroxidionen
10 –14 · mol 2 ·L –2
Die Konzentration an
einer der beiden
Ionensorten beträgt
10 –7 · mol·L –1
HO �K� HO � K
w w

+
+
+
+
+
+
+
+
Warum reagiert eine Lösung sauer?
+
-
+
+
12x12=144
-
-
+
-
-
-
-
-
-
-
-
-
Die Konzentration an
Hydroxonium-Ionen ist
gleich der Konzentration an
Hydroxid-Ionen

+
+
+
+
+
Warum reagiert eine Lösung sauer?
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
12x19=228
+
+
-
-
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
Die Konzentration an
Hydroxonium-Ionen
ist erhöht

+
+
+
+
+
Warum reagiert eine Lösung sauer?
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
12x19=228
+
+
-
-
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
Es werden
Wassermoleküle
gebildet.

+
+ +
+
+
+
+
+
Warum reagiert eine Lösung sauer?
+
+
+
+
+
+
+
11x18=198
+
-
+
-
+
-
-
-
-
-
-
-
-
-
Es wird versucht wieder den
Gleichgewichtszustand herzustellen.

+
+
+
+
+
+
+
Warum reagiert eine Lösung sauer?
+
+
+
+
+
-
+
+
10x17=170
+
-
-
+
-
+
-
-
-
-
-
-
Die Protolyse wiederholt sich.

+
+
+
+
+
+
+
+
Warum reagiert eine Lösung sauer?
+
+
+
+
+
+
9x16=144
-
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
Der Gleichgewichtszustand
ist wieder hergestellt.
Aber
die Konzentration
an Hydroxonium-Ionen
übersteigt die
der Hydroxid-
Ionen.

Wann reagiert eine Lösung sauer, wann basisch?
Saure Lösung:
Alkalische Lösung:
� � � �
H O
�
� 10
�7
� OH
�
3
�HO �� �10 �7 ��OH
��
3

pH
Der pH-Wert
��
� � HO
�
�
� 3
lg
�
� mol � l
�1
�
�
�
�
saure Lösung: pH < 7
alkalische Lösung: pH > 7
neutrale Lösung: pH = 7

pOH
Der pOH-Wert
��
�OH � �
�
�
�
� mol � l
lg �1
pH � pOH � pK w = 14
�
�
�
�

Der pH-Wert
[H3O ] 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10
[OH - ] 10 -14 10 -13 10 -12 10 -11 10 -10 10 -9
10 -8
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
10 -7
10 -6
10 -5
10 -4
10 -3
sauer alkalisch
neutral
10 -2
10 -1
10 0

Die Säure- und Base-Konstante
Die Stärke einer Säure oder einer Base ist durch die
Neigung ihrer Teilchen zur Protonenaufnahme oder -abgabe
gekennzeichnet.
HA A - + H +
Die Stärke von Säuren und Basen läßt sich nicht absolut
sondern nur relativ bestimmen. Bezugsgröße ist der
Ampholyt Wasser.
HA + H 2O A - + H 3O +
B + H 2O BH + + OH -

Starke Säuren und Basen
Die Säure- und Base-Konstante
HA + H 2O A - + H 3O +
Schwache Säuren und Basen
HA + H 2O A - + H 3O +
B + H 2O BH + + OH -
B + H 2O BH + + OH -

� �
HO � � �
� A �
3
�HA���HO� 2
� �� � �
BH � OH �
�B���H O�
2
Die Säure- und Base-Konstante
�
K c
� �
K c
� �
HO � � �
� A �
3
K � �
c H2O �HA� � �
BH � � �
� OH �
�B� � � � K S
� �
� K�� H O � K
c 2
B

K
S �
Die Säure- und Base-Konstante
� �
A � � �
� H O � 3 � � � �
HA � OH �
�HA� K �K �
S B
�A ���H O � 3
�HA� �
K
B �
A
�HA���OH �
� � ��
� * � � � �
K �K � H O � OH
S B
3
� �
A �
KS �KB � K W
pK � pK �
pK
S B W
�

Die Säure- und Base-Konstante
sehr starke Säure (Base) pK S (pK B ) � - 1.74
starke Säure (Base) - 1.74 < pK S (pK B ) � 4.5
schwache Säure (Base) 4.5 < pK S (pK B ) � 9.5
sehr schwache Säure (Base) 9.5 < pK S (pK B ) � 15.74
extrem schwache Säure (Base) pK S (pK B ) � 15.74

Das Elektronen-Donator-Akzeptor-Konzept
Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946)
Säuren sind Elektronenpaar-
Akzeptoren.
Basen sind Elektronenpaar-
Donatoren.
Cl
Cl
Al
Cl
+ Cl –
Lewis-SäureLewis-Base
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
–

Redox-Reaktionen
Mg + ½ O 2
3 Mg + N 2
½ O 2 + 2 e –
N 2 + 6 e –
Mg Mg 2+ + 2 e –
O 2–
MgO
Mg 3N 2
3 Mg 3 Mg 2+ + 6 e –
2 N 3–

Oxidation und Reduktion
Eine Oxidation ist ein Elektronenverlust
Ein Oxidationsmittel ist ein Atom, Ion oder Molekül, das
Elektronen aufnimmt und dabei selbst reduziert wird.
Eine Reduktion ist eine Elektronenaufnahme
Ein Reduktionsmittel ist ein Atom, Ion oder Molekül, das
Elektronen abgibt und dabei selbst oxidiert wird.

Oxidation und Reduktion
Eine Oxidation ist immer an eine Reduktion gekoppelt
und umgekehrt. Eine Redoxreaktion beinhaltet immer
zwei Redoxpaare:
Reduktionsmittel 1 Oxidationsmittel 1 + n e –
Oxidation
Reduktion
Oxidationsmittel 2 + n e –
Reduktion
Oxidation
Reduktionsmittel 2
Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2

Oxidationszahlen
C + O 2
CO 2
Auch eine partielle Elektronenübertragung ist eine
Redoxreaktion
Eine Oxidation ist eine Erhöhung der Oxidationszahl
Eine Reduktion ist eine Erniedrigung der Oxidationszahl

+I -II
HO
2
Schreibweise von Oxidationszahlen
+1 -2
HO H +I O -II
2 2

Ermittlung von Oxidationszahlen
Die Summe der Oxidationszahlen der Atome in einem
Molekül ist gleich seiner Gesamtladung
Verbindung Gesamtladung � Oxidationszahlen
Cr2O7 2-
PO4
3-
H3O +
- 2 muß – II ergeben
- 3 muß – III ergeben
+ 1 muß + I ergeben

Ermittlung von Oxidationszahlen
In einem neutralen Molekül ist die Summe der
Oxidationszahl Null.
Verbindung Gesamtladung � Oxidationszahlen
H2O Null muß Null ergeben
NaCl Null muß Null ergeben
Fe2O3 Null muß Null ergeben

Ermittlung von Oxidationszahlen
Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl
gleich der Ladung
Einatomiges Ion Ladung Oxidationszahl
Na +
Fe 3+
Br -
+1 ist + I
+3 ist + III
-1 ist - I

Ermittlung von Oxidationszahlen
Alle Elemente oder Atome in elementarem Zustand
haben die Oxidationszahl Null
0
Fe
0
Al
0
H2
0
S8

Ermittlung von Oxidationszahlen
In nichtmetallischen Verbindungen hat Wasserstoff die
Oxidationszahl +I.
+I
HCl
+I
In Metallhydriden hat Wasserstoff die Oxidationszahl – I.
–I
PbH
4
HO
2
–I
LiH
+I
NH
3

Ermittlung von Oxidationszahlen
In Verbindungen hat Sauerstoff die Oxidationszahl – II.
–II
H O
2
In Peroxiden hat der Sauerstoff die Oxidationszahl – I.
– I
HO 2 2
In Fluoriden hat Sauerstoff die Oxidationszahl +II.
–II
CO
2
– I
Na2O2 –II
NO
– I
3
BaO 2
+II
OF
2

Ermittlung von Oxidationszahlen
In kovalenten Verbindungen werden den einzelnen
Atomen hypothetische Ionenladungen zugeordnet.
Elektronegativeren Elementen werden die Elektronen
zugeteilt. Die formale Ladung entspricht der
Oxidationszahl
Verbindung Imaginäre Ionenladung Oxidationszahl
H2O H + , O 2– , H +
H2O2
HNO3
H + , O – , O – , H +
H + , N 5+ , 3 O 2–
+I -II
HO
2
+I – I
HO 2 2
+I +V –II
H N O
3

Ermittlung von Oxidationszahlen
Halogene haben die Oxidationszahl – I.
In Sauerstoffverbindungen haben sie oftmals positive
Oxidationszahlen.
Das Element Fluor hat immer die Oxidationszahl – I.
Andere Halogene können auch positive Werte
annehmen:
+I +I –II
HClO
+I – I
NaCl
+III –I
ClF
+I +V – II
HClO
3
+I – I
KBr
3
+I –I
I Br
+I +VII – II
H Cl O
4

Disproportionierung und Komproportionierung
2 Mn 3+ + 2 H 2O Mn 2+ + MnO 2 + 4 H +
SO 2 + 2 H 2S 3 S + 2 H 2O

Die Redoxreihe
Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s)
Zn
Cu 2+
Zn 2+
Cu
Zn
Cu 2+
Zn 2+
Zn
Cu Cu 2+

Die Redoxreihe
Reduzierte Form Oxidierte Form
Mg Mg 2+ + 2 e -
Zn Zn 2+ + 2 e -
Fe Fe 2+ + 2 e -
Pb Pb 2+ + 2 e -
H2 + 2 H2O 2 H3O + + 2 e -
Cu Cu 2+ + 2 e -
Ag Ag + + e -
2 Br –
Br2 + 2 e -
2 Cl –
Cl2 + 2 e -
Oxidationskraft
Reduktionskraft

Cu 2+ (aq) + 2 e –
Das Daniell-Element
Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2 e –
Cu (s)
Kupfersulfat-
Lösung
1.10V
Zinksulfat-
Lösung
Diaphragma
Galvanisches Element: Zn (s) | Zn 2+ (aq) || Cu 2+ (aq) | Cu (s)
Cu
Zn

Anode (Zn)
Die Galvanische Zelle
Oxidation
Zn Zn 2+ + 2e
Elektronen e –
Anionen SO 4 2-
Kationen Zn 2+
-
–
Reduktion
Cu 2+ +2e – Cu
+ (Cu) Kathode
In der galvanischen Zelle wird der Minuspol als Anode
bezeichnet, der Pluspol als Kathode. Die Elektronen fließen
von der Anode zur Kathode.

Die Elektromotorische Kraft (EMK)
Zwischen den beiden Halbzellen eines Galvanischen
Elementes besteht eine Potentialdifferenz, die für einen
Stromfluss verantwortlich ist.
Die Potentialdifferenz wird als Elektromotorische Kraft
bezeichnet. Sie kann in stromlosen Messungen mit einem
Voltmeter bestimmt werden. Ihre Einheit ist das Volt [V].
Die Energie oder maximale Nutzarbeit, die von einer
galvanischen Zelle freigesetzt werden kann ist der freien
Reaktionsenthalpie proportional:
�G = – n · F ·�E

Elektrodenpotential und elektrochemische Doppelschicht
Zn
Zn
- - Zn 2+
Zn
Zn
Zn
-
-
Zn
Me n+ + n e –
Zn 2+
Me
+ -
-
+ -
-
-
-
+ -
-
-
-
Hydrathülle
- -
+
+
+
+
+
+
- - -+

Das Zellpotential
E der Anode
0
E der Zelle
0
E der Kathode
0
Voltmeter
E 0 (Zelle) = E 0 (Anode) – E 0 (Kathode)

Die Normal-Wasserstoffelektrode (NEH)
H 2
p(H )=1,013 bar
2
T=25°C
+ [H (aq)]=1mol/l
platinierte
Pt-Elektrode

H 2
p(H )=1.013 bar
2
T=25°C
+ [H (aq)]=1mol/l
platinierte
Pt-Elektrode
Standardpotentiale
e –
0.34V
V
Cu
a[Cu 2+
(aq)]=1
+

H 2
p(H )=1.013 bar
2
T=25°C
[H + (aq)]=1mol/l
platinierte
Pt-Elektrode
Standardpotentiale
+
– 0.76 V
V
e –
Zn
2+
a[Zn (aq)]=1

H 2
Cu
Ag
–
+
Standardpotentiale
Zn Zn Zn 2+ +2e –
1.56 V
1.10 V
0.76 V
0.34 V
Nulllinie
0.80 V 0.46 V
H 2
2H + +2e –
Cu Cu 2+ +2e –
Ag Ag + +e –

Vorzeichenkonvention 1953.
Standardpotentiale
Ein positives Vorzeichen des Standardpotentials bedeutet
freiwillige Reduktion gegenüber der Normalwasserstoff-
Elektrode.
Ein negatives Vorzeichen des Standardpotentials bedeutet
freiwillige Oxidation gegenüber der Normalwasserstoff-
Elektrode.
Je positiver das Standardpotential, desto stärker ist die
Oxidationskraft.
Je negativer das Standardpotential, desto stärker ist die
Reduktionskraft.

Reduktionskraft
Red. Form Ox. Form
saure Lösung (aH + + z e
= 1)
–
Li Li + + 1 e –
K K + + 1 e –
Ca Ca2+ + 2 e –
Na Na + + 1 e –
Mg Mg2+ + 2 e –
Al Al3+ + 3 e –
Mn Mn2+ + 2 e –
Zn Zn2+ + 2 e –
Cr Cr3+ + 3 e –
Fe Fe2+ + 2 e –
Cd Cd2+ + 2 e –
Co Co2+ + 2 e –
Sn Sn2+ + 2 e –
Pb Pb2+ + 2 e –
Fe Fe3+ + 3 e –
H2 2 H + + 2 e –
Sn Sn4+ + 4 e –
Cu Cu2+ + 2 e –
Cu Cu + + 1 e –
Fe2+ Fe3+ + 1 e –
Ag Ag + + 1 e –
Hg Hg2+ + 2 e –
Pd Pd2+ + 2 e –
Pt Pt2+ + 2 e –
Au Au3+ + 3 e –
Standardpotiential
E0 in V
– 3.04
– 2.93
– 2.84
– 2.71
– 2.36
– 1.68
– 1.18
– 0.76
– 0.74
– 0.44
– 0.40
– 0.28
– 0.14
– 0.13
– 0.04
0.000
0.15
0.34
0.52
0.77
0.80
0.86
0.92
1.19
1.50
Oxidationskraft

Reduktionskraft
Spannungsreihe komplizierterer Redoxsysteme
Reduzierte Form Oxidierte Form
saure Lösung (aH + + z e
= 1)
–
S2– S + 2 e –
H3PO3 + H2O H3PO4 + 2 H + + 2 e –
H2 + H2O O2 + 2 H3O + + 2 e –
SO 2 + 6 H 2 O SO 4 2 – + 4 H 3 O + + 2 e –
2 I – I 2 + 2 e –
H 2 O 2 + H 2 O O 2 + 2 H 3 O + + 2 e –
NO + 6 H 2 O NO 3– + 4 H 3 O + + 3 e –
2 Br – Br 2 + 2 e –
6 H 2 O O 2 + 4 H 3 O + + 4 e –
2 Cr 3+ + 21 H 2 O Cr 2 O 7 2 – + 14 H 3 O + + 6 e –
2 Cl – Cl 2 + 2 e –
Pb 2+ + 6 H 2 O PbO 2 + 4 H 3 O + + 2 e –
Mn 2+ + 4 H2O MnO4 – + 8 H + + 5 e –
3 H2O + O2 O3 + 2 H3O + + 2 e –
2 F – F 2 + 2 e –
Standardpotential
E0 in V
– 0.48
– 0.28
0
0.17
0.54
0.68
0.96
1.07
1.23
1.33
1.36
1.46
1.51
2.07
2.87
Oxidationskraft

Oxidation von Eisen(II) zu Eisen(III)
2– + 2+
Cr2O7 + 14 H + 6 Fe
2 Cr 3+ + 6 Fe 3+ + 7 H 2O
Fe 3 + + 3 SCN – + 3 H 2O [Fe(SCN) 3 (H 2O) 3]
rot

Konzentration- und Druckabhängigkeit des Elektrodenpotentials
Zn 2+
Zn 2+
Zn 2+
– –
–
–
–
–
- +
Zn Zn
–
–
–
–
– –
Zn 2+
Zn 2+
Zn 2+
verdünnte Salzlösung konzentrierte Salzlösung
Zn 2+
Zn 2+
–
–
–
–
–
–
–
–
Red Ox + n e –
Zn 2+
Zn 2+

Walther Hermann Nernst
Die Nernstsche Gleichung
R � T
E � E0
� �ln
n �F
[ Ox]
[Red]
E 0 = Standardpotential des
Redoxpaares
n = Zahl der pro Formelumsatz
ausgetauschten Elektronen
R = 8.314 J · K –1 · mol –1
F = 96490 C · mol –1
T = Temperatur in Kelvin

pH-Abhängigkeit der Oxidationskraft
– + – 2+
2 MnO4 + 16 H +
10 e 2 Mn + 8 H2O
10 I –
5 I 2 + 10 e –

2
1.51
1.36
1.07
1
0.54
E [V]
0
E
� 0
pH-Abhängigkeit der Oxidationskraft
– Cl 2 / 2Cl
MnO / Mn
4 – 2+
Br / 2Br
2
– I 2 / 2I
1.0 2.0 3.0 4.0 5.0 6.0 7.0 8.0 9.0 10 11 12 13 14
E�
�
0,
059
n
[ Ox]
�lg
�
[Red]
1,
51
�
0,
059
5
�lg
c(
MnO
�
4 �
)
c(
Mn
c
2�
pH
8
)
( H
�
)
–

Trockenelemente (Taschenlampenbatterie)
Polkappen
-
+
Abdichtung
Graphitstab mit
Braunstein
Papier-Kunststoffisolation
und
Metallmantel
Zinkzylinder
poröse Zwischenschicht
(Papier)
Elektrolyt:
NH4Cl, ZnCl2
Füllstoffe
Zn + 2 NH 4Cl [Zn(NH 3) 2Cl 2] + 2 H + + 2 e –
2 MnO 2 + 2H + + 2 e –
Zn + 2 NH 4Cl + 2 MnO 2
2 MnO(OH)
[Zn(NH3) 2Cl2] + 2 MnO(OH)

2–
Pb + SO4 PbO2 + 4 H + 2– –
+ SO4 + 2 e
Pb + PbO 2 + 2 H 2SO 4
Der Bleiakkumulator
Öffnung zur Kontrolle
und Regulierung des
Elektrolytes (20 - 30%ige
Schwefelsäure)
Anode: Bleigitter
mit Pb-Schwamm
gefüllt
Kathode: Mit PbO
beschichtetes
Bleigitter
Entladung
Ladung
2
PbSO 4 + 2 e –
PbSO 4 + H 2O
2 PbSO 4 + 2 H 2O + 2.04 V
_
+

Die Halogene (Gruppe 17)
1
1.0079
H
3
Li
6.941
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
33
74.922
As
7
14.007
N
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
84
208.98
Po*
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
83
208.98
Bi
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
34
78.96
Se
8
15.999
O
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
85
209.99
At*
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
35
79.904
Br
9
18.998
F
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
52
127.60
Te
16
32.066
S
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
53
126.90
I
17
35.453
Cl
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*
4.
84
Se
34
O
85
209.99
At*
86
35
79.904
Br
9
18.998
F
36
83.80
Kr
10
Te
52
S
16
53
126.90
I
17
35.453
Cl
54
18

Das Fluor
Flußspat, CaF 2
Weitere wichtige
Mineralien:
Kryolith, Na 3 AlF 6
Fluorapatit,
Ca 3 (PO 4 ) 2 · CaF 2

Darstellung
Darstellung aus Fluorwasserstoff. Dieser wird durch
Reaktion von Flußspat mit Schwefelsäure gewonnen:
CaF 2 + H 2SO 4
CaSO 4 + 2 HF
Die Oxidation kann nur elektrochemisch erfolgen, da eine
chemische Oxidation des stärksten Oxidationsmittels nicht
möglich ist.
542.6 kJ + 2 HF H 2 + F 2

Kathode
Anode
HF
H 2
H + + e –
H +
Darstellung
F 2
Anode
(+)
F 2
F F
Kathode (–)
HF H + + F –
F –
½ H2 ½ F2 + e –
H +
H 2
Eisenblech
KF/HF-
Elektrolyt
HF ½ H 2 + ½ F 2

Physikalische Eigenschaften
In dünner Schicht farbloses, in dickerer Schicht blaßgelbes
Gas mit durchdringenden Geruch.
Sdp. – 188.13 °C, d flüssig = 1.5127 g · cm –3
Smp. – 219.62 °C, farbloser Feststoff
143 pm

Chemische Eigenschaften
Fluor ist das reaktionsfähigste aller Elemente und das
stärkste Oxidationsmittel überhaupt:
saure Lösung: E 0 = 3.05 V, alkalische Lösung E 0 = 2.87 V
Fluor bildet mit allen Elementen außer Helium, Neon und
Argon Verbindungen aus.
Fluor besitzt eine hohe Affinität zu Wasserstoff:
H 2S + F 2
2 NH 3 + 3 F 2
H 2O + F 2
1 / 8 S 8 + 2 HF
N 2 + 6 HF
½ O 2 + 2 HF

Fluorwasserstoff, HF
HF ist die technisch wichtigste Fluorverbindung und dient
zur Darstellung zahlreicher anorganischer und organischer
Fluorverbindungen.
Die Darstellung erfolgt aus Säuren und Flußspat bei
Temperaturen von 200 – 250°C:
60 kJ + CaF 2 + H 2SO 4
CaSO 4 + 2 HF
Eine nachfolgende Destillation liefert Fluorwasserstoff mit
einer Reinheit von 99.9%.
Im Labor kann HF durch Erhitzen von sauren Fluoriden
dargestellt werden:
KF · HF 120°C KF + HF

Physikalische Eigenschaften
Farblose, leicht bewegliche, stechend riechende und an der
Luft stark rauchende Flüssigkeit.
Smp. – 83.36 °C, d = 1.002 g · cm –3 (0 °C)
Sdp. 19.51 °C
F
F
H
H
F
H
H
F
F
H
H
F
92 pm
F H F H F H F H F H F H F H
Fluorwasserstoff bildet starke Wasserstoffbrückenbindungen
aus. Er ist in Wasser unbegrenzt löslich. Seine wässrige
Lösung wird als Fluorwasserstoffsäure oder Flußsäure
bezeichnet.

Chemische Eigenschaften
Flußsäure ist eine schwache Säure. In einer 0.1 molaren
Lösung von HF in Wasser sind nur 8 % der HF-Moleküle
dissoziiert:
HF + H 2O H 3O + + F –
Säure pK S
HI – 9.3
HBr – 8.9
HCl – 6.1
HF + 3.2
Wasserfreier Fluorwasserstoff ist eine
starke Protonensäure:
3 HF H2F + –
+ HF2 In Verbindung mit Fluoriden bildet wasserfreier
Fluorwasserstoff Supersäuren.

Supersäuren
Eine Supersäure ist ein System, dass durch Kombination
einer starken Brönsted- und einer starken Lewis-Säure
entsteht und dessen Protonendonator-Stärke größer oder
gleich der von 100%-iger Schwefelsäure ist.
SbF5 + 2 HF H2F + –
+ SbF6 „magic acid“ kann sogar Verbindungen wie Methan,
Formaldehyd oder Ameisensäure protonieren. Sie ist etwa
10 10 (10 Milliarden !) mal saurer als reine Schwefelsäure:
HSO 3F + SbF 5
+ –
HSO3 + SbF6

Charakteristische Eigenschaften von HF
Fluorwasserstoff greift Glas an:
SiO 2 + 4 HF SiF 4 + 2 H 2O

Oxidations-
stufe
Halogene und ihre Sauerstoffsäuren
Formel Name Salz
+ 1 HXO Hypohalogenige Säure Hypohalogenit
+ 3 HXO2 Halogenige Säure Halogenit
+ 5 HXO3 Halogensäure Halogenat
+ 7 HXO4 Perhalogensäure Perhalogenat
Die Säurestärke wächst mit zunehmendem Sauerstoffgehalt
und in Richtung von Iod zu Chlor:
HIO n < HBrO n < HClO n (n = 1, 2, 3, 4)

Sauerstoffsäuren des Fluors
Von Fluor ist nur eine Sauerstoffsäure bekannt, die
hypofluorige Säure HOF.
Die Darstellung erfolgt aus Fluor-Gas und Eis bei einer
Temperatur von – 40°C unter vermindertem Druck.
HOF zerfällt bei einer Temperatur von 25°C und einem
Druck von 100 mbar sowie in alkalischer wässriger Lösung
sehr leicht zu Fluorwasserstoff und Sauerstoff:
2 HOF 2 HF + O 2
In neutraler oder saurer wässriger Lösung entstehen
dagegen Fluorwasserstoff und Wasserstoffperoxid:
HOF + H 2O HF + H 2O 2

Das Chlor
Steinsalz (NaCl) Sylvin (KCl)
Andere wichtige Mineralien:
Carnallit, KMgCl 3 · 6 H 2 O,
Bischofit, MgCl 2 · 6 H 2 O
Kainit, KMgCl(SO 4 ) · 3 H 2 O
Meerwasser
Na + (aq) + Cl – (aq)

Darstellung
Entweder direkt oder über den Chlorwasserstoff aus
Natriumchlorid.
2 NaCl + H 2SO 4
Na 2SO 4 + 2 HCl
Technisch wird Chlor durch die Chloralkali-Elektrolyse
gewonnen:
446.1 kJ + 2 H 2O + 2 NaCl (aq)
H 2 + 2 NaOH (aq) + Cl 2

Diaphragma- oder Membranverfahren
Anode (+) Kathode (–)
Cl 2
Natriumchlorid-
Lösung
Cl
e –
Na +
OH
Diaphragma,
Membran
e –
H +
H 2
Natriumhydroxid-
Lösung

Diaphragma- oder Membranverfahren
Kathode: 2 H + + 2 e –
Anode: 2 Cl –
2 Na + + 2 OH –
2 H 2O 2 H + + 2 OH –
H 2
2 NaCl 2 Na + + 2 Cl –
Cl 2 + 2 e –
2 NaOH
2 H 2O + 2 NaCl H 2 + 2 NaOH + Cl 2

Anoden aus
Graphit oder
aktiv. Titan
+ +
Kathode aus
Quecksilber
Cl
Cl 2
Amalgamverfahren
Na +
Na Hg
x
Hg
Amalgam-
Zersetzer
H 2
Graphitkontakt
HO
2
NaOH

Kathode: 2 Na + + 2 e –
Anode: 2 Cl –
Amalgamverfahren
2 NaCl 2 Na + + 2 Cl –
2 Na 2 H + + 2 e –
Cl 2 + 2 e –
2 NaCl 2 Na + Cl 2
2 H 2 O 2 H + + 2 OH –
2 H 2 O + 2 NaCl H 2 + 2 NaOH + Cl 2
H 2
2 Na 2 Na + + 2 e –
2 Na + 2 H 2O 2 NaOH + H 2

Deacon:
4 HCl + O 2
Weldon:
Deacon- und Weldon-Verfahren
4 HCl + MnO 2
MnCl 4
2 H 2O (g) + 2 Cl 2 + 114.48 kJ
2 H 2O + MnCl 4
MnCl 2 + Cl 2

Darstellung im Labor
2 KMnO 4 + 16 HCl 2 MnCl 2 + 2 KCl + 5 Cl 2 + 8 H 2O
CaCl 2O + 2 HCl CaCl 2 + H 2O + Cl 2

Physikalische Eigenschaften
Gelbgrünes, erstickend riechendes, die Schleimhäute
angreifendes Gas.
Läßt sich durch Druckerhöhung leicht verflüssigen.
Sdp. – 34.06 °C, d = 1.565 g · cm –3
Smp. – 101.00°C
Chlor löst sich recht gut in Wasser:
198 pm
1 Liter Wasser löst bei Atmosphärendruck und 25°C 0.0921
mol Chlorgas (Chlorwasser).

Bleichwirkung

Chemische Eigenschaften
Nach Fluor gehört Chlor zu den reaktionsfähigsten
Elementen und verbindet sich mit fast allen anderen
Elementen unter starker Wärmeentwicklung.
Chlor reagiert mit vielen Metallen sehr heftig:
Cu + Cl 2
Zn + Cl 2
CuCl 2 + 220.2 kJ
ZnCl 2

Chemische Eigenschaften
Die Halbmetalle der rechten Seite des Periodensystems der
Elemente reagieren in feingepulvertem Zustand heftig mit
Chlor unter Bildung der Chloride:
Sb + 1 ½ Cl 2
SbCl 3 + 382.4 kJ
Auch viele Nichtmetalle reagieren mit Chlorgas:
P 4 + 6 Cl 2
4 PCl 3

Chemische Eigenschaften
Chlor besitzt eine große Affinität zu Wasserstoff:
C 10 H 16 + 8 Cl 2
H 2 + Cl 2
10 C + 16 HCl
2 HCl

Chlorwasserstoff (HCl)
Die Darstellung kann aus Natriumchlorid oder aus den
Elementen erfolgen. Chlorwasserstoff fällt auch bei
zahlreichen Produktionsprozessen der organischchemischen
Industrie als Nebenprodukt an.
Darstellung aus NaCl
• nach dem LeBlanc-Verfahren:
NaCl + H 2SO 4
NaCl + NaHSO 4
• nach dem Hargreaves-Verfahren:
2 NaCl + SO 2 + ½ O 2 + H 2O
~150 °C
540 – 600 °C
430 – 450 °C
NaHSO 4 + HCl
Na 2SO 4 + HCl
Na 2SO 4 + 2 HCl

Chlorwasserstoff (HCl)
Darstellung aus den Elementen
• kontrollierte Verbrennung
von Wasserstoff und Chlor
H 2 + Cl 2
2 HCl (g) + 184.74 kJ
Berstscheibe
Cl
H 2
HCl
Kühlung

Anfall als Nebenprodukt
• bei Chlorierungsreaktionen
• bei Substitutionsreaktionen
Chlorwasserstoff (HCl)
R–H + Cl 2
• bei der Darstellung von Isocyanaten
R–NH2 + C
Cl Cl
Phosgen
R–Cl + HCl
R–Cl + HF R–F + HCl
O
R N C O + 2 HCl

Physikalische Eigenschaften
Farbloses Gas mit stechendem Geruch
Smp. – 114.22 °C, d = 1.187g · cm –3 (– 114°C)
Sdp. – 85.05 °C
127.4 pm
Cl H Cl H Cl H Cl H Cl H Cl H Cl H
Chlorwasserstoff ist sehr gut in Wasser löslich: 1 Liter
Wasser löst 507 Liter HCl-Gas � 45.4%-ige Lösung.

Dichte von Chlorwasserstofflösungen
Je verdünnter die Lösung, desto geringer die Dichte:
Dichte [g · cm –3 ] Gewichtsprozent an HCl
1.06 12
1.12 24
1.16 32
1.19 38
1.21 42

Chlorwasserstoff und Wasser
Chlorwasserstoff dissoziiert vollständig in Wasser:
HCl + H 2O H 3O + + Cl –
Die resultierende Salzsäure ist eine starke Säure (pK S = – 7)
Chlorwasserstoff reagiert auch mit anderen basischen
Verbindungen, wie beispielsweise Ammoniak:
HCl + NH 3
NH 4Cl

Redox-Verhalten
Chlorwasserstoff besitzt eine geringe Reduktionskraft. Die
Oxidation zu Chlor kann nur durch starke Oxidationsmittel
erfolgen. Dagegen wird aus HI schon durch Einwirkung von
Luftsauerstoff elementares Iod in Freiheit gesetzt.
Chlorwasserstoff ist ein sehr gutes Oxidationsmittel und
überführt viele Metalle in ihre Chlorid-Salze.
Chlorid-Anionen lassen sich leicht durch die Reaktion mit
Silbernitrat nachweisen:
HCl + AgNO 3
AgCl � + HNO 3

Sauerstoffsäuren des Chlors
Von Chlor gibt es vier Sauerstoffsäuren:
• die Hypochlorige Säure HOCl
• die Chlorige Säure HClO 2
• die Chlorsäure HClO 3
• die Perchlorsäure HClO 4
Alle besitzen eine starke Oxidationswirkung

Hypochlorige Säure
Sie entsteht durch eine hydrolytische Disproportionierungsreaktion
beim Einleiten von Chlorgas in Wasser:
Eine Gleichgewichtsverschiebung erfolgt
• mit Quecksilberoxid
Cl 2 + H 2O HCl + HOCl
3 HgO + 2 HCl HgCl 2 · 2 HgO + H 2O
• mit starken Basen (hier entstehen allerdings die Salze)
Cl 2 + 2 NaOH NaCl + NaOCl + H 2O
Cl 2 + Ca(OH) 2
CaCl(OCl) + H 2O

Hypochlorige Säure
Technisch erfolgt die Darstellung durch Reaktion ihres
Anhydrids, Dichloroxid, mit Wasser:
Cl 2O + H 2O 2 HOCl
Diese Reaktion ist reversibel, so dass sich beim Entwässern
der hypochlorigen Säure wieder ihr Anhydrid bildet.
Hypochlorige Säure zersetzt sich leicht zu Chlorwasserstoff
und Wasser:
2 HClO (aq) 2 HCl (aq) + O 2 + 92.5 kJ
untergeordnet und immer im Alkalischen zu Chlorwasserstoff
und Chlorsäure:
3 HClO 2 HCl + HClO 3

Hypochlorige Säure
Hypochlorige Säure besitzt eine große Neigung zur
Sauerstoffabgabe und ist daher ein starkes Oxidationsmittel.
Sie ist eine sehr schwache Säure. Ihre Salze, die
Hypochlorite, bilden daher augenblicklich die Säure, wenn
sie in Kontakt mit Wasser gelangen.
Natriumhypochlorit ist in vielen Bleich- und
Desinfektionsmitteln enthalten.
Calciumhypochlorit-chlorid, der Chlorkalk, wird seit nahezu
200 Jahren zu Bleich- und Desinfektionsmitteln verwendet.
CaCl(OCl) + 2 HI CaCl 2 + H 2O + I 2
Früher war Chlorkalk die einzige transportable Chlorquelle:
CaCl(OCl) + 2 HCl CaCl 2 + H 2O + Cl 2

Chlorige Säure
Die Darstellung kann durch Umsetzung von Chlorit-Salzen
mit Säuren erfolgen:
Ba(ClO 2) 2 + H 2SO 4
2 HClO 2 + BaSO 4
Chlorige Säure ist sehr instabil und zerfällt in saurer Lösung
rasch zu Chlordioxid, Chlorwasserstoff und Wasser:
5 HClO 2
4 ClO 2 + HCl + H 2O

Chlorige Säure
Die Salze der chlorigen Säure sind beständiger und lassen
sich durch Eindampfen von Natriumchloritlösungen isolieren.
Diese werden wie folgt gewonnen:
2 ClO 2 + 2 NaOH NaClO 2 + NaClO 3 + H 2O
2 ClO 2 + 2 NaOH + H 2O 2
2 NaClO 2 + O 2 + 2 H 2O
NaClO 2 bildet mit oxidierbaren Stoffen explosive Gemische.

Chlorsäure
Die Darstellung erfolgt aus ihren Salzen, den Chloraten:
Ba(ClO 3) 2 + H 2SO 4
Chlorate werden wiederum durch Reaktion von
hypochloriger Säure und Hypochloriten gewonnen:
2 HClO + ClO –
2 HClO 3 + BaSO 4
–
2 HCl + ClO3 Im Labor kann die Darstellung aus Chlor und Alkalilauge
erfolgen:
3 Cl 2 + 6 OH –
– –
ClO3 + 5 Cl + 3 H2O

Chlorsäure
Chlorsäure ist ein starkes Oxidationsmittel und eine starke
Säure: In wässriger Lösung liegt sie nahezu vollständig
dissoziiert vor.
Die Salze der Chlorsäure reagieren äußerst heftig mit
oxidierbaren Substanzen !

Perchlorsäure
Perchlorsäure kann durch anodische Oxidation von Chlor
gewonnen werden.
– + –
Cl2 + 8 H2O 2 ClO4 + 16 H + 14 e
Auch die Reaktion von Natriumperchlorat mit Schwefelsäure
liefert Perchlorsäure:
NaClO 4 + HCl NaCl + HClO 4
Vakuumdestillation in Gegenwart rauchender Schwefelsäure
liefert reine Perchlorsäure.

Perchlorate bilden sich beim Erhitzen von Chloraten:
4 KClO 3
Perchlorate
KCl + 3 KClO 4
Technisch erfolgt die Darstellung von Perchloraten durch
anodische Oxidation von Chloraten bei pH-Werten zwischen
6.5 und 10:
– – + –
ClO3 + H2O ClO4 + 2 H + 2 e

Eigenschaften
Farblose, bewegliche und an der Luft rauchende Flüssigkeit.
Smp. – 112°C, Sdp. 130°C, d = 1.761 g · cm –3 (25°C)
Beim Erwärmen zersetzt sich Perchlorsäure unter
Braunrotfärbung und zerfällt explosionsartig zu
Chlorwasserstoff, Chlor, Dichloroxid und Sauerstoff.
Sie besitzt eine starke Oxidationswirkung und ist eine der
stärksten Säuren überhaupt.
Sie liefert bei Entwässerung mit Phosphorpentaoxid das
farblose, flüchtige, ölige Anhydrid Cl 2 O 7 , welches auf Schlag
oder bei Kontakt mit einer Flamme explodiert.

Das Brom
Brom kommt nur gebunden in Form von Bromiden vor,
beispielsweise als Silberbromid AgBr.
Ein anderes wichtiges Vorkommen des Broms ist im
Meerwasser (1 m 3 Meerwasser enthält rund 68 g Bromid), in
Solequellen und in Salzseen.
Von Brom gibt es zwei natürliche Isotope
81
35
Br
79
35
Br
50.69 % 49.31 %

2 KBr + Cl 2
Darstellung
Brom kann aus seinen Verbindungen durch Chlor freigesetzt
werden:
Cl 2 + 2 e –
2 Br –
2 Cl –
Br 2 + 2 e –
2 KCl + Br 2
E 0 = 1.3583 V
E 0 = 1.065 V

Darstellung
Heißentbromung bei Bromidgehalten von 0.2 – 3.5 kg/m 3 .
Die Oxidation erfolgt bei Temperaturen zwischen 90 und
100°C. Das entstandende Brom wird mit Dampf
ausgetrieben (steaming out).
Kaltentbromung bei geringen Bromgehalten.
Die Oxidation erfolgt bei Normaltemperaturen, zur
Entbromung wird Luft verwendet (blowing out).
Im Labor:
2 KBr + H2SO4 4 HBr + MnO2 2 HBr + K 2SO 4
MnBr 2 + 2 H 2O + Br 2

Physikalische Eigenschaften
Neben Quecksilber ist Brom das einzige unter
Normalbedingungen flüssige Element.
Dichte 3.14 g · cm –3 (20°C)
Sdp. 58.78 °C
Smp. – 7.25 °C
Mit abnehmender Temperatur hellt sich die Farbe auf.
Temperatur nimmt ab
T = – 253 °C
(20 K)

Brom löst sich gut in Wasser:
Physikalische Eigenschaften
Bei einer Temperatur von 25 °C lösen sich 0.2141 mol Brom
in einem Liter Wasser. Diese Lösung ist etwa 0.2 molar und
wird als Bromwasser bezeichnet.
Mit unpolaren Lösungsmitteln wie Schwefelkohlenstoff,
CS 2 , oder Tetrachlorkohlenstoff, CCl 4 , mischt sich Brom
unbegrenzt.

Chemische Eigenschaften
Die chemischen Eigenschaften von Brom gleichen denen
des Chlors, wobei Brom im allgemeinen nicht ganz so heftig
reagiert.
Jedoch tritt mit Metallen oftmals eine energische Reaktion
ein.
Br 2 + 2 K 2 KBr
Gegen feuchtes Brom sind nur Platin und Tantal beständig.
Gegen trockenes Brom sind auch andere Metalle, wie
beispielsweise Blei, Silber aber nicht dagegen Eisen
beständig.

Chemische Eigenschaften
Brom entzieht vielen Wasserstoffverbindungen den
Wasserstoff:
H 2S + Br 2
2 HBr + 1 / 8 S 8

Bromwasserstoff, HBr
Die Darstellung von Bromwasserstoff kann nicht so wie die
des Chlorwasserstoffs oder des Fluorwasserstoffs erfolgen,
da die Schwefelsäure das gebildete HBr teilweise bis zum
Brom oxidiert:
2 KBr + H 2SO 4
2 HBr + H 2SO 4
K 2SO 4 + 2 HBr
Br 2 + SO 2 + 2 H 2O
Zur Darstellung müssen daher verdünnte Schwefelsäure
oder nicht-oxidierende Säuren verwendet werden:
3 KBr + H 3PO 4
K 3PO 4 + 3 HBr

Bromwasserstoff, HBr
Im Labor wird zumeist Wasser als Protonenquelle und ein
leichtzersetzliches Bromidsalz verwendet:
PBr 3 + 3 H 2O H 3PO 3 + 3 HBr
Phosphortribromid wird direkt aus den Elementen
hergestellt:
2 P + 3 Br 2
2 PBr 3

Physikalische Eigenschaften
Farbloses Gas, kann durch Abkühlung zu einer farblosen
Flüssigkeit verdichtet werden, weitere Abkühlung führt zu
farblosen Kristallen.
Smp. – 86.82 °C, d = 2.603 g · cm –3 (– 84°C),
Sdp. – 66.73 °C
Bromwasserstoff ist sehr gut löslich in Wasser:
1 Liter Wasser löst bei einer Temperatur von 0 °C 612 Liter
(~ 25 mol) Bromwasserstoffgas.

Chemische Eigenschaften
Wässrige Lösungen reagieren sauer - Bromwasserstoffsäure.
Chlor setzt aus einer wässrigen Lösung von Bromwasserstoff
rotbraune Bromdämpfe frei:
2 HBr + Cl 2
2 HCl + Br 2
HBr ist ein stärkeres Reduktionsmittel als HCl und Chlor
ist ein stärkeres Oxidationsmittel als Brom.
Die Salze des Bromwasserstoffs, die Bromide, sind zumeist
gut löslich in Wasser.
Schwerlöslich sind Silberbromid, AgBr,
Quecksilber(I)bromid, Hg 2 Br 2 sowie Bleibromid, PbBr 2 .

Sauerstoffsäuren des Broms
Von Brom gibt es vier Sauerstoffsäuren:
• die Hypobromige Säure HOBr
• die Bromige Säure HBrO 2
• die Bromsäure HBrO 3
• die Perbromsäure HBrO 4

Die Hypobromige Säure, HBrO
Die hypobromige Säure ist eine schwächere Säure als die
hypochlorige Säure. Ihre Salze, die Hypobromite, lassen
sich durch Schütteln von Bromwasser mit Quecksilberoxid
darstellen:
2 Br 2 + 3 HgO + H 2 O HgBr 2 · 2 HgO + 2 HOBr
Auch durch Umsetzung von Brom mit Alkalilaugen bei einer
Temperatur von 0 °C werden Hypobromite erhalten:
Br 2 + 2 NaOH NaBr + NaOBr + H 2 O

Die Hypobromite
Wässrige Lösungen von Hypobromiten besitzen eine
ausgeprägte Bleich- und Oxidationswirkung.
Hypobromite können durch Kristallisation aus NaBr/NaOBr-
Lösungen erhalten werden. Sie sind gelbgefärbt und
besitzen einen aromatischen Geruch.
Bei Temperaturen oberhalb von 0 °C disproportionieren sie
in wässriger Lösungen quantitativ zu Bromid und Bromat:
3 BrO –
2 Br – –
+ BrO3

Die Bromige Säure, HBrO 2
Die Salze der bromigen Säure, die Bromite entstehen als
Zwischenprodukt bei der Oxidation von Hypobromiten
oder Brom mit Hypochloriten
BrO – + ClO –
– –
BrO2 + Cl
oder durch Disproportionierung von Hypobromit in
alkalischer Lösung:
2 BrO –
– –
BrO2 + Br

Die Bromite
Umgekehrt läßt sich in trockener Reaktion bei 190 – 225 °C
durch Komproportionierung von Bromat und Bromid das
Bromit erhalten:
– –
2 BrO3 + Br
–
3 BrO2 Bromite sind gelb gefärbt und nur in alkalischer Lösung
beständig. In saurer Lösung erfolgt ihre Zersetzung.

Die Bromsäure, HBrO 3
Bromsäure ist eine starke Säure. Ihre Darstellung kann
durch Umsetzung von Bariumbromat mit verdünnter
Schwefelsäure erfolgen:
Ba(BrO 3) 2 + H 2SO 4
Ab einem Gehalt von 50 % tritt Zersetzung ein:
4 HBrO 3
BaSO 4 + 2 HBrO 3
2 Br 2 + 5 O 2 + 2 H 2O

Die Bromate
Die Salze der Bromsäure, die Bromate, werden durch
Disproportionierung von Brom in 50 – 80 °C heißen
Laugen erhalten:
Br 2 + 6 OH –
Die Darstellung von Bromaten kann auch durch Oxidation
von heißer alkalischer Bromidlösung mit Chlor oder
Hypochlorit erfolgen:
Br – + 3 Cl 2 + 6 OH –
– –
BrO3 + 5 Br + 3 H2O
– –
BrO3 + 6 Cl + 3 H2O

Eigenschaften der Bromsäure
Bromsäure ist ein kräftiges Oxidationsmittel. Wässrige
Lösungen von Bromaten werden für Redoxtitrationen
verwendet.
Bromatometrie
Die quantitative Komproportionierung von Bromat und
Bromid zu Brom wird bei der Herstellung von Brom-
Lösungen für Redox-Titrationen genutzt.
– – +
BrO3 + 5 Br + 6 H
Bromometrie
3 Br 2 + 3 H 2O

Perbromsäure, HBrO 4
Perbromate werden durch Oxidation von Bromaten mit sehr
starken Oxidationsmitteln erhalten:
– –
BrO3 + F2 + H2O BrO4 + 2 HF
Verdünnte Lösungen können bis zu einem Gehalt von 55 %
(6 molar) aufkonzentriert werden, höhere Gehalte führen
dagegen zu instabilen Mischungen.
Verdünnte Perbromsäure ist ein träges Oxidationsmittel.
Konzentriertere Lösungen sind dagegen reaktiv:
• 3 molare Perbromsäure greift rostfreien Stahl an
• 12 molare Perbromsäure explodiert bei Berührung mit
Salpetersäure

Das Iod
Iod ist das seltenste
Element unter den
Halogenen. Es findet sich
in Gebirgen, Seen,
Mineralwässern, Solen,
Erdölbohrwässern und im
Meer in Form des Iodids
und des Iodats.
Größere Anhäufungen
dieses Elementes sind
auch in Algen, Schwämmen
und dergleichen
anzutreffen.

Darstellung
Hauptquelle für die technische Gewinnung von Iod stellen
die Iodat-haltigen Mutterlaugen der Chilesalpeterverarbeitung
dar.
Das Iod wird durch Reaktion des Iodats mit schwefeliger
Säure erhalten:
HIO 3 + 3 H 2SO 3
HI + 3 H 2SO 4
HIO 3 + 5 HI 3 H 2O + 3 I 2
2 HIO 3 + 5 H 2SO 3
Die Iodsäure selbst wirkt als Oxidationsmittel !
5 H 2SO 4 + H 2O + I 2

Darstellung
Aus Iodid-haltigen Solewässern wird das Iodid mit Chlor
oxidiert:
Cl 2 + 2 e –
2 I –
2 KI + Cl 2
Im Labor erfolgt die Darstellung aus Kaliumiodid,
Schwefelsäure und Braunstein:
2 KI + H 2SO 4
4 HI + MnO 2
2 Cl –
I 2 + 2 e –
2 KCl + I 2
E 0 = 1.3583 V
E 0 = 0.535 V
2 HI + K 2SO 4
MnI 2 + 2 H 2O + I 2

Physikalische Eigenschaften
Grauschwarzer, metallisch-glänzender Feststoff.
d = 4.942 g · cm –3 , Smp. 113.60 °C unter Bildung einer
braunen, den elektrischen Strom leitenden Flüssigkeit.
3 I 2
+ –
I3 + I3
Sdp. 185.24 °C unter Bildung violetter Dämpfe.
Wird Iod zu rasch erhitzt, sublimiert es ohne zu schmelzen.

Struktur

Löslichkeit in Lösungsmitteln
Iod löst sich nur schlecht in Wasser unter braun-gelber
Färbung: 0.0013 mol lösen sich bei einer Temperatur von 25
°C in einem Liter Wasser.
In anderen zahlreichen Lösungsmitteln ist Iod gut löslich:
So löst es sich in Alkohol, Ether, Dioxan, Aceton, flüssigem
Trimethylamin, Pyridin und ungesättigten Kohlenwasserstoffen
ebenfalls mit brauner Farbe.
In aromatischen Kohlenwasserstoffen (Benzol, Toluol) färbt
es die Lösung rot.
In anderen organischen Lösungsmitteln (Chloroform,
Tetrachlorkohlenstoff, Schwefelkohlenstoff) wird eine violette
Farbe erhalten.

Lewis-Basen:
H 3C
Charge-Transfer-Komplexe
�– �+
�
�
I2 + �D
I �
2 D
Aceton Trimethylamin
�
�
O
C
�
�
CH 3
H 3C
N
�
�
CH 3
CH 3

O
O
Charge-Transfer-Komplexe
X X X X X X
O
X X
X
X
O
O
O

O
CH 2OH
OH
O
OH
O
Stärke besteht aus
Amylose einem
Polysaccharid.
OH
Iod und Stärke
CH 2OH
O
OH
O
CH 2OH
OH
O
OH
O
CH 2OH
OH
O
OH
O

Chemische Eigenschaften
Iod gleicht in seinen chemischen Eigenschaften denen von
Chlor und Brom. Zumeist reagiert es aber weniger lebhaft.
Die Affinität zu Wasserstoff ist jedoch weit geringer.
Iodwasserstoff zerfällt daher bis zu einem bestimmten
Gleichgewicht in Wasserstoff und Iod.
2 HI H 2 + I 2

Iod-Kationen
Iod bildet farbige Kationen bei Reaktion mit SO 3 -haltiger
Schwefelsäure. In Abhängigkeit des Schwefeltrioxid-
Gehaltes entstehen verschiedene Kationen:
2 I 2 + 2 SO 3 + H 2 SO 4
3 I 2 + 2 SO 3 + H 2 SO 4
+ –
2 I2 + SO2 + 2 HSO4 + –
2 I3 + 2 HSO4 + SO22

Darstellung im Labor:
Iodwasserstoff, HI
PI 3 + 3 H 2O H 3PO 3 + HI
I 2 + H 2S 2 HI + 1 / 8 S 8
Technisch erfolgt die Darstellung aus den Elementen:
H 2 + I 2 (g) 2 HI + 9.46 kJ
8

Physikalische Eigenschaften
Farbloses, stechend riechendes, giftiges un an der Luft
rauchendes Gas.
Sdp. – 35.36 °C, Smp. – 50.80 °C, d = 2.85 g · cm –3
In Wasser ist Iodwasserstoff sehr gut löslich:
1 Liter Wasser löst bei einer Temperatur von 10 °C 425 Liter
(~ 15 mol) HI.

Chemische Eigenschaften
Unter Luftausschluss ist Iodwasserstoff als Gas und auch in
wässriger Lösung beständig.
Bei Einwirkung von Luftsauerstoff erfolgt langsame
Oxidation zu Iod:
4 HI + O 2
2 H2O + 2 I2 2
Beim Erhitzen zersetzt sich Iodwasserstoff in die Elemente.
Auch mit anderen Oxidationsmitteln wie konzentrierter
Salpetersäure oder Chlor ensteht Iod:
2 HI + Cl 2
2 HCl + I 2
2

Hypoiodige Säure:
Sauerstoffsäuren des Iods
2 I 2 + 3 HgO + H 2O HgI 2 · 2 HgO + 2 HIO
disproportioniert leicht zu Iodsäure und Iod :
5 HIO HIO 3 + 2 I 2 + 2 H 2O
Auch die Salze, die Hypoiodite zerfallen leicht zu Iodid und
Iodat.

Iodige Säure:
Sauerstoffsäuren des Iods
Die iodige Säure und ihre Salze sind nahezu unbekannt.
Iodsäure:
I 2 + 6 H 2O + 5 Cl 2
NaIO 3 + H 2SO 4
2 HIO 3 + 10 HCl
HIO 3 + NaHSO 4

Iodate
3 I 2 + 6 OH –
Sauerstoffsäuren des Iods
–
I2 + 2 ClO3 – –
IO3 + 5 I + 3 H2O
–
2 IO3 + Cl2
Iodsäure ist die einzige Halogensäure HXO 3 , die wasserfrei
isoliert werden kann.
Von der Iodsäure läßt sich durch Entwässerung beim
Erhitzen ein Anhydrid erhalten. Dieses zersetzt sich beim
Schmelzpunkt in die Elemente:
158.2 kJ + I 2O 5
I 2 + 2 ½ O 2

Periodsäure
Sauerstoffsäuren des Iods
Sie entsteht bei der Oxidation von Iodaten mit Chlor oder
Hypochlorit in Natronlauge bei einer Temperatur von 100 °C:
– –
IO3 + ClO
– –
IO4 + Cl

Die Chalkogene (Gruppe 16)

Der Schwefel
Schwefel findet sich in der
Natur in freier und
gebundener Form als
Sulfide und Sulfate.
Aber auch in der
Biosphäre ist der
Schwefel als wichtigter
Bestandteil der Proteine
weit verbreitet.
Größere Mengen
organisch gebundenen
Schwefels finden sich in
fossilen Rohstoffen.

Der Schwefel - elementar

Der Schwefel - Kiese
Pyrit, FeS 2

Pyrit, FeS 2

Der Schwefel - Glanze und Blenden
Bleiglanz, PbS Zinkblende, ZnS

Bleiglanz, PbS

Zinkblende, ZnS

Der Schwefel - Sulfide und Sulfate
Realgar, As 4 S 4
Gips, CaSO 4 · 2 H 2 O

Gips, CaSO 4 · 2 H 2 O

Die Gewinnung
Schwefel wird aus elementaren Vorkommen sowie durch
Oxidation von Schwefelwasserstoff oder durch Reduktion
von Schwefeldioxid gewonnen:
Oxidation Reduktion
H2S S SO2

Die Gewinnung
Natürliche Vorkommen an
Schwefel werden durch das
von Hermann Frasch
entwickelte Verfahren
abgebaut.

Wasserdampf
Druckluft
Schwefelschaum
geschmolzener
Schwefel
Wasserdampf
Das Frasch-Verfahren
arbeitet mit auf 150°C
überhitztem Wasser
und Drücken von 25
bar.
Pro Tonne Schwefel
werden 10 – 15
Tonnen überhitztes
Wasser gebraucht.
Die Pressluft hat
einen Druck von 40
bar.

Newgulf in Texas

Aus Schwefelwasserstoff erfolgt die Darstellung nach dem
Claus-Prozess:
H 2S + 3 / 2 O 2
SO 2 + H 2S
3 H 2S + 3 / 2 O 2
Die Gewinnung
Aus Schwefeldioxid erfolgt die Darstellung durch Reduktion
mit Kohle:
SO 2 + C CO 2 + S
SO 2 + H 2O + 518.37 kJ
3 /8 S 8 + 2 H 2O + 145.66 kJ
3 /8 S 8 + 3 H 2O + 664.03 kJ

[S �
95.6 o C
Umwp.
Physikalische Eigenschaften
S �]
119.6 o C
(unterkühlt: plastischer Schwefel)
rhombisch monoklin leicht flüssig zähflüssig
hellgelb hellgelb gelb dunkelrotbraun
fester Schwefel flüssiger Schwefel
Smp.
gasförmiger Schwefel
[S � S � S �]
[S 8 S 7 S 6 S 5 S 4 S 3 S 2 S]
444.6 o C
Sdp.
temperaturabhängiges Gleichgewicht
temperaturabhängiges Gleichgewicht
(445 - 2200 o C)
dunkelrotbraun

p [bar]
10 4
10 2
1
10 -2
10 -4
10 -6
Physikalische Eigenschaften
�-Schwefel
5 6
1
95.6
�-
Schwefel
2 3
112.8
119.6
4
flüssiger
Schwefel
gasförmiger
Schwefel
154
� [°C]
~1400bar
1 atm (1.013 bar)

S
S
S
S
S
S
S
Strukturen ausgewählter Schwefelmoleküle
S 6 S 7 S 8
S
S
S
S
S
S S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S S
S
S 10 S 11 S 12
S
S
S
S
S �
S
S
S
S
S
S
S
S
S
S

Chemische Eigenschaften
1 /8 S 8 + O 2
1 /8 S 8 + H 2
2 /8 S 8 + Cl 2
SO 2 + 297 kJ
H 2S + 21 kJ
S 2Cl 2 + 59 kJ

Chemische Eigenschaften
1 /8 S 8 + Fe �-FeS + 95 kJ
1 /8 S 8 + Cu CuS + 53 kJ
1 /8 S 8 + Hg HgS + 54 kJ

Lapislazuli
(Na, Ca) 8 [SO 4 , S, Cl) 2 (AlSiO 4 ) 6 ]
–
S3 -Einheiten

1 kg kostet 30 DM.
Ultramarin
1 kg Lapislazuli kostet 30 000 DM.

Ölfarbe
Pigment
+
Öl

Natürliche Vorkommen:
• vulkanische Gegenden
• Erdöl
• Erdgas
• Schwefelquellen
Schwefelwasserstoff
• bakterielle Zersetzung von eiweißhaltigen Stoffen

Darstellung:
Schwefelwasserstoff
• Nebenprodukt industrieller Prozesse
• aus den Elementen
• Hydrolyse von Sulfiden
• Reaktion von FeS und HCl im Kippschen Apparat
FeS + 2 HCl H 2S + FeCl 2

farblos
giftig
charakteristischer Geruch
Eigenschaften
Gas
gut löslich in Wasser (1 l Wasser löst fast 3 l H 2 S bei
20°C)
Schmelzpunkt: – 86 °C
Siedepunkt: – 60.3 °C

H 2S + 1½ O 2
H 2S + ½ O 2
Eigenschaften
H 2O + SO 2
H 2O + 1 / 8 S 8
viel Luft
wenig Luft
Oberhalb von 1000°C erfolgt die Spaltung in die Elemente.

Eigenschaften
H 2S H + + HS –
Hydrogensulfide
1. Dissoziation
2 H + + S 2–
2. Dissoziation
Sulfide

Halogenverbindungen
OZ F Cl Br I
+ 6 SX6
Schwefelhexa-
halogenid
+5 S2X10
Dischwefel-
dodecahalogenid
+4 SX4
Schwefeltetra-
halogenid
SF6
Farbl. Gas
F5SSF5
Farbl. Fl.
SF4
farbl.Gas
SCl4
farbl.Substanz
SBr3 +
AsF6 – -
oder SbF6 –
-Salz

Halogenverbindungen
OZ F Cl Br I
+2 SX2
Schwefeldi-
halogenid
+1 S2X2
Dischwefeldi-
halogenid
� 1 SnX2
Polyschwefel-
dihalogenid
2 SF2 FSSF3
farbl. farbl.
Gas Fl.
SSF2 � FSSF
farbl. farbl.
Gas Gas
SnF2
Hellgelbes Öl
SCl2
Rote Fl.
ClSSCl
Gelbe Fl.
SnCl2
Gelb bis
orangerotes Öl
SBr2
unbekannt
BrSSBr
Tiefrote Fl.
SnBr2
Tiefrotes
Öl
ISSI
Dnkl.braune
Subst.
SnI2
unbekannt

S
Dischwefeldifluorid, S 2 F 2
���
S
C s
F
F
F
S S
C 2
F

Schwefelhexafluorid, SF 6
1 /8 S 8 + 3 F 2
SF 6 + 1220 kJ
SF 6 + 8 Na (solv. NH 3) Na 2S + 6 NaF
SF 6 + 3 H 2S ½ S 8 + 6 HF

Schwefeldichlorid SCl 2 und Dischwefeldichlorid S 2 Cl 2
2 /8 S 8 + Cl 2
2 SCl 2
Zusatz von PCl 5
SCl 2 + 2 H 2C=CH 2
240 o C
S 2Cl 2
S 2Cl 2 + Cl 2
S(CH 2CH 2Cl) 2

Oxide des Schwefels
OZ Monoschwefeloxide SOm Di- und Polyschwefeloxide SnOm
+6
Mit
Peroxogruppen:
SO3
Schwefeltrioxid
SO4
Schwefeltetraoxid
+4 SO2
Schwefeldioxid
+2 SO
Schwefelmonooxid
S3O9 = (SO3)3
Trischwefelnonaoxid
(SO3–4)n
Polyschwefelperoxide
S2O2
Dischwefeldioxid
+1 S2O
Dischwefelmonooxid
< +1 SnO (n = 5 – 10), SnO2 (n = 7)
Polyschwefelmono- und dioxide

Darstellung von Schwefeldioxid SO 2
Methode t [°C] �Hf [kJ]
aus Schwefel:
1 /8 S8 + O2 � SO2
aus Sulfiden:
2 FeS2 + 5 1 /2 O2 � Fe2O3 + 4 SO2
3 FeS2 + 8 O2 � Fe3O4 + 6 SO2
aus Schwefelwasserstoff:
2 H2S + 3 O2 � 2 SO2 + 2 H2O
2 H2S + SO2 � 3 S + 2 H2O
1200 – 1600 – 297
650 – 850
650 – 800
1200
350
– 1655
– 2370
– 1037
– 147

Darstellung von Schwefeldioxid SO 2
Methode t [°C] �Hf [kJ]
aus Sulfaten:
CaSO4 + C � CaSO3 + CO
CaSO3 � CaO + SO2
CaSO4 + C � CaO + SO2 + CO
aus Säuren:
H2SO3 � H2O + SO2
H2SO4 + Cu � CuO + SO2 + H2O
aus Schwefeltrioxid:
2 SO3 + 1 /8 S8 � 3 SO2
900
1200
1400 + 394

Eigenschaften von Schwefeldioxid SO 2
Farbloses, giftiges Gas
nicht brennbar, stechender Geruch
Siedepunkt: –10°C, Schmelzpunkt: –75.5°C
Sehr gut löslich in Wasser: 1 Liter Wasser löst 40 Liter
SO 2 (bei 20°C)
119.5°

Eigenschaften von Schwefeldioxid SO 2
Reduktionsmittel:
PbO 2 + SO 2
Cl 2 + SO 2
F 2 + SO 2
PbSO 4
SO 2Cl 2
SO 2F 2

Verwendung von Schwefeldioxid SO 2
Herstellung von Schwefelsäure
Herstellung schwefelhaltiger Verbindungen
nichtwässriges Lösungsmittel
Reduktionsmittel im Hüttenwesen
Kühlmittel
Desinfektionsmittel (Bier- und Weinfässer)
Konservierung von Lebensmitteln („Schwefeln“)
Schädlingsbekämpfungsmittel (Nagetiere, Kücheninsekten)

Darstellung von Schwefeltrioxid SO 3
SO 2 + ½ O 2
Verläuft nur mit Katalysatoren
Im Labor:
2 NaHSO 4
�T
– H 2O
SO 3 + Na 2SO 4
exotherm
SO3 + 99 kJ
endotherm
Na 2S 2O 7
�T �T
2 SO 3 + Na 2O

Eigenschaften von Schwefeltrioxid SO 3
Feststoff in drei Modifikationen
Siedepunkt: 45°C
Schmelzpunkt: �-Form 62°C, �-Form 32°C, �-Form 17°C
O
S
O O
D 3h
O
S O
O
O
O
S
O
O
O
O S O S O S O S
O O O O O O O
O
S
O

Oxidationsmittel
Eigenschaften von Schwefeltrioxid SO 3
1 /8 S 8 + 2 SO 3
2 HI + SO 3
SCl 2 + SO 3
P 4 + 10 SO 3
PCl 3 + SO 3
3 SO 2
I 2 + H 2O + SO 2
SOCl 2 + SO 2
P 4O 10 + 10 SO 2
POCl 3 + SO 2

Eigenschaften von Schwefeltrioxid SO 3
Mit Wasser entsteht Schwefelsäure:
SO 3 + H 2O H 2SO 4 + 74 kJ

Eigenschaften von Schwefeltrioxid SO 3
Starke Lewissäure:
�-
O
O
S P
O
�+
SO 3 · PPh 3
�-
O
O
H
S N
O
H
�+
SO 3 · NH 3
H

Eigenschaften von Schwefeltrioxid SO 3
Starke Lewissäure:
O
O
S
O
O
O S
O
O
O S
O
O
2– 2–
SO4 · 2 SO3 = S3O10 2 –
O
O S O
O
2 –
SO3 · O 2– 2–
= SO4

+ 2 H2SO2
+ 4 H2SO3
+ 6 H2SO4
+ 6 H2SO5
Sauerstoffsäuren - Monoschwefelsäuren
O
HO
O
O
O
S OH
S
OH
OH
O
S
OH
OH
S
O
OH
OH
Sulfoxylsäure
Schwefel(II)säure
Schweflige Säure
Schwefel(IV)säure
Schwefelsäure
Schwefel(VI)säure
Peroxo-
schwefel(VI)säure
Sulfoxylate
Sulfate(II)
Sulfite
Sulfate(IV)
Sulfate
Sulfate(VI)
Peroxo-
sulfate(VI)

+ 2 H2S2O3
+ 3 H2S2O4
+ 4 H2S2O5
Sauerstoffsäuren - Dischwefelsäuren
S
O S
OH
O
O
O
S
S
S
OH
OH
OH
S
O
O
OH
OH
Thioschwefelsäure
Dischwefel(II)säure
Dithionige Säure
Dischwefel(III)säure
Dischweflige Säure
Dischwefel(IV)säure
Thiosulfate
Disulfate(II)
Dithionite
Disulfate(III)
Disulfite
Disulfate(IV)

+ 5 H2S2O6
+ 6 H2S2O7
+ 6 H2S2O8
Sauerstoffsäuren - Dischwefelsäuren
O
O
O
O
O
O
S
OH
S
O
OH
S
O
OH
O
S
O
O
O
S
O
OH
O
S
OH
O
Dithionsäure
Dischwefel(V)säure
Dischwefelsäure
Dischwefel(VI)säure
Peroxodi-
schwefel(VI)säure
OH
Dithionate
Disulfate(V)
Disulfate
Disulfate(VI)
Peroxodi-
sulfate(VI)

OZ: +5, 0, –2
H2Sn+2O3
OZ: +5, 0
H2Sn+2O6
Sauerstoffsäuren - Polyschwefelsäuren
O
O
O
S
O
S
OH
OH
(S) n
(S) n
O
S
S H
O
OH
Polysulfan-
monosul-
fonsäure
Polythion-
säure
Polysulfanmono-
sulfonate
Polythionat

Darstellung:
Schweflige Säure H 2 SO 3
SO 2 + H 2O H 2SO 3
In wässriger Lösung erfolgt nahezu vollständige
Dissoziation:
–
H2SO3 + H2O HSO3 + H3O +
– 2–
HSO3 + H2O SO3 + H3O +
Hydrogensulfite und Sulfite

Schweflige Säure H 2 SO 3
Sulfite disproportionieren beim Erhitzen:
+ IV + VI – II
2– �T
4 SO 3
2– 2–
3 SO4 + S
In konzentrierter Lösung erfolgt Kondensation:
–
2 HSO3 2–
S2O5 + H2O
Disulfit (Pyrosulfit)

O
S
OH
O –
S
O O
O
S
O
Bildung von Disulfit
O –
H
– OH
S + OH
O O
–
O O – S
O
S
O
O –
+ H 2O

Schweflige Säure - Eigenschaften
Mäßig starke Reduktionsmittel:
saure Lösung
2– + –
SO2 (aq) + 2 H2O SO4 + 4 H + 2 e
2– + –
2 SO2 (aq) + 2 H2O S2O6 + 4 H + 2 e
alkalische Lösung
2– –
SO3 + 2 OH
H 2SO 3 + ½ O 2
2–
SO4 + H2O + 2 e –
H 2SO 4
E 0 = + 0.16 V
E 0 = + 0.57 V
E 0 = – 0.94 V

Schweflige Säure - Reduktionswirkung
Reduktion von Halogenen:
I 2 + H 2SO 3 + H 2O 2 I – + H 2SO 4 + 2 H +
Reduktion von Metallkationen:
2 Au 3+ + 3 H 2SO 3 + 3 H 2O 2 Au � + 3 H 2SO 4 + 6 H +
Reduktion von Metall- und Nichtmetalloxiden:
2–
2 CrO4 + H2SO3 + 10 H +
–
IO3 + 3 H2SO3 2 Cr 3+ + 3 H 2 SO 4 + 5 H 2 O
I – + 3 H 2SO 4

Reduktion von Schwefliger Säure
Gelingt nur mit starken Reduktionsmitteln:
H 2SO 3 + 4 Fe 2+ + 4 H + 1 / 8 S 8 + 4 Fe 3+ + 3 H 2O
2 H 2SO 3 + 2 Na H 2S 2O 4 + 2 OH – + 2 Na +
–
2 H2SO3 + 4 HCO2 Dithionige Säure
H 2SO 3 + 3 Zn + 6 HCl H 2S + 3 ZnCl 2 + 3 H 2O
2 H 2SO 3 + 6 SnCl 2 + 18 HCl SnS 2 + 5 H 2[SnCl 6] + 6 H 2O
SnS 2 + 4 HCl 2 H 2S + SnCl 4
2–
H2S2O3 + 2 C2O4 + 3 H2O
Thioschwefelsäure

HO
O
S OH
Derivate der Schwefligen Säure
�+
H
O
O
S O H
O
O
S OH
Schweflige Säure Protonenwanderung Sulfonsäure
– O
O
S OH
– O
O
� –
S O
O
H
O
S O –
Hydrogensulfit-Anion Protonenwanderung Sulfonat-Anion
H
H

O
Derivate der Schwefligen Säure
+ X – , – OH –
HO S OH
X S
+ OH – , – X –
Schweflige Säure Sulfinsäure
+OH – , – X –
X
O
O
S
OH
+X – , – OH –
X
Thionylverbindung

Darstellung:
Große Affinität zu Wasser:
Thionylchlorid
SO 2 + PCl 5
SO 2 + Cl 2 + SCl 2
SO 3 + Cl 2 + 2 SCl 2
SOCl 2 + POCl 3
2 SOCl 2
3 SOCl 2
SOCl 2 + H 2O SO 2 + 2 HCl

SO 2 + ½ O 2
Schwefelsäure H 2 SO 4
SO 3 + H 2O H 2SO 4 + 74 kJ
exotherm
SO3 + 99 kJ
endotherm

SO -Ausbeute [%]
3
Temperatur- und Druckabhängigkeit der SO 3 -Ausbeute
100
80
60
40
1 bar 10 bar
SO -Bildung
3
SO -Zerfall
3
400 500 600 700
Temperatur [°C]
SO -Ausbeute [%]
3
10 Vol-% SO 2 , 10.9 Vol-% O 2 , 79.9 Vol-% N 2
100
80
60
40
SO -Bildung
3
SO -Zerfall
3
400 500 600 700
Temperatur [°C]

Das Bleikammerverfahren
N 2O 3 + SO 2
2 NO + ½ O 2
SO 2 + ½ O 2
2 NO + SO 3
N 2O 3
SO 3
(2 NO + ½ O 2 NO + NO 2 N 2O 3)

Das Kontaktverfahren
V 2O 5 + SO 2
V 2O 4 + ½ O 2
SO 2 + ½ O 2
V 2O 4 + SO 3
V 2O 5
SO 3

1.
2.
3.
4.
SO + O + N
2 2 2
Katalysator
SO
3
450°C
620°C
450°C
510°C
450°C
475°C
430°C
450°C
Wärmetauscher

SO 3 -Ausbeute [%]
100
80
60
40
20
0
Horde 4 (98%)
Horde 3 (95 %)
Horde 2
(90 %)
400 500 600 700
Temperatur [°C]

Gewinnung von Schwefelsäure
SO 3 + H 2SO 4
H 2S 2O 7
H 2S 2O 7 + H 2O 2 H 2SO 4
SO 3 + H 2O H 2SO 4

H 2SO 4 + SO 3
H 2SO 4 + 2 SO 3
H 2SO 4 + 3 SO 3
Schwefeltrioxid und Schwefelsäure
H 2S 2O 7
H 2S 3O 10
H 2S 4O 13
Dischwefelsäure
Trischwefelsäure
Tetraschwefelsäure

[Mio t]
40
30
20
10
0
H 2 SO 4 -Produktion
1950 1960 1970 1980 1990
USA
Russland
Deutschland
England
Frankreich
Italien
Belgien
Ostasien
Australien

[Mio t]
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
0
H 2 SO 4 -Produktion
Welt
1950 1960 1970 1980 1990

Eigenschaften der Schwefelsäure
Wasserfreie Schwefelsäure: farblose, ölige, schwere
Flüssigkeit (d = 1.83 g/cm 3 )
Schmelzpunkt: 10.4 °C, (98%-ige nur noch 3°C)
große Affinität zu Wasser
große Oxidationskraft
Eigendissoziation:
H 2SO 4 + H 2SO 4
+ –
H3SO4 + HSO4

Eigenschaften der Schwefelsäure
tiefere
Temperaturen
H 2SO 4
hohe
Temperaturen
SO 3 +H 2O
338°C 450°C

H 2SO 4
Eigenschaften der Schwefelsäure
H + –
+ HSO4 1. Dissoziation 2. Dissoziation
Hydrogensulfate und Sulfate
2 H + 2–
+ SO4

Eigenschaften der Schwefelsäure
HF + H 2SO 4
PH 3 + H 2SO 4
H 3PO 4 + H 2SO 4
H 5IO 6 + H 2SO 4
H 3CCOOH + H 2SO 4
(H 3C) 2CO + H 2SO 4
H2F + –
+ HSO4 + –
PH4 + HSO4
+ –
P(OH) 4 + HSO4
+ –
I(OH) 6 + HSO4
+ –
H3C(OH) 2 + HSO4
(H3C) 2COH + –
+ HSO4

HNO 3 + 2 H 2SO 4
H 2SO 4 + HNO 3
+
H O NO2 H
Nitriersäure
+
NO2 + H3O + –
+ 2 HSO4 HSO 4
+
–
+ H O NO2
+
H2O + NO2 H

+
+
+ O N O
H
H
NO 2
Nitriersäure
B – HB +
+
NO 2
H
H
NO 2

H 2C
HC
H 2C
Glycerin
OH
OH
OH
Wärme oder Schlag
+ 3 HNO 3
Nitriersäure
H 2SO 4
– 3 H 2 O
H 2C
HC
H 2C
O
O
O
NO 2
NO 2
NO 2
1 ½ N 2 + 3 CO 2 + 2 ½ H 2O + ¼ O 2

2 KHSO 4
�T
Fe + H 2SO 4
2 NaOH + H 2SO 4
Na 2CO 3 + H 2SO 4
BaCl 2 + Na 2SO 4
2– –
SO3 + 2 OH
Sulfate
– H 2O K 2S 2O 7
�T
– SO 3
FeSO 4 + H 2
K 2SO 4
Na 2SO 4 + 2 H 2O
Na 2SO 4 + CO 2 + H 2O
BaSO 4 + 2 NaCl
2–
SO4 + H2O + 2 e –

2– + –
SO4 + 2 H + 2 e
Oxidationswirkung
2–
SO3 + H2O
H 2SO 4 + C SO 2 + H 2O + CO
2 H 2SO 4 + 1 / 8 S 8
Cu + 2 H 2SO 4
3 SO 2 + 2 H 2O
CuSO 4 + SO 2 + H 2O

2 HI + H 2SO 4
H 2S + H 2SO 4
Oxidationswirkung
I 2 + SO 2 + 2 H 2O
1 /8 S 8 + SO 2 + 2 H 2O

Verdünnte Schwefelsäure
M + H 2SO 4 (aq) M II SO 4 + H 2
2 H + + 2 e –
M M 2+ + 2 e –
H 2

O
Derivate der Schwefelsäure
+ X – , – OH –
HO S OH
X S
+ OH – , – X –
O
O O
X
O
S
OH
Schwefelsäure Sulfonsäure
+OH – , – X –
O
+X – , – OH –
X
Sulfurylverbindung

Fluorsulfonsäure
SO 3 + HF HSO 3F
HSO 3F + H 2O H 3O + SO 3F –

H 2SO 4 + PCl 5
Chlorsulfonsäure
SO 3 + HCl HSO 3Cl
HSO 3Cl + POCl 3 + HCl
HSO 3Cl + H 2O H 2SO 4 + HCl

Sulfurylchlorid SO 2 Cl 2
SO 2 + Cl 2
S 2Cl 2 + Cl 2 + O 2
SO 2Cl 2
Kat.
Kat.
SO 2Cl 2
2 SO 2Cl 2
�T
2 HSO3Cl SO2Cl2 + H2SO4 + H 2O
– HCl
HSO 3Cl
+ H 2O
– HCl
H 2SO 4

Thioschwefelsäure - Thiosulfate
ClSO 3H + H 2S H 2S 2O 3 + HCl
H 2S 2O 3
Na 2SO 3 + 1 / 8 S 8
> 0 °C
100°C /H 2O
H 2S + SO 3
Na 2S 2O 3

Fixieren:
Fotografie
h · � + AgX Ag + ½ X 2 (X = Cl, Br, I)
X – + h · � ½ X 2 + e –
Ag + + e –
AgBr + 2 Na 2S 2O 3
Ag
Na 3[Ag(S 2O 3) 2] + NaBr

Belichten
lichtempfindlicher Film
Fotografie
Entwickeln und Fixieren
Negativ-Film

Belichten
lichtempfindliches Papier
Fotografie
Entwickeln und Fixieren

Iodometrische Bestimmung von Oxidationsmitteln
Fe 3+
KI
2 Fe 3 + + 2 I –
I 2
Fe 2+
2 Fe 2+ + I 2
Na S O
2 2 3
2– 2– –
2 S2O3 + I2 S4O6 + 2 I
I –

KI 3
Iodometrische Bestimmung von Reduktionsmitteln
S 2–
KI + I 2
KI 3
S 2– + I 2
I 2
S 8
I –
1 /8 S 8 � + 2 I –
Na S O
2 2 3
2– 2– –
2 S2O3 + I2 S4O6 + 2 I
I –

Der Phosphor
Phosphor steht bei den Elementehäufigkeiten an 13. Stelle
1
1.0079
H
3
Li
6.941
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
33
74.922
As
7
14.007
N
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
84
208.98
Po*
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
83
208.98
Bi
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
34
78.96
Se
8
15.999
O
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
85
209.99
At*
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
35
79.904
Br
9
18.998
F
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
52
127.60
Te
16
32.066
S
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
53
126.90
I
17
35.453
Cl
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*
15
30.974
P

Vorkommen - In der Lithosphäre
Fluorapatit Hydroxylapatit
Ca 5(PO 4) 3(F) Ca 5(PO 4) 3(OH)
(x 2 = 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 · CaF 2 ) (x 2 = 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 · Ca(OH) 2 )

Vorkommen - In der Lithosphäre
Phosphorit Vivianit
Ca 3 (PO 4 ) 2
Fe 3 (PO 4 ) 2 · 8 H 2 O

Vorkommen - In der Lithosphäre
Wavellit Monazit
Al 3 (PO 4 ) 2 (OH) 3 · 5 H 2 O Ce(PO 4 )
(= 2 AlPO 4 · Al(OH) 3 · 5 H 2 O)

Milch
Vorkommen - In der Biosphäre
Knochen
Gehirn
Eigelb
Zähne
Muskeln
Dünger

Darstellung
Die Darstellung von weißem Phosphor erfolgt durch
Umsetzung von Apatit mit Koks und Kies im elektrischen
Lichtbogen.
Der Gesamtvorgang kann folgendermaßen formuliert
werden:
~1500°C
2 Ca3(PO4) 2 + 6 SiO2 + 10 C 6 CaSiO3 + P4 + 10 CO

Aufbau eines elektrischen Lichtbogenofens
Längsschnitt

Querschnitt
Aufbau eines elektrischen Lichtbogenofens
Schlackenabstich
Kohle- oder
Söderberg-
Elektroden
Eisenabstich

2 Ca 3(PO) 4 + 6 SiO 2
Mögliche Reaktionsfolgen
6 CaSiO 3 + P 4O 10
P 4O 10 + 10 C 10 CO + P 4
2 Ca 3(PO 4) 2 + 10 CO 6 CaO + 10 CO 2 + P 4
6 CaO + 6 SiO 2
6 CaSiO 3
10 CO 2 + 10 C 20 CO

Darstellung anderer Modifikationen
Alle anderen allotropen Modifikationen des Phosphors
werden aus weißem Phosphor dargestellt:
Wird weißer Phosphor auf eine Temperatur von 200 –
400°C erhitzt, entsteht roter Phosphor.
Wird weißer Phosphor erhöhtem Druck und erhöhter
Temperatur ausgesetzt, entsteht schwarzer Phosphor.
Dieser kann auch durch Einwirkung von metallischem
Quecksilber sowie einiger Impfkristalle und Erhitzen auf
380°C für einige Tage erhalten werden.
Wird weißer Phosphor ein- bis zwei Wochen auf über 550°C
erhitzt, entsteht violetter Phosphor.

Physikalische Eigenschaften
Schwarzer Phosphor ist bei Raumtemperatur die
thermodynamisch stabilste Modifikation:

P 4, weiss
P n , violett
Ump. 550 C
o
fest (monoklin)
P ,
n schwarz
Druck
Physikalische Eigenschaften
44.25 C
o
280.5 C
o
fest (kubisch) flüssig gasförmig
fest (orthorhombisch)
Druck
[P 4]
Smp. Sdp.
Sblp. 620 C
o
550 – 620 C
o
o
> 200 C, Tempern
P ,
n rot
Hochdruckmodifikationen
450 – 550 C
o
Tempern Tempern
fest
(amorph)
[P 4 P 2 P]

Physikalische Eigenschaften
Charakteristische Eigenschaften Dichte
[g · cm –3 ]
weiß In der Kälte spröde und glasklar,
bei Raumtemperatur wachsweich und
farblos bis weiß, als Flüssigkeit stark
lichtbrechend, leitet den elektrischen
Strom nicht, Smp. 44.25 °C, Sdp. 280.5°C,
sehr reaktiv und giftig
schwarz Schuppig und gut spaltbar, elektrischer
Halbleiter, ab 550°C erfolgt die
Umwandlung zu violettem Phosphor, Smp.
~610°C
violett Tafelförmige, klare, spaltbare Kristalle.
Zwischen 550 und 620°C stabilste
Modifikation. Ab 620°C erfolgt Sublimation
zu P4-Molekülen, ab 49 bar erfolgt
Schmelzen unter Bildung von flüssigem P4
rot Amorph, sublimiert bei etwa 590°C, Smp.
~600°C, sehr reaktiv, ungiftig
Löslichkeit
1.8232 In Wasser
unlöslich, in
CS2, SO2 (l),
NH3 (l), THF und
Benzol leicht
löslich
2.69 Unlöslich in CS2
2.36 Unlöslich in CS2
~ 2.2

221 pm
Weißer Phosphor

Schwarzer Phosphor

Schwarzer Phosphor

Hittorfscher Phosphor

P
P
P
P
P
P
P
Hittorfscher Phosphor

Chemische Eigenschaften
Weißer Phosphor ist sehr reaktiv. In feinverteilter Form
entzündet er sich bereits bei Raumtemperatur an der Luft, in
kompakterer Form oberhalb von 50°C:
P 4 + 5 O 2
P 4O 10 + 2986 kJ
An feuchter Luft entstehen Phosphonsäure (P 2 O 3 � H 3 PO 3 ),
Hypodiphosphorsäure (P 2 O 4 � H 4 P 2 O 6 ) sowie Phosphorsäure
(P 2 O 5 � H 3 PO 4 ).
Weißer Phosphor zeigt im Dunkeln ein blaues Leuchten -
Chemolumineszenz

Chemische Eigenschaften
Phosphor bildet mit allen Elementen außer den Edelgasen
binäre Verbindungen.
Weißer Phosphor ist ein kräftiges Reduktionsmittel.
In Natronlauge disproportioniert er zu Phosphorwasserstoff
und Phosphinat:
P4 + 3 OH – 0 – III + I
–
+ 3 H2O PH3 + 3 H2PO2 Oder es entstehen Phosphonat und Wasserstoff:
P4 + 8 OH – 0 + III
2–
+ 4 H2O 4 HPO3 + 6 H2

L nM
P
P
Säure-Base-Eigenschaften
Phosphor kann gegenüber Lewis-sauren Metallkomplexen
als Lewis-Base wirken:
P P
P
P
LnM P
P
P LnM P
MLn

Oxidationsstufen
Phosphor kann wie auch Stickstoff alle möglichen
Oxidationsstufen zwischen – 3 und + 5 annehmen:
– III – II – I 0 + I
PH 3 P 2H 4 (PH) n P 4 H 3PO 2
+ II + III + IV + V
H 4P 2O 4 H 3PO 3 H 4P 2O 6 H 3PO 4
Die Koordinationszahlen liegen zwischen eins und neun.

eins
zwei
drei
vier
fünf
sechs
sieben
acht
neun
P P HC P
H P CH 2 [NC P CN] –
PH 3 P 4
PhP{Mn(CO) 2Cp} 2
+ 3–
PH4 POCl3 PO4 PF 5 PPh 5
[Co 4 (CO) 10 (�-PPh) 2 ]
–
PF6 UP
Rh4P3 Ta2P Ir 2 P
Ti3P, Fe2P [Rh9 (CO) 21P] 2–
Koordinationszahlen
linear
gewinkelt
pyramidal
planar
tetraedrisch
trigonal-bipyramidal
quadratisch-pyramidal
oktaedrisch
trigonal-prismatisch
zweifach-überkappt-trigonal-prismatisch
kubisch
dreifach-überkappt-trigonal-prismatisch
überkappt-quadratisch-antiprismatisch

[ P ] 3–
����
����
����
����
Monophosphid
[ P—P ] 4–
����
����
����
����
����
Phosphid-Anion und anionische Ketten
����
Diphosphid
����
[ P—P—P ] 5–
����
����
����
����
Triphosphid
����
����
����
����
[ P—P—P—P ] 6–
����
����
����
����
����
����
Tetraphosphid
����
����
����
Li 3 P, Na 3 P, Mg 3 P 2
CaP, SrP
LaP 2
CeP 2
Allgemein gilt:
( n
n
P �
2)
–

P P P
P
K 4 P 6
P
P P P
P
P
P
P
P
P P
P
BaP 3
P
P
P
P P P
P
P
P
P
P P
P
SrP 3
P P
P P P
P
Phosphid-Ringe
P
P P
P P P
P P P
P
P P
P
P
P
P
P
CaP 3
P
P P P
P
P
P
P P
P
P
P P
P
P
P
P
P
P
P P P
P
P
P
P
P
P P P
P P
P

”
P
P P ” P”
P P
P
3–
P7 –
[P7 ]x
RbP 7 , CsP 7
Phosphid-Käfige
Li 3 P 7 , Na 3 P 7 , K 3 P 7 ,
Rb 3 P 7 , Cs 3 P 7 ,
Sr 3 P 14
P
P P”
P P
P
P
Na 3 P 11 ,
Cs 3 P 11
P
P P”
”
P P
P
P
P
P
P
P
”
P
P
P
P
3–
P11 P
P P”
P P
P
P
P
P
P
”

Li 2 P 16 , Na 2 P 16 ,
Li 3 P 21 , Na 3 P 21 ,
K 3 P 21 , Li 4 P 26 ,
Na 4 P 26 , K 4 P 26
Li 3 P 19 , Na 3 P 19 ,
K 3 P 19
P
P
P
Phosphid-Käfige
” ” ”
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P P
P
P
P
P
2– 3– 4–
P16 (n = 0), P21 (n = 1), P26 (n = 2)
3–
P19 P P
P
P
P
P
n
P
P
P
P
P
P
P
” ”
P
P
P P
”
P
P
P
P

Wasserstoffverbindungen des Phosphors
Phosphor bildet mit Wasserstoff viele Verbindungen der
allgemeinen Zusammensetzung
P nH n+m
( mit n = ganzzahlig, m = 2, 0, –2, –4, –6).
Sie werden als Phosphane bezeichnet (früher Phosphine).
Phosphane sind sauerstoffempfindlich, thermisch labil
(außer PH 3), leicht flüchtig und oftmals selbstentzündlich.
In Substanz konnten bisher isoliert werden:
PH 3 , P 2 H 4 , P 3 H 5 , P 5 H 5 , P 7 H 3 sowie (PH) x

H
H
H
P P P P
H
H
Catena-Phosphane
P P
P 2H 4
H
H
H
H
P P P
H
P 3H 5
Diphosphan(4) Triphosphan(5)
H
P 4H 6
H
H
H
H
P P P P P P P
H
H
H
H
(PH) x
n-Tetraphosphan(6) Polyphosphan
H
H
H

P
H
P
P P
H H
P 5H 5
P
H
P
P
H
H
P P
P
P7H3 H
P
P
H
Cyclische Phosphane
Pentaphosphan(5)
(Cyclopentaphosphan)
H
Heptaphosphan(5)
P
(Bicyclo[2.2.1]heptaphosphan)
P
Heptaphosphan(3)
(Tricyclo[2.2.1.0 2,6 ]heptaphosphan)
H
H
P
P
P 7H 5
P
H
P
P
H
H

Monophosphan („Phosphin“), PH 3
Phosphor disproportioniert in alkalischer Lösung zu
Monophosphan und Phosphorsäure:
0 – III + I
2 P 4 + 12 H 2O 2 PH 3 + 6 H 3PO 2
– III + III – III + V
4 PH 3 + 4 H 3PO 3
Phosphinsäure
5 PH 3 + 3 H 3PO 4
Phosphonsäure Phosphorsäure

Monophosphan („Phosphin“), PH 3
Die technische Darstellung erfolgt durch alkalische
Hydrolyse von weißem Phosphor:
0 – III + I
P4 + 3 KOH + 3 H2O PH3 + 3 KH2PO2 Hydrolyse eines Metallphosphids führt ebenfalls zu
Monophosphan:
Ca 3P 2 + 6 H 2O 2 PH 3 + 3 Ca(OH) 2

Monophosphan („Phosphin“), PH 3
Thermische Zersetzung von Phosphoriger Säure führt zum
Monophosphan:
4 H 3PO 3
200°C
PH 3 + 3 H 3PO 4
Besonders reines Monophosphan läßt sich durch alkalische
Hydrolyse von Phosphoniumiodid erhalten:
P 4 + 2 I 2 + 8 H 2O 2 PH 4I + 2 HI + 2 H 3PO 4
PH 4I + KOH (aq) PH 3 + KI + H 2O

Monophosphan („Phosphin“), PH 3
Die Reduktion von Phosphortrichlorid mit Lithiumaluminiumhydrid
oder Lithiumhydrid ergibt Monophosphan:
PCl 3 + LiAlH 4
Et 2O, < 0°C
PCl 3 + LiH Wärme
PH 3 + 3 LiAlCl 4
PH 3 + LiCl
Zumeist entsteht bei der Darstellung von Monophosphan
auch Diphosphan P 2H 4. Dieses läßt sich jedoch aufgrund
seines höheren Siedepunktes abtrennen.

Monophosphan - Eigenschaften
Farbloses, giftiges, knoblauchartig riechendes Gas.
Sdp. – 87.74°C, Smp. – 133.78°C.
Im flüssigen Zustand ist es, anders als NH 3 , nicht assoziiert.
Die Löslichkeit in Wasser ist äußerst gering, dagegen recht
gut in flüssigem Ammoniak, Schwefelkohlenstoff sowie
Trichloressigsäure Cl 3CCO 2H. Die wässrige Lösung reagiert
neutral.
PH 3 ist ein pyramidal gebautes Molekül, mit
Bindungswinkeln HPH von knapp 94°.
Bei erhöhter Temperatur erfolgt Zersetzung in die Elemente.

Monophosphan - Eigenschaften
Monophosphan besitzt im Vergleich zu NH 3 eine stärkere
Reduktionskraft: So verbrennt es an der Luft oberhalb von
150°C unter Selbstentzündung zu Phosphorsäure:
PH 3 + 2 O 2
H 3PO 4 + 1270 kJ
Gegenüber Natrium wirkt PH 3 als Oxidationsmittel:
PH 3 + Na NaPH 2 + ½ H 2
Die basischen Eigenschaften sind schwächer als die von
NH3: + –
PH3 + HCl PH4 Cl

Monophosphan - Eigenschaften
Phosphoniumsalze zersetzen sich in Wasser zu
Monophosphan und Halogenwasserstoffsäuren:
PH 4Cl + H 2O PH 3 + H 3O + + Cl –
Die Wasserstoffatome lassen sich durch Alkalimetalle
substituieren:
PH 3 + BuLi LiPH 2 + BuH Bu = C 4H 9
Auch können sie durch vielfältige organische und
anorganische Reste (R, OR, NR 2, Halogen...) unter Bildung
von Phosphan-Komplexen ersetzt werden.

Diphosphan, P 2 H 4
Diphosphan ist zumeist Nebenprodukt der Monophosphan-
Synthese. Die gezielte Darstellung kann durch Hydrolyse
des Calciumphosphids CaP erfolgen:
2 CaP + 4 H 2O 2 Ca(OH) 2 + P 2H 4
Diphosphan ist thermo- und photolabil. Smp. –99°C, Sdp.
63.5°C. Oberhalb einer Temperatur von –30°C beginnt eine
merkliche Zersetzung zu Monophosphan und farblosen bis
gelbgefärbten, höheren Phosphanen:
m
n – — P2H4 2
Diphosphan ist selbstentzündlich !
P nH n+m + (n – m) PH 33

Heptaphosphan(3), P 7 H 3
Heptaphosphan(3) kann durch Umsetzung von weißem
Phosphor mit Natrium hergestellt werden:
7 P 4 + 12 Na 4 Na 3P 7
Me = –CH 3
Na 3P 7 + 3 Me 3SiCl P 7(SiMe 3) 3 + 3 NaCl
P 7(SiMe 3) 3 + 3 MeOH P 7H 3 + 3 Me 3SiOMe
Die Käfigverbindung ist ein hellgelber Feststoff,
der bei 60°C sublimiert und sich ab 300°C
zersetzt. P 7H 3 ist recht luftstabil und bildet mit
Wasser verschiedene Phosphorsäuren. P P
P
P
P
H
P
H
H
P

Halogen-Verbindungen von Phosphor
Die Halogen-Verbindungen des Phosphors leiten sich von
einigen acyclischen und cyclischen Phosphanen und vom
nicht isolierbaren Phosphoran (PH 5) durch Austausch der
Wasserstoffatome gegen Halogenatome ab:
PX 3 P 2X 4 PX 5 P 4F 6 P 6Cl 6 P 6Br 6
(X = Halogen)
Hierbei existieren auch gemischte Halogen-Derivate sowie
Halogenoxide:
POX 3 Phosphorylhalogenid
(POX) x und (PO 2 X) x

Phosphortrichlorid, PCl 3
Die Darstellung erfolgt aus den gasförmigen Elementen:
P 4 + 6 Cl 2
4 PCl 3 + 1280 kJ
Phosphortrichlorid ist eine farblose, stechend riechende, an
feuchter Luft stark rauchende Flüssigkeit (Sdp. 75 °C, Smp.
– 93.6 °C). Wasser zersetzt es zu Phosphonsäure und
Chlorwasserstoff:
PCl 3 + 3 H 2O P(OH) 3 + 3 HCl
H 3PO 3

Phosphorpentachlorid, PCl 5
Die Darstellung erfolgt aus PCl 3 und Chlor:
PCl 3 + Cl 2
PCl 5 + 124 kJ
PCl 5 ist ein grünlich bis weiß gefärbter Feststoff, der bei
159°C ohne zu schmelzen sublimiert. Im festen Zustand
liegt ein Salz aus vor:
Cl
+
Cl
–
Cl Cl
Cl P Cl P
Cl Cl
Cl
Cl
160 o C
Cl
Cl
Cl
P
Cl
Cl

Phosphorpentachlorid, PCl 5
Phosphorpentachlorid spaltet sehr leicht Chlor ab und wird
daher als Chlorierungsmittel verwendet.
In feuchter Luft entstehen Phosphorylchlorid und
Chlorwasserstoff. Ersteres reagiert mit Wasser weiter zu
Phosphorsäure:
PCl 5 + H 2O POCl 3 + 2 HCl
POCl 3 + 3 H 2O PO(OH) 3 + 3 HCl
H 3PO 4

• Orthosäuren
• Metasäuren
• Disäuren
• Polyphosphorsäuren
Sauerstoffsäuren des Phosphors
H 3 PO n
HPO n–1
H 4 P 2 O n
H n+2 P n O 3n+1
(n = 2, 4, 5, 6)
(n = 3 und 4)
(n = 4, 5, 6, 7, 8)

���
P ���
���
���
���
���
O
���
Sauerstoffsäuren des Phosphors
3 –
���
���
���
O
P
O
���
���
���
���
���
���
3 –
O ���
P
���
���
���
���
���
O
���
3 –
���
���
���
O
P
O
���
���
���
���
���
O
���
���
O
���
���
���
3 –
���
O
P
���
���
���
3 –

Sauerstoffsäuren des Phosphors
Anionen mit freien Elektronenpaaren am Phosphor sind in
Wasser unbeständig und lagern augenblicklich Protonen an:
[PO 2] 3– + 2 H 2O [H 2PO 2] – + 2 OH –
[PO 3] 3– + H 2O [HPO 3] 2– + OH –

Sauerstoffsäuren des Phosphors
O
P
H H
H
O
P
HO H
HO
O
P
HO H
H
Phosphanoxid Phosphinsäure
O
P
HO OH
HO
Phosphonsäure Phosphorsäure

Sauerstoffsäuren des Phosphors
Die Säure-Anionen entstehen durch Abspaltung der aciden
Protonen:
O
P
O H
H
– –
O
P
O H
O
O
P
O O
O
Phosphinat Phosphonat Phosphat
–
–
–
–

O
HO P OH + HO P
HO
Sauerstoffsäuren des Phosphors
Di- und Polysäuren sind Kondensationsprodukte, die durch
Veresterung von Säuregruppen entstehen:
2 H 3PO 4
O
OH
H 4P 2O 7 + H 2O
O
OH HO P O P OH
HO
+ H 2O
O
OH

Phosphinsäure, H 3 PO 2
Sie entsteht durch Disproportionierung von weißem
Phosphor beim Kochen in Wasser:
0 –III +I
P4 + 6 H2O PH3 + 3 H3PO2 Mittelstarke, einbasige Säure, Smp. 26.5°C, farblose
Blättchen. Bildet gut wasserlösliche Phosphinate.
Wirkt als Reduktionsmittel und reduziert sich selbst beim
Erwärmen zu Phosphorwasserstoff:
3 H 3PO 2
PH 3 + 2 H 3PO 3

Phosphonsäure, H 3 PO 3
Hydrolyse von Phosphortrichlorid oder Phosphortrioxid liefert
Phosphonsäure:
PCl 3 + 3 H 2O H 3PO 3 + 3 HCl
P 2O 3 + 3 H 2O 2 H 3PO 3
Farblose, in Wasser leicht löslich Kristalle, Smp. 73.8°C.
Die Dissoziation in Wasser erfolgt in zwei Stufen:
Zunächst bildet sich Hydrogenphosphonat M I H[HPO 3 ],
dann Phosphonat M I 2[HPO 3 ].

Phosphonsäure, H 3 PO 3
Phosphonsäure ist ein starkes Reduktionsmittel. Wie auch
Phosphinsäure reduziert sie sich selbst:
3 H 3PO 3
PH 3 + 3 H 3PO 4
Der Phosphonsäure liegt ein Anhydrid zugrunde, welches
sich durch Verbrennung von weißem Phosphor unter
beschränkter Luftzufuhr darstellen läßt:
½ P 4 + 1½ O 2
P 2O 3 + 820 kJ

Phosphortrioxid, P 2 O 3
Sehr giftige, wachsartige, kristalline, in Ether,
Schwefelkohlenstoff, Benzol und Chloroform lösliche Masse,
Smp. 23.8°C.
In der Gasphase dimer mit Adamantan-Struktur.

Ca 3(PO 4) 2 + 3 H 2SO 4
Phosphorsäure, H 3 PO 4
Die Darstellung kann durch Umsetzung von Phosphaten mit
Schwefelsäure erfolgen:
3 CaSO 4 + 2 H 3PO 4
Auch die Hydrolyse des Anhydrids liefert die Säure:
P 2O 5 + 3 H 2O 2 H 3PO 4

Phosphorsäure, H 3 PO 4
Phosphorsäure bildet farblose, wasserklare, harte,
geruchlose, in Wasser leicht lösliche Kristalle mit Smp.
42°C.
Dreibasige, mittelstarke Säure, die erwartungsgemäß drei
Salze bildet:
Dihydrogenphosphat M I H 2 PO 4
Hydrogenphosphat M I 2HPO 4
Phosphat M I 3PO 4
Der Dissoziationsgrad ist vom pH-Wert der Lösung
abhängig. Gemische aus verschiedenartigen Phosphaten
können als Säure-Base-Puffer dienen.

Phosphorpentoxid
Beim Verbrennen von weißem Phosphor unter
ausreichender Luftzufuhr entsteht das Anhydrid der
Phosphorsäure:
½ P 4 + 2 ½ O 2
P 2O 5 + 1493 kJ

N
NH 2
N
Adenin
Phosphorsäure als Bestandteil des ATP
N
N H 2 C O P
OH HO
O
Ribose
Adenosin (Ade - Rib)
O
O
O
O
P
O
O
O
P
O
– – –
Triphosphatrest
O
–

Energiegewinnung durch Esterspaltung
�G r = 43.5 kJ
+ H 2 O, – H 2 P 2 O 7 2–
O
Ade - Rib H 2 C O P
�G r = 40.9 kJ
+ H 2 O, – H 2 PO 4 –
O
O
O
P
O
Ade - Rib H 2C O P
O
O
P
O
– – –
O
O
O
O
Ade - Rib H 2 C O P
O –
O
P
– O –
O –
O
–
O –

–
O
O
P
O
O
–
O
CH 2
O
P
O
O
O
–
O
N
N
H 3 C
CH 2
O
P
O
O
O
NH 2
N
–
O
N
O
N
CH 2
O
P
O
NH
O
Adenin
O
O
–
O
Thymin
NH 2
CH 2
O
P
O
N
N O
O
Cytosin
O
N
N
H 3 C
CH 2
O
O
O
N
NH
O
N
NH 2
NH
Guanin
O
Thymin
Ausschnitt eines
DNA-Stranges

Arsen, Antimon und Bismut
1
1.0079
H
3
Li
6.941
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
33
74.922
As
7
14.007
N
84
208.98
Po*
83
208.98
Bi
34
78.96
Se
8
15.999
O
85
209.99
At*
35
79.904
Br
9
18.998
F
52
127.60
Te
16
32.066
S
53
126.90
I
17
35.453
Cl
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*
33
74.922
As
83
208.98
Bi
51
121.76
Sb

Metallcharakter nimmt zu
Arsen, Antimon und Bismut
Metallcharakter nimmt ab
1 2
H He
3 4
Li Be
11 12
Na Mg
19 20
K Ca
37 38
Rb Sr
55 56
Cs Ba
87 88
Fr Ra
5 6 7 8 9 10
B C N O F Ne
13 14 15 16 17 18
Al Si P S Cl Ar
31 32 33 34 35 36
Ga Ge As Se Br Kr
49 50 51 52 53 54
In Sn Sb Te I Xe
81 82 83 84 85 86
Tl Pb Bi Po At Rn

Arsen: Vorkommen
Arsen (gediegen) Arsenikalkies (Löllingit)
FeAs 2

Arsenkies (Arsenopyrit,
Mißnickel)
FeAsS
Arsen: Vorkommen
Realgar
As 4 S 4

Antimon: Vorkommen
Antimon (gediegen) Grauspießglanz
Sb 2 S 3

Antimon und Bismut: Vorkommen
Ullmannit
NiSbS
Bismut (gediegen)

Arsen
Die Darstellung erfolgt durch Erhitzen von FeAsS oder
FeAs 2 :
FeAsS
FeAs 2
700°C
700°C
FeS + As (g) Kondensation
FeAs + As (g)
Kondensation
As (l)
As (l)
Auch durch Reduktion des Oxids mit Aktivkohle wird Arsen
erhalten:
2 As 2O 3 + 3 C 800°C
4 As + 3 CO 2

fest (rhomboedrisch)
fest
(kubisch)
As 4, gelb
As n , grau
300 C
o
As n , schwarz
fest
(orthorhombisch)
Arsen
Smp.? Sdp.?
Sblp. 616 C
o
270 C
o
Tempern
flüssig
[As 4]
Smp. 817°C, 27.5 bar
As n , schwarz
fest
(amorph)
o
100 – 175 C,
Hg
gasförmig
(temperaturabhg. Gleichgewicht)
[As 4 As 2 As]
100 – 200 C
o

c
b
a
Die Struktur von grauem Arsen
Die Strukturen von grauem Antimon und von metallischem
Bismut sind analog, wobei der Schichtabstand im Verhältnis
zur Atomgröße in Richtung des Bismuts immer kleiner wird.
b
a

Arsen - Chemische Eigenschaften
Verbrennung an der Luft:
2 As + 1 ½ O 2
Reaktion mit Halogenen:
As + 1 ½ Cl 2
As + 2 ½ F 2
As 2O 3 + 657 kJ
AsCl 3
AsF 5

Arsen - Chemische Eigenschaften
:Stark oxidierende Säuren oxidieren Arsen zu Arsensäure:
3 As + 5 HNO 3 + 2 H 2 O 3 H 3 AsO 4 + 5 NO
Weniger stark oxidierende Säuren oxidieren Arsen zur
Arsenigen Säure:
As + HNO 3 (aq) + H 2O H 3AsO 3 + NO
Mit Alkalihydroxid-Schmelzen entsteht Arsenit:
As + 3 NaOH Na 3 AsO 3 + 1 ½ H 2

Darstellung:
Arsenwasserstoff, AsH 3
Zn + H 2SO 4 (aq) H 2 (nas.) + ZnSO 4 (aq)
As(OH) 3 + 6 H AsH 3 + 3 H 2O
AsCl 3 + 3 H –
Zn 3As 2 + 3 H 2SO 4
AsH 3 + 3 Cl –
3 ZnSO 4 + 2 AsH 3

Arsenwasserstoff, AsH 3
Giftiges, farbloses nach Knoblauch riechendes Gas.
Sdp. – 62°C, Smp. –117°C. Pyramidale Struktur.
Zerfällt beim Erhitzen in die Elemente:
AsH 1
3 /
nAsn
+ 1 ½ H2 + 66.5 kJ

Die Marshsche Probe
Arsenspiegel
Zink
verd. Schwefelsäure
arsenhaltige Probe

Arsenwasserstoff, AsH 3
2 AsH 3 + 3 O 2
As 2O 3 + 3 H 2O
2 AsH3 + 1 ½ O 2
2 / nAsn
+ 3 H2O Arsenwasserstoff wirkt in wässriger Lösung stark
reduzierend:
AsH 3 + 3 H 2 O + 6 Ag +
As(OH) 3 + 6 H + + 6 Ag

AsX3
AsX5
und
As2X4
Halogenverbindungen des Arsens
AsF3
Farblose
Flüssigkeit
Smp. – 5.95°C
Sdp. 57.13°C
AsF5
Farbloses Gas
Smp. – 79.8°C
Sdp. – 52.8°C
AsCl3
Farblose
Flüssigkeit
Smp. – 16.2°C
Sdp. 130.2 °C
AsCl5
Farblose
Substanz
Zers. > – 50°C
AsBr3
Farblose
Kristalle
Smp. 31.2°C
Sdp. 221°C
AsI3
Rote Kristalle
Smp. 140.4°C
Sdp. ~ 400 °C
As2I4
Dunkelrote
Kristalle
Smp. 130°C
As + 1 ½ Cl2 AsCl3 As2O3 + 6 HCl 2 AsCl3 + 3 H2O

Sauerstoffverbindungen des Arsens
Von Arsen existieren zwei Sauerstoffsäuren
• die Arsenige Säure H 3 AsO 3
• die Arsensäure H 3 AsO 4
Die Salze werden als Arsenite und als Arsenate bezeichnet.
Arsen bildet drei Arsenoxide
• das Anhydrid der Arsenigen Säure As 2 O 3
• das Anhydrid der Arsensäure As 2 O 5
• das gemischte Anhydrid beider Säuren As 2 O 4

Diarsentrioxid (Arsentrioxid, Arsenik)
Die Darstellung erfolgt durch Abrösten arsenhaltiger Erze:
2 FeAsS + 5 O 2
Oder durch Verbrennung von Arsen an der Luft:
2 As + 1 ½ O 2
Fe 2O 3 + 2 SO 2 + As 2O 3
As 2 O 3 + 657 kJ
Auch bei der Hydrolyse von Arsentrichlorid entsteht As 2 O 3 :
2 AsCl 3 + 3 H 2 O As 2 O 3 + 6 HCl

Diarsentrioxid (Arsentrioxid, Arsenik)
Arsentrioxid kann leicht zum Metall reduziert werden:
2 As 2O 3 + 3 C 4 As + 3 CO 2
As 2O 3 + 3 KCN 2 As + 3 KOCN
Auch mit Magnesium reagiert es heftig:
As 2 O 3 + 3 Mg 2 As + 3 MgO + 1149 kJ

Diarsentrioxid (Arsentrioxid, Arsenik)
In Wasser entsteht Arsenige Säure:
As 2 O 3 + 3 H 2 O 2 H 3 AsO 3
Mit Alkoholen bilden sich Ester der Arsenigen Säure:
As 2O 3 + 6 ROH 2 As(OR) 3
In freier Form ist die Arsenige Säure nicht bekannt. Das
Eindampfen ihrer wässrigen Lösungen führt immer zum
Arsentrioxid.

Arsenige Säure
Arsenige Säure ist eine dreibasige Säure:
OH
HO As
���
OH
Sie bildet daher primäre, sekundäre und tertiäre Arsenite:
As(OH) 2 O – As(OH)O 2 2– AsO3 3–

Arsenige Säure
Arsenige Säure verhält sich in wässriger Lösung amphoter:
As(OH) 3
As(OH) 3
+ –
As(OH) 2 + OH
As(OH) 2O – + H +
Arsenige Säure wirkt wie Arsentrioxid sowohl oxidierend als
auch reduzierend:
H 3AsO 3 + 3 H + + 3 e –
As + 3 H 2O E 0 = + 0.24 V
H 3AsO 3 + H 2O H 3AsO 4 + 2 H + + 2 e – E 0 = + 0.56 V

Arsenige Säure
Der Redoxprozess hängt vom Redoxpotential des
Reaktionspartners ab.
Iodometrische Bestimmung von Arsen:
H 3AsO 3 + H 2O + I 2
H 3AsO 4 + 2 H + + 2 I –

Diarsenpentaoxid, As 2 O 5
Darstellung durch Entwässerung von Arsensäure:
2 H 3AsO 4
As 2O 5 + 3 H 2O
Beim Erhitzen zerfällt As 2 O 5 zu Arsentrioxid und Sauerstoff:
As 2O 5
�T As2O 3 + O 2

Arsensäure
Darstellung durch Oxidation von Arsen oder Arsentrioxid:
3 As + 5 HNO 3 + 2 H 2O 3 H 3AsO 4 + 5 NO
3 As 2O 3 + 4 HNO 3 + 7 H 2O 6 H 3AsO 4 + 4 NO
Arsensäure ist dreibasig:
H 3AsO 4
2 H + 2–
+ HAsO4 H + –
+ H2AsO4 3 H + 3–
+ AsO4

Arsensäure
Arsensäure bildet primäre, sekundäre und tertiäre Arsenate.
Arsensäure wirkt oxidierend:
H 3AsO 4 + 2 H + + 2 I –
H 3AsO 3 + H 2O + I 2

Metallorganische Verbindungen von Arsen
Arsen bildet zahlreiche organische Verbindungen.
Die erste Metallorganische Verbindung war das
Kakodyloxid. Es kann als Arsennachweis dienen:
As 2O 3 + 4 H 3CCO 2K
(H 3C) 2As–O–As(CH 3) 2 + 2 K 2CO 3 + 2 CO 2

Darstellung:
Niederschlagsarbeit
Röstreduktionsarbeit
Das Antimon
Sb 2S 3 + 3 Fe 2 Sb + 3 FeS
Sb 2S 3 + 5 O 2
Sb 2O 4 + 3 SO 2
Sb 2O 4 + 4 C 2 Sb + 4 CO

Sb 4
fest (rhomboedrisch)
fest
(unbekannt)
Sb n , grau
Hochdruckmodifikationen
fest
Druck
Smp. 631 C
o
0C
o
Das Antimon
flüssig
[Sb 4]
1635 C
o
Sb n , schwarz
fest
(amorph)
gasförmig
(temperaturabhg. Gleichgewicht)
[Sb 4 Sb 2 Sb]
Abschrecken

Wasserstoffverbindungen des Antimons
Antimonwasserstoff (Monostiban)
Sb(OH) 3 + 6 H SbH 3 + 3 H 2O
Mg 3Sb 2 + 6 HCl 3 MgCl 2 + 2 SbH 3
SbCl 3 + 3 NaBH 4
3 NaCl + SbH 3 + 3 BH 3
Farbloses, übelriechendes, giftiges Gas. Smp. – 88.5°C,
Sdp. – 17°C. Pyramidale Molekülstruktur mit Sb an der
Spitze.

SbX3
SbX5
und
Sb2X4
Halogenverbindungen des Antimons
SbF3
Farblose
Kristalle
Smp. 292 °C
Sdp. 376 °C
SbF5
Farbloses Öl
Smp. 8.3 °C
Sdp. 141 °C
SbCl3
Farblose Kristalle
Smp. 73.17 °C
Sdp. 219 °C
SbCl5
Farblose
Flüssigkeit
Smp. 4 °C
Sdp. 140 °C (Zers.)
SbBr3
Farblose
Kristalle
Smp. 96.6 °C
Sdp. 288 °C
SbI3
Rubinrote
Tafeln
Smp. 171 °C
Sdp. 400 °C
Sb2I4
Nicht
isolierbar

Sauerstoffverbindungen des Antimons
Es sind zwei Sauerstoffsäuren bekannt
• die Antimonige Säure H 3 SbO 3 ( = Sb(OH) 3 )
Die Antimonige Säure ist nur in Form von Antimoniten
isolierbar.
• die Antimonsäure H 3 SbO 4
Die Antimonsäure ist nur in wasserreicheren Formen
isolierbar:z. B. H 3 SbO 4 · 2 H 2 O (= H[Sb(OH) 6 ].
Es existieren drei Anhydride:
Antimontrioxid Sb 2 O 3 , Antimonpentaoxid Sb 2 O 5 ,
Antimontetraoxid Sb 2 O 4 .

Darstellung:
2 Sb + 1 ½ O 2
Antimontrioxid
Sb 2O 3 + 721 kJ
2 SbCl 3 + 3 H 2O Sb 2O 3 + 6 HCl
6 HCl + 3 Na 2CO 3
Antimontrioxid verhält sich amphoter:
H + –
+ Sb(OH) 4
– H2O – H2O Sb(OH) 3
+ H2O + H2O 6 NaCl + 3 CO 2 + 3 H 2O
SbO + + OH –

Antimonpentaoxid
Die Darstellung kann durch Dehydratisierung seines
Hydrates erfolgen. Dieses ist darstellbar nach:
6 Sb + 10 HNO 3 + x H 2O
3 Sb 2O 5 · x H 2O + 10 NO + 5 H 2O
2 SbCl 5 + (5 + x) H 2O
Sb 2O 5 · x H 2O + 10 HCl
Mit Wasser bildet sich Hexahydroxo-antimon(V)säure
HSb(OH) 6 , eine einbasige Säure.

Carl W. Scheele
Entdeckung des Stickstoffs
1772
Joseph Priestley
D. Rutherford

Vorkommen
Mit 19 ppm steht Stickstoff zusammen mit Gallium an 33.
Stelle der Häufigkeit.
• Atmosphäre
• Biosphäre
• Natriumnitrat NaNO 3 (Chilesalpeter)
• Kaliumnitrat KNO 3 (Salpeter)

Stickstoffkreislauf

Antoine Laurent de Lavoisier
Namensgebung
A. L. Lavoisier gab ihm wegen
der erstickenden Wirkung den
Namen „Azote“, das vom
griechischen Adjektiv azotikus
= das Leben nicht unterhaltend,
erstickend stammt.
Der deutsche Name „Stickstoff“
bezieht sich auf die gleiche
Eigenschaft.

• Aus Luft
Darstellung von Stickstoff
Inhaltsstoff Vol.-%
Stickstoff 78.09
Sauerstoff 20.95
Edelgase 0.93
Kohlenstoffdioxid 0.03
Die Abtrennung des Stickstoffs aus der Luft kann
physikalisch oder chemisch erfolgen.
Die physikalische Trennung erfolgt in der Technik durch
fraktionierende Destillation von flüssiger Luft: „Linde-
Verfahren“

Physikalische Trennung von Luft
Luftverflüssigung nach dem Linde-Verfahren
Kühler
komprimierte Luft
expandierte Luft
Luft
Kompressor
Drosselventil
flüssige Luft
Ausnutzung des Joule-Thomson-Effektes

Fraktionierende Destillation von flüssiger Luft
o C
-183
-184
-185
-186
-187
-188
-189
-190
-191
-192
-193
-194
-195
-196
0
100
10
90
dampfförmig
Taukurve
B 1
20
80
B 2
30
70
B 3
40
60
A 1
50
50
B 4
60
40
A 2
B 5
Siedekurve
70
30
A 3
flüssig
80
20
A 4
90 100 % O2 10
A 5
0
% N 2

Chemische Trennung von Luft
Die Abtrennung des Stickstoffs kann auch durch die Verbrennung
von Kohle mit überschüssiger Luft erfolgen:
4 N2 + O2 + C 4 N2 + CO2
(K2CO3 + CO2 + H2O 2 KHCO3)

Darstellung im Laboratorium
• aus Luft mit Kupfer als sauerstoffbindenes Mittel
4 N2 + O2 + 2Cu 4 N2 + 2CuO
• Erhitzen einer wäßrigen Lösung von Ammoniumnitrit
NH4NO2
NH3 + HNO2
NH3 + HNO2
N2 + 2 H2O
• Thermische Zersetzung von Natriumazid
2 NaN3 2 Na + 3 N2

Sdp.: -195.82°C
Smp.: -209.99°C
Physikalische Eigenschaften
Molekularer Stickstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses,
nicht brennendes Gas
Dichte flüssig: 0.8076 g/cm 3
fest: 1.0265 g/cm 3
N N

Chemische Eigenschaften
Durch die hohe Festigkeit der Bindung ist Stickstoff unter
normalen Bedingungen ein sehr reaktionsträges Gas
(„Inertgas“). Daher besitzt es eine äußerst hohe Dissoziationsenergie:
945.33 kJ + N2
2 N

Chemische Eigenschaften
Erst mit steigender Temperatur erhöht sich die Reaktivität
des Stickstoffs.
• Bildung von Nitriden
6 Li + N2
3 Mg + N2
2 Li3N + 395 kJ
Mg3N2 + 461.55 kJ

Chemische Eigenschaften
• Reaktionen mit Nichtmetallen
N2 + 3 H2
180.6 kJ + N2 + O2
2 NH3 +92.28 kJ
2 NO
• Reaktion mit Calciumcarbid („Kalkstickstoff“)
CaC2 + N2
CaCN2 + C + 296 kJ
Kalkstickstoff diente früher als Stickstoffdüngemittel, da er
durch Hydrolyse und Bakterien in Ammoniak übergeht:
CaCN2 + 3 H2O CaCO3 + 2 NH3 + 91.3 kJ

Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs
• Azane N n H n+2
NH 3
N 2 H 4
N 3 H 5
N 4 H 6
Ammoniak (Azan)
Hydrazin (Diazan)
Triazan
Tetrazan

• Azene N n H n
Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs
NH Nitren (Azen)
N 2 H 2
N 3 H 3
N 4 H 4
• Azadiene N n H n-2
Diimin (Diazen)
Triazen
Tetrazen
N 3 H Stickstoffwasserstoffsäure
(Triazadien)

Darstellung von Ammoniak
Die technische Darstellung von Ammoniak ist vom Physikochemiker
Fritz Haber (Nobelpreis Chemie 1918) ausgearbeitet und 1913 bei der
BASF vom Chemiker Carl Bosch (Nobelpreis Chemie 1931) in die
industrielle Produktion übertragen worden. Grundlage dieses Verfahrens
ist die katalytische Hochdruckreaktion von N 2 und H 2 („Haber-Bosch-
Verfahren“).
F. Haber (1868-1934) C. Bosch (1874-1940)

Haber-Bosch-Verfahren
N 2 + 3 H 2
2 NH 3

Gewinnung der Ausgangsstoffe
Zur Gewinnung dient die Luft und das Wasser, wobei in
beiden Fällen der Sauerstoff entfernt werden muß.
• Bildung von „Generatorgas“
4 N2 + O2 + 2 C 4 N2 + 2 CO
• Bildung von „Wassergas“
H2O (g) + C H2 + CO

Gewinnung der Ausgangsstoffe
Heutzutage wird der Stickstoff durch fraktionierende Destillation
von flüssiger Luft nach dem „Linde-Verfahren“ gewonnen,
während die Reduktion von Wasserdampf unter
Verwendung von Kohlenwasserstoffen und einem Nickel-
Katalysator erfolgt.
• Bildung von „Spaltgas“
CH4 (Methan) + H2O Ni/750°C
CO + 3 H2

Gewinnung der Ausgangsstoffe
• CO-Entfernung (Kohlenstoffoxid-Konvertierung)
CO + H2O CO2 + H2
• CO 2 -Absorption durch Basen
CO2 + H2O + K2CO3 2 KHCO3
• Entfernung der CO-Spuren durch Hydrierung
CO + 3 H2
Ni/325°C
CH4 + H2O

NH 3-Darstellung im Laboratorium
• aus Ammoniumverbindungen
NH4 + + OH - NH3 + H2O
Da das Gleichgewicht dieser Reaktion ganz auf der rechten
Seite liegt, kann die Reaktion als spezifischer Ammonium-
Nachweis dienen.

Physikalische Eigenschaften des Ammoniaks
Sdp.: -33.43°C
Smp.: -77.76°C
Ammoniak ist ein farbloses, diamagnetisches Gas, das
einen stechenden und zu Tränen reizenden Geruch besitzt.
Das NH 3 -Molekül ist pyramidenförmig aufgebaut.
N
H H
H
HNH-Bindungswinkel: 106.8°
NH-Abstand: 1.014 Å

• Verbrennung
Chemische Eigenschaften
4 NH3 + O2 Verbrennung
2 N2 + 6 H2O
• Verbrennung in Gegenwart eines Katalysators
4 NH3 + 5 O2 Pt/820-950°C
1
NO + O2
2
Pt/820-950°C
4 NO + 6 H2O + 906.11 kJ
NO2 + 57.11 kJ

Chemische Eigenschaften
• Bildung von Amiden, Imiden und Nitriden
a)
b)
c)
2 Na + 2 NH3
2 NaNH2 + H2
(NH3 + e - NH2 - 1
+ H2)
2
Ca(NH2)2
CaNH + NH3
3 CaNH Ca3N2 + NH3

• NH 3 -Lösungen
Chemische Eigenschaften
NH3 + H2O NH4 + + OH -
KB =
c c �
NH
� �
4
c
NH
3
OH
= 1.78 � 10 -5
Die Gleichgewichtskonstante K B entspricht einem pK B -Wert
von 4.75.

Chemische Eigenschaften
• Reaktion mit Chlorwasserstoffgas (HCl)
NH3 + HCl NH4 + + Cl -

• Komplexbildung
Chemische Eigenschaften
Cu 2+ + 4 NH3
[Cu(NH3)4] 2+

• mit „Neßlers Reagenz“
Nachweis von Ammoniak
HgI2 + 2 KI K2[HgI4]
NH3 + 2 [HgI4] 2- + 3 OH - [Hg2N]I � H2O + 2 H2O + 7 I -

• „Raschig-Verfahren“
Darstellung von Hydrazin
Das Verfahren beruht auf der Oxidation von NH 3 durch
Natriumhypochlorit in Gegenwart von Komplexbildnern
(Leim, Gelatine):
- schnell
NH3 + OCl
NH2Cl + NH3 langsam
ClO - + 2 NH3
NH2Cl + OH -
(1)
H2N-NH2 + HCl (2)
N2H4 + H2O + Cl -
(3)

• „Bayer-Verfahren“
Darstellung von Hydrazin
Das Verfahren beruht auf der Oxidation von NH 3 durch
Natriumhypochlorit in Gegenwart von Aceton, wobei
Ketazine entstehen:
2 NH3 + ClO - + 2 (CH3)2C=O (CH3)2C=N-N=C(CH3)2 + 3 H2O + Cl -
(CH3)2C=N-N=C(CH3)2 + 2 H2O N2H4 + (CH3)2C=O

Sdp.: 113.5°C
Smp.: 2°C
Physikalische Eigenschaften
Hydrazin ist eine farblose, ölige an der Luft stark rauchende,
giftige Flüssigkeit und besitzt einen ähnlichen Geruch wie
Ammoniak.
Da die NH2-Gruppen um die NN-Bindung rotieren können
(„innere Rotation“), ist das N2H4-Molekül kein starres Teilchen.
Es besteht im thermodynamischen Gleichgewicht aus
zwei spiegelbildlichen Isomeren:
H H
H H
H N
H N
N
N
H
H

Chemische Eigenschaften
• Disproportionierung bei hohen Temperaturen
3 N2H4
• Verbrennung mit Sauerstoff
N2H4 + O2
• N 2 H 4 -Lösungen
N2H4 + H2O N2H5 + + OH -
N2H5 + + H2O N2H6 2+ + OH -
4 NH3 + N2 + 336.5 kJ
N2 + 2 H2O + 622.7 kJ
K1 = 8.5 � 10 -7
K2 = 8.4 � 10 -16

• Hydraziniumsalze
Chemische Eigenschaften
N2H4 + HX [N2H5]X
N2H4 + 2 HX [N2H6]X2
Von den Hydraziniumsalzen sind nur die N 2 H 5 + -Salze in
Wasser beständig, während letztere hydrolysieren:
N2H6 2+ + H2O N2H5 + + H3O +

Darstellung von HN 3
Die technischen Darstellungsmethoden gehen von NaN 3
aus. Die Säure wird aus dem Salz durch Destillation mit
verd. Schwefelsäure erhalten.
• aus Distickstoffmonoxid und Natriumamid
NaNH2 + N2O 190°C
NaN3 + H2O
(NaNH2 + H2O NaOH + NH3)

Darstellung von HN 3
• aus Natriumnitrat und Natriumamid
NaNO3 + 3 NaNH2 NH3/100°C
• aus Hydrazin und salpetriger Säure
HNO2 + N2H4 Ether/0°C
NaN3 + 3 NaOH + NH3
HN3 + 2 H2O

Sdp.: 35.7°C
Smp.: -80°C
Physikalische Eigenschaften
HN 3 ist eine farblose, schleimhautreizende, äußerst giftige
und sehr explosive Flüssigkeit.
H
- +
N N N
N-N-Abstand: 1.13 Å
N-NH-Abstand: 1.24 Å
H
+ -
N N N

• HN 3-Lösungen
Chemische Eigenschaften
HN3 + H2O H3O + + N3 -
• HN 3 als Oxidationsmittel (Metallazide)
Me + 3 HN3 + H + M(N3)2 + N2 + NH4 +
HN 3 und Schwermetallazide zerfallen beim Erhitzen oder
durch Schlag explosionsartig:
2 HN3
3 N2 + H2

Sauerstoffverbindungen des Stickstoffs
Man findet Oxide des Stickstoffs mit den Oxidationsstufen
von +1 bis +5.
N 2O Distickstoffmonoxid
NO Stickstoffmonoxid
N 2O 3
NO 2
N 2O 4
N 2O 5
NO 3
Distickstofftrioxid
Stickstoffdioxid
Distickstofftetraoxid
Distickstoffpentoxid
Stickstofftrioxid

Darstellung von N 2O („Lachgas“)
• Thermische Zersetzung von Ammoniumnitrat
NH4NO3
NH3 + HNO3
NH3 + HNO3
N2O + 2 H2O
• Umsetzung von Amidoschwefelsäure mit konz. HNO 3
H2NSO3H + HNO3
N2O + H2SO4 + H2O

Darstellung von N 2O („Lachgas“)
• Thermische Zersetzung hyposalpetriger Säure
H2N2O2
• Reduktion von salpetriger Säure
N2O + H2O
HNO2 + NH2OH N2O + 2 H2O
HNO2 + HN3
N2O + N2 + H2O

Sdp.: -88.48°C
Smp.: -90.86°C
Physikalische Eigenschaften
N 2O ist ein relativ reaktionsträges farbloses Gas, besitzt
schwach süßlichen Geruch und unterhält die Verbrennung.
Das N 2O-Molekül ist linear aufgebaut und läßt sich durch
folgende Mesomerieformel beschreiben:
-
+
N N O
NN-Abstand: 1.126 Å
NO-Abstand: 1.186 Å
+ -
N N O

Chemische Eigenschaften
Distickstoffoxid zerfällt erst bei höheren Temperaturen in die
Elemente:
1
N2O N2 + O2 + 82.1 kJ
2

• „Luftverbrennung“
Technische Darstellung von NO
180.62 kJ + N2 + O2
2 NO
• „Ostwald-Verfahren“ (katalytische NH 3-Verbrennung)
4 NH3 + 5 O2 Pt/~900°C
4 NO + 6 H20 + 906.11 kJ

NO-Darstellung im Laboratorium
• Reduktion von verd. HNO 3 mit Kupfer
8 H + + 2 NO3 - + 3 Cu 2 NO + 3 Cu + + 4 H2O
• Reduktion wäßriger Nitritlösungen
2 NO2 - + 2 I - + 4 H + 2 NO + I2 + 2 H2O
NO2 - + Fe 2+ + 2 H + NO + Fe 3+ + H2O

NO-Darstellung im Laboratorium
• Im Kippschen Apparat aus NaNO 2 und H 2SO 4
6 NaNO2 + 3 H2SO4
3 Na2SO4 + 4 NO� + 2 HNO3 + 2 H2O

Sdp.: -151.77°C
Smp.: -163.65°C
Physikalische Eigenschaften
NO ist ein farbloses, paramagnetisches, giftiges und nicht
brennbares Gas.
Es ist das einfachste, thermisch stabile Molekül mit ungerader
Elektronenzahl („odd-Molekül“)
NO-Abstand: 1.14 Å
.
[ N O N O . ]

Physikalische Eigenschaften
Durch Aufnahme oder Abgabe eines Elektrons kann das
NO-Molekül in ein Teilchen mit gerader Elektronenzahl
übergehen.
[ N O ] +
[ N O] -

• Reaktion mit Sauerstoff
2 NO + O2
Chemische Eigenschaften
2 NO2 + 114.2 kJ

Darstellung und Eigenschaften von N 2O 3
• Aus NO und NO 2
Sdp.: -40 bis +3°C
Smp.: -103°C
NO + NO2
N2O3 + 39.7 kJ
N 2O 3 ist bei -21°C eine tiefblaue Flüssigkeit.
Sie siedet unter Bildung eines NO-, NO 2- und N 2O 3-haltigen
Dampfes, der bei 25°C nur noch 10% undissoziiertes N 2O 3
enthält.

Darstellung von NO 2
• Großtechnisch („Ostwald-Verfahren“)
2 NO + O2
• Im Laboratorium
Pb(NO3)2 250-600°C
2 NO2 + 114.2 kJ
1
PbO + 2 NO2 + O2
2

Sdp.: 21.15°C
Smp.: -11.2°C
Physikalische Eigenschaften
NO 2 ist ein braunrotes, giftiges, paramagnetisches und
eigenartig riechendes Gas.
Es steht mit diamagnetischem Distickstofftetraoxid N 2O 4 im
Gleichgewicht.
2 NO2
N2O4 + 57.23 kJ

Physikalische Eigenschaften
Das NO 2-Molekül ist gewinkelt aufgebaut und besitzt wie
das NO-Molekül eine ungerade Elektronenzahl.
O
.+
N
O
-
-
O
.+
N
O

Physikalische Eigenschaften
Durch Aufnahme oder Abgabe eines Elektrons läßt sich
NO 2 leicht ionisieren.
Das Nitrilkation ist ein lineares Molekül, während das Nitritanion
gewinkelt aufgebaut ist.
[
N
O O
[ O N O]
+
N
O O
] -

• Reaktion mit Alkalilaugen
Chemische Eigenschaften
N2O4 + 2 NaOH NaNO3 + NaNO2 + H2O

• Anhydrid der Salpetersäure
2 HNO3
Darstellung von N 2O 5
H2O + N2O5
(P2O5 + H2O 2 HPO3)

Eigenschaften von N 2O 5
N 2O 5 bildet farblose, an der Luft zerfließende Kristalle, die
bei 32°C sublimieren.
Im gasförmigen Zustand liegt das N 2O 5-Molekül gewinkelt
vor.
O
N O N O
+ +
O O
- -

Sauerstoffsäuren des Stickstoffs und verwandte
Spezies
Formel Ox.-zahl Name
H 3NO -1 Hydroxylamin
H 2N 2O 2 +1 Hyposalpetrige Säure
(HNO) +1 Nitrosowasserstoff
H 2N 2O 3 +2 Hyposalpetersäure
HNO 2 +3 Salpetrige Säure
HNO 3 +5 Salpetersäure
(HOONO) +5 Peroxosalpetrige Säure
HNO 4 +5 Peroxosalpetersäure

Großtechnische Darstellung von Hydroxylamin
Die Darstellung von NH 2OH erfolgt durch Reduktion von
höheren Oxidationsstufen des Stickstoffs.
• Katalytische Reduktion von NO
- „Bayer-Verfahren“ (Platin-Katalysator)
- „Iventa-Verfahren“ (Palladium-Katalysator)
2 NO + 3 H2
2 NH2OH

Großtechnische Darstellung von Hydroxylamin
• Reduktion von Salpetriger Säure
HNO2 + 2 H2SO3 + H2O NH2OH + 2 H2SO4
• Reduktion von NaNO 2 bzw. NH 4NO 2 durch SO 2
(„Raschig-Verfahren“)
a) NaNO2 + NaHSO3 + SO2 N(SO3Na)2OH
b) N(SO3Na)2OH + H2O (NH3OH)HSO4 + Na2SO4
c) (NH3OH)HSO4 + NaOMe NH2OH + NaHSO4 + MeOH

Großtechnische Darstellung von Hydroxylamin
• Reduktion von Salpetersäure durch elektrischen Strom
HNO3 + 6 H + + 6 e - NH2OH + 2 H2O
• Katalytische Reduktion von NH 4NO 3
NH4NO3 + 3 H2
NH3 + NH2OH + 2 H2O

Sdp.: 58°C (29 mbar)
Smp.: 33°C
Physikalische Eigenschaften
Hydroxylamin bildet geruchslose, farblose, Haut, Augen und
Schleimhaut reizende Kristalle.
Es lassen sich zwei tautomere Konstitutionsformeln aufstellen,
wobei das Gleichgewicht ganz auf der linken Seite
liegt:
H2N OH H3N O - +

Chemische Eigenschaften
• Disproportionierung oberhalb von 100°C
3 NH2OH NH3 + N2 + 3 H2O + 561.4 kJ
• Disproportionierung in saurer und in alkalischer Lösung
4 NH2OH 2 NH3 + N2O + 3 H2O
3 NH2OH NH3 + N2 + 3 H2O

Chemische Eigenschaften
• Reaktion mit Säuren (Hydroxylammoniumsalze)
NH2OH + HX [NH3OH]X
• Hydroxylamin als Reduktionsmittel
2 [NH3OH] - N2 + 2 H2O + 4 H + + 2 e -

Darstellung von Salpetriger Säure
Lösungen der freien Säure werden durch Ansäuern kalter
wäßriger Nitritlösungen erhalten.
a) NO + NO2 (bzw. N2O3) + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 + H2O
Ba(NO2)2 + H2SO4
2 HNO2 + BaSO4�
b) NO + NO2 + 2 NaOH 2 NaNO2 + H2O
NaNO2 + AgNO3
AgNO2 + NaNO3
AgNO2 + HCl HNO2 + AgCl�

Eigenschaften der Salpetrigen Säure
Die Salpetrige Säure kann theoretisch in zwei tautomeren
Formen vorkommen.
H
+
N
O O
-
O
a) b)
N O
In der Gasphase wurde allerdings nur die Form b) nachgewiesen.
H

Eigenschaften der Salpetrigen Säure
Die Form b) besteht außerdem aus cis- und trans-Isomeren.
O
N O
H
O H
N O

Eigenschaften der Salpetrigen Säure
Die Salpetrige Säure ist in reinem Zustand nicht isolierbar,
sondern nur in verdünnter wäßriger Lösung einige Zeit haltbar.
• Disproportionierung bei Raumtemperatur
3 HNO2
H3O + + NO3 - + 2 NO

Eigenschaften der Salpetrigen Säure
• HNO 2 als Reduktionsmittel
NO2 - + 3 H2O NO3 - + 2 H3O + + 2 e -
• HNO 2 als Oxidationsmittel
NO2 - + 2 H3O + + e - NO + 3 H2O

Eigenschaften der Salpetrigen Säure
• Reaktion mit Hydroxylamin
NH2OH + HNO2
H2N2O2 + H2O
• Reaktion mit Stickstoffwasserstoffsäure
N3H + HNO2
• Reaktion mit Hydrazin
N2H4 + HNO2
N2 + N2O + H2O
N3H + 2 H2O

Eigenschaften der Salpetrigen Säure
• Reaktion mit Ammoniak
NH3 + HNO2
N2 + 2 H2O

Nachweis von Nitrit
• Nachweis mit „Lunges Reagenz“ als roter Azofarbstoff
–
O3S NH2 + HNO2 + H 3CCOOH
– 2 H 2O
+ H 3 CCOO –
+
–
O3S N N
Sulfanilsäure (Anion) Diazoniumsalz (Zwitterion)
+
–
O3S N N
+
NH 2
�-Naphthylamin
–
O3S N N
NH2 + H +
Azofarbstoff

Großtechnische Darstellung von Salpetersäure
Vor 1900 durch Umsetzung von konz. H 2SO 4 mit NaNO 3
oder KNO 3 :
NaNO3 + H2SO4
NaHSO4 + HNO3
Im Jahre 1903 aus N 2 und O 2 im Lichtbogen
(„Birkeland-Eyde-Verfahren“) :
N2 + 2.5 O2 + H2O 2 HNO3 + 30.3 kJ

Großtechnische Darstellung von Salpetersäure
Seit Einführung des „Haber-Bosch-Verfahrens“ (1913) durch
katalytische Ammoniakverbrennung („Ostwald-Verfahren“).
Die großtechnische Darstellung verläuft dabei über mehrere
Reaktionsschritte:
N2 Haber-Bosch
Verfahren
NH3
Ostwald
Verfahren NO + O2
NO2
+ O2, H2O HNO3

„Ostwald-Verfahren“

„Ostwald-Verfahren“
• Einzelne Reaktionsschritte beim „Ostwald-Verfahren“ :
(1) 4 NH3 + 5 O2 Pt/~900°C
1
(2) NO + O2
2
4 NO + 6 H20 + 906.11 kJ
NO2 + 57.11 kJ
(3) 2 NO2 N2O4 + 57.23 kJ
(4) N2O4 + H2O HNO3 + HNO2
(5) 3 HNO2 HNO3 + 2 NO + H2O
Durch Zusammenfassen der Gleichungen 2-5 ergibt sich:
2 N2O4 + 2 H2O + O2
4 HNO3

Sdp.: 82.6°C
Smp.: -41.4°C
Physikalische Eigenschaften
Salpetersäure ist eine in wasserfreier Form farblose, an
feuchter Luft rauchende Flüssigkeit.
Das HNO3-Molekül ist planar aufgebaut und besitzt folgende
Grenzstrukturen:
H
O
+
O N O
NO-Abstand: 1.218 Å
ONO-Winkel: 120°
-
H
O
+
-
O N O

Chemische Eigenschaften
Salpetersäure greift die Haut sofort an. Durch die
Xanthoprotein-Reaktion färben sich verätzte Stellen
gelbbraun. (Diese Färbung beruht auf der Nitrierung von
Phenylresten der Aminosäuren)
• Zersetzung bei Raumtemperatur
2 HNO3
1
2 NO2 + H2O + O2
2

Chemische Eigenschaften
• Salpetersäure als Oxidationsmittel
NO3 - + 4 H + + 3 e - NO + 2 H2O
Aufgrund der starken Oxidationskraft vermag konz. HNO 3
Metalle (z.B. Cu, Hg, Ag) zu lösen.
3 Cu + 2 NO3 - + 8 H3O + 3 Cu 2+ + 2 NO + 12 H2O

Chemische Eigenschaften
• Reaktion von konz.HNO 3 mit konz.HCl („Königswasser“)
HNO3 + 3 HCl NOCl + 2 Cl + 2 H2O
• Reaktion von konz.HNO 3 mit konz.H 2SO 4 („Nitriersäure“)
HNO3 + 2 H2SO4
H3O + + NO2 + + 2 HSO4 -

Nachweis von Salpetersäure
• Mit Diphenylamin in stark schwefelsaurer Lösung
2
N H
(HNO 3)
– 2 H +
N N
+
NH NH2 +
N NH
konz. H 2SO 4
–
HSO4 –
HSO4 Salpetrige Säure läßt sich ebenfalls mit Diphenylamin nach-weisen.
(HNO 3)
– 2 H +
blau

Nachweis von Salpetersäure bzw. Nitrat
• Nachweis als [Fe(H 2O) 5NO] 2+ („Ringprobe“)
2 HNO3 + 6 FeSO4 + 3 H2SO4
3 Fe2(SO4)3 + 4 H2O + 2 NO
NO + [Fe(H2O)6] 2+ [Fe(H2O)5NO] 2+ + H2O

Die vierte Hauptgruppe (Gruppe 14)
1
1.0079
H
3
Li
6.941
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
33
74.922
As
7
14.007
N
84
208.98
Po*
83
208.98
Bi
34
78.96
Se
8
15.999
O
85
209.99
At*
35
79.904
Br
9
18.998
F
52
127.60
Te
16
32.066
S
53
126.90
I
17
35.453
Cl
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*
82
207.2
Pb
32
72.61
Ge
6
12.011
C
50
118.71
Sn
14
28.086
Si

C
C C
C
C C C
C
C
C
C
C
Graphit
C
C
C
C
C C
C
C
C
C
C
C C
C
C C
C
C
C
C
C C
C
sp 2 -hybridisierte Kohlenstoffatome
C

c
a
b
Graphit

a
Graphit

a
Diamant

a
c
b
Diamant

a
Lonsdaleit

Lonsdaleit

Zustandsdiagramm von Kohlenstoff

Pentagondodekaeder

Buckminsterfulleren, C 60

Buckminster Fuller geodesic dome, früher American
Pavilion der Expo 67 (Biosphere Montreal)

Buckminster Fulleren, C 60

C 60 S 16
Der Schwefel sitzt zwischen den C 60-Molekülen in Form von S 8-Ringen.

Fulleren C 70

Fullerene

Diamant

Graphit

C60

C70

Benzol C60 Toluol

Benzol C70 Toluol

C60

C70

Chemische Eigenschaften
Kohlenstoff ist reaktionsträge und reagiert zumeist erst bei
erheblicher Energiezufuhr:
226.9 kJ + 2 C + H 2
Mit Fluor reagiert er bei Raumtemperatur:
C + 2 F 2
C 2H 2
CF 4 + 925.3 kJ
Mit Schwefeldampf reagiert glühende Holzkohle:
356 kJ + 4 C + S 8
4 CS 2

Graphitfluorid, (CF) x
Graphit bildet mit Fluor bei Temperaturen von 400 - 600 °C
Graphitfluorid:
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F

Interkalationsverbindungen
Graphit lagert Elektronendonatoren und -akzeptoren ein:

Oxidationsstufen
+ IV
+ II O
0 O
O C O H C H C
OH H
Kohlenstoffdioxid
H
H H
C OH
Ameisensäure Formaldehyd
– II – IV
H
C H
H H
Methanol Methan

M 4C + 4 H +
Carbide
In Abhängigkeit der Elektronegativität des Reaktionspartners
bildet Kohlenstoff salzartige, kovalente und metallische
Carbide.
Salzartige Carbide sind hydrolyselabil:
M 2C 2 + 2 H +
M 4C 3 + 4 H +
4 M + + CH 4
2 M + + C 2H 2
4 M + + C 3H 4

Alkane:
H
H
C
H
H
H
H
C
H
Wasserstoffverbindungen
H
C
H
H
H
H
H
H
C C C
H
H
H
H
H 2C
H 2C
C CH2
Methan Ethan Propan Cyclohexan
H 2
C
H 2
CH 2

Alkene:
Alkine:
Wasserstoffverbindungen
H H
C C
H H
H H H H
C C C C
H
H
Ethen (Ethylen) Butadien
H
C C H
Ethin (Acetylen)

Aromaten:
Wasserstoffverbindungen
C C H H H C
C C C
H
C
H
C
H
C
H
H
C
H
C
C
H
C C
C
H H
Benzol Naphthalin
C
H
H

Wasserstoffverbindungen
Die Darstellung kann aus natürlichen Vorkommen sowie
durch hydrolytische Zersetzung ihrer Salze erfolgen:
Al 4C 3 + 12 H +
CaC 2 + 2 H +
Mg 2C 3 + 4 H +
3 CH 4 + 4 Al 3+
C 2H 2 + Ca 2+
C 3H 4 + 2 Mg 2+

Wasserstoffverbindungen
Kohlenwasserstoffe liefern beim Verbrennen neben
Kohlenstoffdioxid und Wasser auch Energie:
C m H n + (m + n / 4 ) O 2
m CO 2 + n / 2 H 2 O + Energie

Wasserstoffverbindungen
Kohlenwasserstoffe und ihre Anionen können als
Elektronendonatoren wirken und bilden so zahlreiche
metallorganische Verbindungen
Cr Fe

Halogenverbindungen
Die Halogenverbindungen des Kohlenstoffs lassen sich von
Kohlenwasserstoffen durch teilweisen oder vollständigen
Ersatz (Substitution) der Wasserstoffatome durch
Halogenatome ableiten.
Unter den perhalogenierten (vollständig mit Halogen
substituiert) finden sich:
• Tetrahalogenide CX 4
• Trihalogenide C 2 X 6
• Dihalogenide C 2 X 4
• Monohalogenide C 2 X 2
Darüberhinaus gibt es gemischte Halogenverbindungen in
vielfältigen Kombinationen.

Sauerstoffverbindungen
Es gibt vier gut charakterisierte Oxide des Kohlenstoffs:
• Kohlenstoffmonooxid CO
• Kohlenstoffdioxid CO 2
• Trikohlenstoffdioxid C 3O 2 (Malonsäureanhydrid,
Kohlenstoffsuboxid)
• Dodekakohlenstoffnonaoxid C 12 O 9 (Mellitsäureanhydrid).
Die Oxide lassen sich durch Wasserentzug aus den
entsprechenden Säuren gewinnen.

Sauerstoffverbindungen
HCOOH H 2 O + CO
Ameisensäure
H2CO3 Kohlensäure
H 2 O + CO 2
HOOC–CH2–COOH Malonsäure
2 H2O + C3O2 O
HOOC
COOH
COOH O
O
C
C O
C
O
HOOC
HOOC
COOH O C
O C
C
O
O
Melittsäure
+ 3 H 2O

Darstellung:
Nebenprodukt beim Kalkbrennen:
Im Labor:
C + O 2
Kohlenstoffdioxid
CO 2 + 394 kJ
CO + H 2O CO 2 + H 2 + 41 kJ
178 kJ + CaCO 3
CaO + CO 2
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + H 2O + CO 2

Kohlenstoffdioxid

Bei hohen Temperaturen zerfällt Kohlenstoffdioxid in
Kohlenstoffmonooxid und Sauerstoff, bei noch höheren
Temperaturen in die Elemente:
283 kJ + CO 2
394 kJ + CO 2
Kohlenstoffdioxid
CO + ½ O 2
C + O 2
Mit Magnesium reagiert es stark exotherm:
CO 2 + 2 Mg C + 2 MgO + 811 kJ

Wassergasgleichgewicht:
Boudouard-Gleichgewicht:
Kohlenstoffdioxid
41 kJ + CO 2 + H 2
173 kJ + CO 2 + C 2 CO
CO + H 2O (g)

Kohlenstoffdioxid
Das Gleichgewicht liegt fast vollständig auf der linken Seite.
Kohlenstoffdioxid ist nur zu 0.2 % dissoziiert, 99.8 % liegen
in wässriger Lösung hydratisiert vor.
CO 2 + H 2O H 2CO 3
Die Salze der zweibasigen Säure sind jedoch als
Hydrogencarbonate und Carbonate isolierbar.

Darstellung:
2 C + O 2 / 4 N 2
Kohlenstoffmonooxid
2 CO + 4 N 2
Luft Generatorgas
C (oder CH 4) + H 2O CO + H 2 (oder CO + 3 H 2)
Wassergas
Komproportionierung von Kohlenstoff (Boudouard-
Gleichgewicht):
C + CO 2
2 CO
Spaltgas

Boudouard-Gleichgewicht

Kohlenstoffmonooxid
Kohlenstoffmonooxid unterhält selbst keine Verbrennung,
verbrennt aber selbst unter starker Wärmeentwicklung zu
Kohlenstoffdioxid:
CO + ½ O 2
Starkes Reduktionsmittel:
CO 2 + 283 kJ
CO + H 2O CO 2 + H 2

Kohlenstoffmonooxid
Die Reduktion von Kohlenstoffmonooxid mit Wasserstoff
kann in Gegenwart bestimmter Katalysatoren zur
Darstellung von Alkoholen oder Kohlenwasserstoffen
dienen:
CO + 2 H 2
H 3COH + 128 kJ
Methanol
In Gegenwart von Eisenhaltigen Katalysatoren und bei
geringem Druck entstehen sauerstofffreie, aliphatische
Kohlenwasserstoffe (Fischer-Tropsch-Synthese):
n CO + (2 n + 1) H 2
n CO + 2 n H 2
C nH 2n+2 + n H 2O
C nH 2n + n H 2O

Silicium

Darstellung:
Silicium
690 kJ + SiO 2 + 2 C Si + 2 CO
SiO 2 + C SiC + CO
SiO + 2 C SiC + CO
2 SiC + SiO 2
3 Si + 2 CO
Liefert technisches Silicium mit einem Reinheitsgrad von
98.5 – 99.7 %.

Darstellung im Labor:
Silicium
SiO 2 + Mg Si + MgO + 393 kJ
oder aluminothermisch:
3 SiO 2 + 4 Al 3 Si + 2 Al 2O 3 + 619 kJ
3 SiF 4 + 4 Al 3 Si + 4 AlF 3 + 1173 kJ
in Form von
K 2[SiF 6]

Hochreaktives Silicium
CaSi 2 + 2 HCl 2 Si + H 2 + CaCl 2
CaSi 2 + SnCl 4
SiCl 4 + 4 e –
2 Si + SnCl 2 + CaCl 2
Si + 4 Cl –

4 SiHCl 3 + 2 H 2
Reinstes Silicium
300°C
Si + 3 HCl HSiCl3 + H2 SiH 4
1000°C
500°C
3 Si + SiCl 4 + 8 HCl
Si + 2 H 2

Zonenschmelz-Verfahren
Hochreines
Metall
Heizspule
Schmelzbereich
Metall
Inertgas

Tiegelzieh-Verfahren
Hochreines
Metall
Metallschmelze
Heizung

Silicium

200
Druck
[kbar]
150
100
50
Physikalische Eigenschaften
0
�-Silicium
�-Zinn-Struktur
�-Silicium
Diamant-Struktur
flüssiges
Silicium
0 500 1000 1500
Temperatur [ oC]

Si I
�-Si
kubisch
Diamant-Struktur
d = 2.382 g · cm
KZ = 4
–3
Si IV
�-Si
hexagonal
Diamant-Struktur
d = 2.33 g · cm
KZ = 4
–3
Physikalische Eigenschaften
Si II
�-Si
tetragonal
�-Zinn-Struktur
d = 3.286 g · cm
KZ = 6
–3
130 kbar
200 – 600 C o p –
�
Si III
�-Si
kubisch
verzerrt tetraedrisch
d = 2.559 g · cm
KZ = 4
–3
200 kbar
Si V
hexagonal
In-Bi-Legierungs-
Struktur
d = 3.56 g · cm
KZ = 8
–3
340 kbar
Si VI
Struktur unbekannt
430 kbar
Si VIII
kubisch
dichteste
Kugelpackung (Cu)
KZ = 12
780 kbar
Si VII
hexagonal
dichteste
Kugelpackung (Mg)
d = 4.34 g · cm
KZ = 12
–3

Chemische Eigenschaften
Si + O 2
Si + 2 F 2
3 Si + 2 N 2
4 Si + S 8
SiO 2 + 912 kJ
�-Quarz
SiF 4 + 1616 kJ
Si 3N 4 + 744 kJ
4 SiS 2 + 828 kJ

Si + H 2O + 2 OH –
Chemische Eigenschaften
Si + C SiC + 65 kJ
2–
SiO3 + 2 H2
Si + 2 H 2O SiO 2 + 2 H 2 + 340 kJ
hochreaktiv

Oxidationsstufen
–IV –III –II –I 0
Ca 2Si 4– BaMg 2Si 2 CaSi CaSi 2 Si
+I +II +III +IV
(SiCl) x SiO Si 2Cl 6 SiO 2

Kohlenstoff vs. Silicium
C–H
�– �+
Si–H
�+ �–
H
2.2
He
Li
0.97
Be
1.47
B
2.01
C
2.5
N
3.07
O
3.5
F
4.10
Ne
Na
1.01
Mg
1.23
Al
1.47
Si
1.74
P
2.06
S
2.44
Cl
2.83
Ar
K
0.91
Ca
1.04
Ga
1.82
Ge
2.02
As
2.2
Se
2.48
Br
2.74
Kr
Rb
0.89
Sr
0.99
In
1.49
Sn
1.72
Sb
1.82
Te
2.01
I
2.21
Xe
Cs
0.86
Ba
0.97
Tl
1.44
Pb
1.55
Bi
1.67
Po
1.76
At
1.96
Rn
Fr
0.86
Ra
0.97
Elektronegativität (Allred-Rochow)

H
H
H
Wasserstoffverbindungen
H Si H H Si Si
H
H
H
H
H
H
H
H
Si Si Si
Monosilan Disilan Trisilan
Si
H
Si
H
Si H
H
Cyclotrisilan
H H
H H
Si Si
Si
H
H
Si
H
H
Cyclotetrasilan
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H H
Si Si Si
H
H
Si
Si
Si H
H
H H
Cyclohexasilan

Darstellung:
Mg 2Si + 4 H +
2 SiH 2Cl 2
SiCl 4 + 4 H –
SiCl 4 + LiAlH 4
Monosilan, SiH 4
Et 2O
2 Mg 2+ + SiH 4
SiH 4 + SiCl 4
SiH 4 + 4 Cl –
SiH 4 + LiAlCl 4

SiH 4
SiH 4 + 2 O 2
Monosilan, SiH 4
> 300°C
Si (s) + 2 H 2 + 34 kJ
SiO 2 + 2 H 2O + 1518 kJ
SiH 4 + 2 Na NaSiH 3 + NaH
SiH 4 + 4 Cl 2
SiCl 4 + 4 HCl

+ HX
Monosilan, SiH 4
SiH 4 SiH 3X SiH 2X 2
– H 2
+ HX
– H 2
+ HX
– H 2
SiHX 3
+ HX
– H 2
SiX 4
2 H 3SiX + 2 H 2O 2 H 3SiOH + 2 HX
2 H 3SiOH H 3Si–O–SiH 3 + H 2O
Disiloxan

Halogenverbindungen
Die Halogenverbindungen des Siliciums lassen sich von
Siliciumwasserstoffverbinungen durch teilweisen oder
vollständigen Ersatz (Substitution) der Wasserstoffatome
durch Halogenatome ableiten.
Wichtige Halogenverbindungen sind Siliciumtetrachlorid und
Trichlorsilan:
Si + 4 HCl (g) SiCl 4 + 2 H 2
Si + 3 HCl (g) HSiCl 3 + H 2

Siliciumdioxid, SiO 2 - Normaldruckmodifikationen
Schmelze
1550°C
573°C 870°C
�-Quarz �-Quarz �-Tridymit
trigonal hexagonal hexagonal
�-Cristobalit
tetragonal
270°C
�-Tridymit
rhombisch
117°C
2477°C
1470°C
1705°C
Dampf
�-Cristobalit Schmelze
kubisch

Siliciumdioxid, SiO 2 - Hochdruckmodifikationen
Coesit (monoklin) bis 40 000 bar
Keatit (tetragonal) 40 000 - 120 000 bar
Stishovit ab 120 000 bar - oktaedrische Koordination der
Siliciumatome!

Quarz

Tridymit

Cristobalit

Siliciumdioxid
SiO 2 + 6 HF H 2SiF 6 + 2 H 2O
SiO 2 + 2 NaOH Na 2SiO 3 + H 2O

O
���
��� ���
Silicium und seine Periodennachbarn
���
���
���
O
Cl
O
���
���
���
Perchlorat
O
���
��� ���
���
���
���
O
P
O
���
���
���
Phosphat
���
O
���
���
O
���
���
���
–
3 –
O
���
��� ���
O
���
��� ���
���
���
���
O
S
O
���
���
���
Sulfat
���
���
���
O
Si
O
���
���
���
Silicat
���
O
���
���
O
���
���
���
2 –
4 –
O
E
O
O
O

Kondensation von Monokieselsäure
OH
HO Si OH + HO Si OH
OH
OH
OH
– H 2O
OH
OH
HO Si O Si OH
OH
OH
Dikieselsäure

Kondensation von Monokieselsäure
OH
3 HO Si OH HO Si O Si O Si OH
OH
– 2 H 2O
OH
OH
OH
OH
Trikieselsäure
OH
OH

x
HO
OH
Kondensation von Monokieselsäure
Si OH
OH
– (x –1) H 2O
O
O
O O O
Si O Si O Si O
O
O
O
Si O Si O Si O
O
O
(SiO 2) x
O

(HO) 2 Si
(HO) 2 Si
Polykieselsäuren (Ketten und Bänder)
O
O
O
O
O
Si(OH) 2
Si(OH) 2
Si(OH) 2
[H 2SiO 3] x
(HO) 2 Si
(HO) 2 Si
(HO)Si
O
O
(HO)Si
O
O
(HO)Si
O
O
Si(OH)
O
O
O Si(OH)
O
[H 6Si 4O 11] x
O
O
Si(OH)
O
Si(OH) 2
Si(OH) 2

(HO) 2Si
(HO) 2Si
(HO)Si
O
O
(HO)Si
O
O
(HO)Si
O
Polykieselsäuren (Schichten)
O
Si(OH)
O
(HO)Si
O
O Si(OH)
O
O
(HO)Si
O
Si(OH)
O
(HO)Si
O Si(OH)
(HO)Si
O Si(OH)
[H 2Si 2O 5] x
(HO)Si
O
O Si(OH)
O
O
(HO)Si
Si(OH)
(HO)Si
Si(OH)
O

[SiO 4 4– ]
Insel [Si 2 O 7 6– ]
[SiO 3 2– ]3
Ringe
[SiO 3 2– ]x
Kette
Gruppe
[SiO 3 2– ]6
[Si 4 O 11 6– ]x
Band
Silicate
[Si 2 O 5 2– ]x
Schicht

Faujasit, Na 2 Ca[Al 2 Si 4 O 12 ] 2 · 16 H 2 O

Sodalith, Na 4 [Al 3 Si 3 O 12 ]Cl

Bor
1
1.0079
H
3
Li
6.941
19
39.098
K
23
50.942
V
27
58.933
Co
73
180.95
Ta
78
195.08
Pt
82
207.2
Pb
21
44.956
Sc
25
54.938
Mn
29
63.546
Cu
75
186.21
Re
80
200.59
Hg
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
24
51.996
Cr
28
58.693
Ni
32
72.61
Ge
6
12.011
C
74
183.84
W
79
196.97
Au
22
47.867
Ti
26
55.845
Fe
72
178.49
Hf
77
192.22
Ir
30
65.39
Zn
76
190.23
Os
81
204.38
Tl
86
222.02
Rn*
31
69.723
Ga
5
10.811
B
36
83.80
Kr
10
20.180
Ne
2
4.0026
He
56
137.33
Ba
12
24.305
Mg
38
87.62
Sr
42
95.94
Mo
46
106.42
Pd
50
118.71
Sn
14
28.086
Si
106
263.12
Sg*
111
272
Eka-Au
112
Eka-Hg
40
91.224
Zr
44
101.07
Ru
104
261.11
Rf*
109
268
Mt*
48
112.41
Cd
108
265
Hs*
49
114.82
In
13
26.982
Al
54
131.29
Xe
18
39.948
Ar
88
226.03
Ra*
11
22.990
Na
37
85.468
Rb
41
92.906
Nb
45
102.91
Rh
105
262.11
Db*
110
271
Eka-Pt
39
88.906
Y
43
98.906
Tc*
47
107.87
Ag
33
74.922
As
7
14.007
N
84
208.98
Po*
83
208.98
Bi
34
78.96
Se
8
15.999
O
85
209.99
At*
35
79.904
Br
9
18.998
F
52
127.60
Te
16
32.066
S
53
126.90
I
17
35.453
Cl
51
121.76
Sb
15
30.974
P
107
262.12
Bh*
87
223.02
Fr*
57
138.91
La
59
140.91
Pr
61
146.92
Pm*
63
151.97
Eu
65
158.93
Tb
67
164.93
Ho
69
168.93
Tm
71
174.97
Lu
58
140.12
Ce
60
144.24
Nd
62
150.36
Sm
64
157.25
Gd
66
162.50
Dy
68
167.26
Er
70
173.04
Yb
90
232.04
Th*
92
238.03
U*
94
244.06
Pu*
96
247.07
Cm*
98
251.08
Cf*
100
257.10
Fm*
102
259.10
No*
89
227.03
Ac*
91
231.04
Pa*
93
237.05
Np*
95
243.06
Am*
97
247.07
Bk*
99
252.08
Es*
101
258.10
Md*
103
260.11
Lr*
5
10.811
B

Bor
Kernit Borax
Na 2[B 4O 6(OH) 2] · 3 H 2O Na 2[B 4O 5(OH) 4] · 8 H 2O
(=Na 2 B 4 O 7 · 10 H 2 O)

Darstellung:
554 kJ + 2 BCl 3 + 3 H 2
262 kJ + 2 BBr 3 + 3 H 2
2 BI 3
B 2H 6
Hochreines Bor
800 – 1000°C
600 – 800°C
1000 – 1400°C
1000 – 1400°C
2 B + 6 HCl
2 B + 6 HBr
2 B + 3 I 2 + 142 kJ
2 B + 3 H 2 + 36 kJ

Darstellung:
Bor geringerer Reinheit
B 2O 3 + 3 Mg 2 B + 3 MgO + 553 kJ
2 BCl 3 + 3 Zn 900°C
– –
BF4 + 3 e
2 B + 3 ZnCl 2
B + 4 F –

Bor
Von Bor gibt es sechs verschiedene Modifikationen:
1. glasig-amorph: schwarz
2. kristallin: rot und durchscheinend, �-rhomboedrisch
3. kristallin: dunkelgrau, �-rhomboedrisch (bei Normaldruck
und allen Temperaturen thermodynamisch allein stabil.
Sie bildet sich beispielsweise aus amorphen Bor)
4. kristallin: schwarz, �-tetragonal (bildet sich nur auf
erhitzten B 24 C oder B 24 N-Oberflächen, da diese die
gleiche Struktur aufweisen (Epitaxie)
5. kristallin: rot �-tetragonal
6. Hochdruckmodifikation: dunkel, pechartig, in dünner
Schicht tiefrot gefärbt. Erhältlich aus Bor bei 100 000 bar
und 1500 – 2000°C.

Bor- Baustein

B
B 12 -Ikosaeder
B
B B
B
B
B
B
B
B
B
B

B
B
B
B
B
B
B
B
B 28 -Einheit
B
B
B
B
B
B
B B
B
B
B B
B B
B
B B
B
B
B

B
B
B 10 -Einheit
B B B
B
B
B
B
B

�-rhomboedrisches Bor

�
�
�-rhomboedrisches Bor
= � �
�
� � �
�B
B � 28
� �
� �
� �
�
B 28
�
�
�
�

�-tetragonales Bor

�-tetragonales Bor

Bor
Bor besitzt als Element der Gruppe 13 (3. Hauptgruppe) drei
Valenzelektronen.
Um ein Elektronenoktett zu erlangen bieten sich dem Bor
drei Möglichkeiten:
• Ausbildung von p � -p � -Bindungen
• Ausbildung von Zweielektronen-Dreizentren-Bindungen
• Adduktbildung mit Lewis-Basen (intermolekularer
Valenzausgleich)

_
+
Bindungsverhältnisse
+ _
+
B–H B–B
BH-Einfachbindung BB-Einfachbindung
+
_

–
+
+
H
Bindungsverhältnisse
+
B B
BHB-Dreizentren-
Bindung
–
–
B
+
–
+
B
+
B
geschlossene BBB-
Dreizentren-Bindung
–

Bindungsverhältnisse
–
+ –
B
–
B
+
B
offene BBB-
Dreizentren-Bindung
+

Borwasserstoffe

Grundeinheit B m H m +2 :
Borwasserstoffe
Für Monoboran ergibt sich B 1 H 1+2 = BH 3

Borwasserstoffe
Für zwei identische Grundeinheiten folgt die allgemeine
Formel
B nH n+4
Für n = 2 – 6, 8 – 12, 14, 16, 18 sind die Borwasserstoffe
bekannt.
B m H m+2 · B m’ H m’+2 = B (m+m’) H (m+2) H (m’+2) = B n H n+4
mit n = m + m’.
Im Falle des Diborans B 2 H 6 ist n = 2.

Borwasserstoffe
Für drei identische Grundeinheiten folgt die allgemeine
Formel
B nH n+6
Für n = 3 – 10, 13, 14, 20 sind die Borwasserstoffe bekannt.
Es existieren auch Borwasserstoffe, die sich formal aus vier
oder fünf identischen Grundeinheiten ableiten lassen:
• B n H n+8 mit n = 6, 8, 10, 14, 15, 30
• B n H n+10 mit n = 8, 26 , 40

Die Struktur von Borwasserstoffen - Die Wade-Regeln
• Die Boratome in Wasserstoffverbindungen des Typs
B n H n+2 besetzen alle Ecken und werden als closo-Borane
bezeichnet (bisher nur in deprotonierter Form B n H n 2–
bekannt)
• Die Boratome in Wasserstoffverbindungen des Typs
B n H n+4 besetzen alle bis auf eine Ecke und werden als
nido-Borane bezeichnet
• Die Boratome in Wasserstoffverbindungen des Typs
B n H n+6 besetzen alle bis auf zwei Ecken und werden als
arachno-Borane bezeichnet
• Die Boratome in Wasserstoffverbindungen des Typs
B n H n+8 besetzen alle bis auf drei Ecken und werden als
hypho-Borane bezeichnet

Die Wade-Regeln - Beispiele
B n H n+4
B 5 H 9
nido
B n H n+6
B 4 H 10
arachno

4 BCl 3 + 3 LiAlH 4
4 BF 3 + 3 NaBH 4
Diboran
2 B 2H 6 + 3 LiAlCl 4
2 B 2H 6 + 3 NaBF 4
3 BF 3 (g) + 6 NaH (s) 2 B 2H 6 (g) + 6 NaF (s)
– +
2 BH4 + 2 H
B 2H 6 + 2 H 2
–
2 BH4 + I2 B2H6 + 2 I – + H2

H
H
H
B B
H
BH 3
H
H
+ HX
– H 2
+ 2 NH 3
X = NH 2 , NHR, NR 2 , OH, OR, Cl
Diboran
+ HX
2
H
H
B
H
BH 2X BHX 2 BX 3
– H 2
+ HX
– H 2
B 2H 6 + 6 H 2O 2 B(OH) 3 (aq) + 6 H 2
H
N
H
H

B 2H 6 + 3 O 2
Diboran
B 2O 3 + 3 H 2O + 2066 kJ
B2H6 + 2 Na 2 Na H B B
+
H
H
H
H
2 NaBH 4
H
+ B 2H 6
2–
?

Natriumborhydrid (Natriumboranat)
B(OMe) 3 + 4 NaH NaBH 4 + 3 NaOMe
Na 2B 4O 7 · 7 SiO 2 + 16 Na + 8 H 2
4 NaBH 4 + 7 Na 2SiO 3

2 H 3BO 3
O
O
B
O
O
Bortrioxid
�T B2O 3 + 3 H 2O (g)
O
O
B
O
B
O
O
B
O
B
O
B
O
B
O

Borsäure
Na 2B 4O 7 + 2 H + + 5 H 2O 4 H 3BO 3 + 2 Na +
B(OH) 3 + H2O H + –
+ B(OH) 4

H
H
O
B O
O
H
O O
B
O H
H
Borsäure
H
O H
B
O O H
H
O
H B
O
H O
O
H
H
O
H
B O
H

Die Komplexverbindungen
Al 3+ + 3 OH –
Al(OH) 3 + n OH –
Al(OH) 3
n –
Al(OH) 3+n

CoCl 3 · 6 NH 3
Die Komplexverbindungen (Alfred Werner)
Bei Zugabe von AgNO 3 fällt Silberchlorid (AgCl)
Bei Zugabe von NaOH fällt kein Cobalthydroxid (Co(OH) 3 )
aus und es wird auch kein Ammoniak freigesetzt.
H 3 N
H 3N
NH 3
Co
NH 3
NH 3
NH 3
3+
3 Cl –

Die Komplexverbindungen
Ein Komplex ist eine chemische Verbindung, in der ein
Zentralteilchen an eine bestimmte Zahl von
Bindungspartnern gebunden ist, wobei das
Zentralteilchen mehr Bindungspartner bindet, als dies
nach seiner Ladung oder Stellung im Periodensystem
zu erwarten wäre.
Die Bindungspartner werden als Liganden bezeichnet.
Die Zahl der Liganden wird durch die Koordinationszahl
angegeben.
Die Anordnung der Liganden um das Zentralteilchen erfolgt
in Form von Koordinationspolyedern.
[ZL n ] m – (Z = Zentralion, L = Ligand)

Die Koordinationszahl und Koordinationspolyeder
Koordinationszahl 2
Koordinationszahl 3
linear
trigonal planar

Die Koordinationszahl und Koordinationspolyeder
Koordinationszahl 4
tetraedrisch
quadratisch planar

Die Koordinationszahl und Koordinationspolyeder
Koordinationszahl 5

Die Koordinationszahl und Koordinationspolyeder
Koordinationszahl 6

Isomerie
Als Isomerie wird die Erscheinung bezeichnet, dass
chemische Verbindungen mit gleicher Zusammensetzung,
aber unterschiedlicher Struktur existieren.
S
���
S
C 2
F
F
Dieses Phänomen tritt auch in der Komplexchemie in
verschiedenen Formen auf: der Ionisationsisomerie, der
Hydratisomerie, der Koordinationsisomerie, der
Salzisomerie, der Stereoisomerie, der cis-trans-Isomerie
sowie der Spiegelbildisomerie.
F
S S
C s
F

[Co Cl (NH 3) 5] SO 4
Ionisationsisomerie
Ein Ion kann als Ligand im Komplex oder außerhalb des
Komplexes gebunden sein:
[Co SO 4 (NH 3) 5] Cl
H 2O
H 2O
[Co Cl (NH3) 5] 2+ 2–
+SO4 [Co SO 4 (NH 3) 5] + +Cl –

Hydratisomerie
Die Hydratisomerie ist eine spezielle Form der
Ionisationsisomerie, wobei Wasser gegen andere Liganden
ausgetauscht wird.
CrCl 3 · 6 H 2 O
[Cr(H 2O) 6]Cl 3 [CrCl(H 2O) 5]Cl 2 ·H 2O [CrCl 2(H 2O) 4]Cl · 2 H 2O

Koordinationsisomerie
Der Austausch der Zentralionen führt zu
koordinationsisomeren Verbindungen, wenn Anion und
Kation einer Verbindung komplexe Teilchen darstellen:
Kation Anion Kation Anion
{[Co(NH 3) 6] [Cr(CN) 6]} {[Cr(NH 3) 6] [Co(CN) 6]}

Salzisomerie
Besitzt ein Ligand zwei oder mehr Atome, die über ein freies
Elektronenpaar zur Komplexbildung befähigt sind, so kann
die Bindung zum Zentralion von verschiedenen Atomen des
Liganden ausgehen:
”
”
Z S C N
S C N Z
Thiocyanato-S-Komplex
Thiocyanato-N-Komplex

Stereoisomerie: cis-trans-Isomerie
(A) (B)
cis trans
(A) (B)
cis trans

Stereoisomerie: Spiegelbildisomerie
Co
Cl
Cl
Cl
Cl
Co

Zähnigkeit von Liganden
Die Zahl der koordinativen Bindungen, die ein Ligand in
einem Komplex betätigt, wird als die Zähnigkeit des
Liganden bezeichnet.
Einzähnige Liganden
Einzähnige Liganden sind Ionen oder Moleküle, die ein
Elektronenpaar zur koordinativen Bindung benutzen.
Halogenide X – ,
H 2 O,
ROH,
OH – ,
NH 3 ,
CO,

Zähnigkeit von Liganden
Zweizähnige Liganden
Zweizähnige Liganden, wie beispielsweise das
Ethylendiamin H 2 NCH 2 CH 2 NH 2 , enthalten zwei Atome mit je
einem Elektronenpaar, die zur Komplexbildung befähigt
sind.
H
H 2N
H
H
C C
H
NH 2
O
C
O –
O –
O
O
S
O –
O –
– O
O
C C
Ethylendiamin Carbonat Sulfat Oxalat
O –
O

Mehrzähnige Liganden
Ethylendiamintetraessigsäure
H 2C
H 2C
N
CH 2
CH 2
CH2 COOH
N
CH2 COOH
EDTA
Zähnigkeit von Liganden
COOH
COOH
Z
O
N
C

H 2C
C
H 2
N
O –
Cu 2+
– O
N
O H 2
C
CH 2
O
Chelatkomplexe
H 3C
H 3C
O O –
H
N
Ni 2+
N
N N
–O H O
CH 3
CH 3
H 3C
H 3C
O
O –
Be 2+
– O
O
CH 3
CH 3

Cl + e –
Na Na + + e –
Cl –
Bindung in Komplexen
Cl � + �Cl
Cl—Cl
Na + + Cl –
NaCl
Z + L Z—L
kovalent
ionisch
komplex

Edelgaselektronenkonfiguration
Cobalthexammin-Komplex
Co besitzt 27 Elektronen
Co 3+ besitzt 24 Elektronen
Stellen sechs Liganden jeweils 2 Elektronen zur Verfügung,
so hat Cobalt insgesamt 12 + 24 Aussenelektronen
Entspricht der Kryptonelektronenkonfiguration

Fe ±0
Paulingsche Theorie der Komplexbildung
3d 4s 4p 4d

Fe ±0
Fe 3+
2 3 dsp-
Hybrid
high-spin-Komplexe
3d 4s 4p 4d
Ionisation
Hybridisierung
Komplexbildung und Besetzung mit
Liganden-Elektronen

Fe ±0
Fe 3+
2 3 dsp-
Hybrid
low-spin-Komplexe
3d 4s 4p 4d
Ionisation
Hybridisierung und Spinpaarung
Komplexbildung und Besetzung mit
Liganden-Elektronen

Ligandenfeldtheorie
Keine gemeinsamen Orbitale sondern nur elektrostatische
Wechselwirkungen

x
d xy
z
x
Ligandenfeldtheorie
z
dx-y 2 2
y
x
y
z
d xz
x
y
z
d z2
x
y
z
d yz
y

Energie
Freies Ion
Ligandenfeldtheorie
Durchschnittliche
Energie der
d-Orbitale im
Kristallfeld
3
5 �o
2
5 �o
e g
�o
t 2g
Aufspaltung der
d-Niveaus im
oktaedrischen
Kristallfeld
dx2 -y2
dz2 dxy dxz dyz

z
Ligandenfeldtheorie
y
x

Energie
Freies Ion
Ligandenfeldtheorie
Durchschnittliche
Energie der
d-Orbitale im
Kristallfeld
2
5 �t
3
5 �t
e g
�t
t 2g
Aufspaltung der
d-Niveaus im
tetraedrischen
Kristallfeld
dxy dxz dyz dx2 -y2
dz2

Das chemische Gleichgewicht - Experiment 1
2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g)
0.4 mol SO 2
0.2 mol O 2
0.0 mol SO 3
0.4 – 0.056 = 0.344 mol SO 2
0.2 – 0.028 = 0.172 mol O 2
0.0 + 0.056 = 0.056 mol SO 3
Anfangskonzentration Gleichgewichtskonzentration

Das chemische Gleichgewicht - Experiment 2
2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g)
0.0 mol SO 2
0.0 mol O 2
0.4 mol SO 3
0.0 + 0.344 = 0.344 mol SO 2
0.0 + 0.172 = 0.172 mol O 2
0.4 – 0.344 = 0.056 mol SO 3
Anfangskonzentration Gleichgewichtskonzentration

Das chemische Gleichgewicht
2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g)
Experiment 1 Experiment 2
Gleichgewichtskonzentration
Dynamisches Gleichgewicht

Die Gleichgewichtskonstante
aA + bB cC + dD
K
�
[ C]
[ A]
c
a
[ D]
[ B]
Massenwirkungsgesetz
K = Gleichgewichtskonstante
[ ] = Konzentration (oftmals auch c)
�
�
d
b

Die Gleichgewichtskonstante
... ist abhängig von den Koeffizienten der Reaktionsgleichung:
H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl (g)
[ HCl]
K Gl1
�
� 4.
8 �10
[ H ] � [ Cl ]
2
½ H 2 (g) + ½ Cl 2 (g) HCl (g)
K
Gl2
K � K � 2.
2 �10
Gl2
�
[ H
2
]
½
Gl1
2
2
[ HCl]
�
[ Cl
2
]
½
5
10

Die Gleichgewichtskonstante
... einer Gesamtreaktion ist Produkt der Gleichgewichtskonstanten
der Teilreaktionen:
H 2O (g) + CO (g) H 2 (g) + CO 2 (g)
Fe (s) + CO 2 (g) FeO (s) + CO (g)
Fe (s) + H 2O (g) FeO (s) + H 2 (g)
K Gl1 = 1.6
K Gl2 = 1.5
K Ges = K Gl1 · K Gl2
= 1.6 · 1.5 = 2.4

Das chemische Gleichgewicht
Die Gleichgewichtskonstante ist unabhängig von
Konzentration, Druck oder Volumen. Dagegen ist sie
abhängig von der Temperatur.
Die Gleichgewichtskonzentration ist abhängig von den
Anfangskonzentrationen, dem Volumen, dem Druck und der
Temperatur.
Katalysatoren haben weder einen Einfluss auf die Gleichgewichtskonstante
noch auf die Gleichgewichtskonzentration
einer Reaktion.

Le Chatelier´sches Prinzip
Prinzip des kleinsten Zwanges
"Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches System
durch Änderung der äußeren Bedingungen einen Zwang
aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, dass
es dem äußeren Zwang ausweicht"

Gesetz von Boyle-Mariotte
Das Produkt aus Druck p
und Volumen V einer
abgeschlossenen
Gasmenge ist bei
gleichbleibender
Temperatur (isotherme
Zustandsänderung)
konstant.
p · V = const.
Sir Robert Boyle und Edme Mariotte Seigneur de Chazeuil

V 0
p 0
2p 0
Gesetz von Boyle-Mariotte
3p 0
V /2
0
p 0
2p 0
3p 0
V /3
0
p 0 · V 0 = 2p 0 · (V 0 /2) = 3p 0 · V 0 /3 = const.
p 0
2p 0
3p 0

Gesetz von Gay-Lussac
Das Volumen V eines Gases steigt bei gleichbleibendem
Druck p (isobare Zustandsänderung) mit zunehmender
Temperatur T.
V = V 0 (1 + � �T)
Der Druck p eines Gases steigt bei gleichbleibendem
Volumen V (isochore Zustandsänderung) mit zunehmender
Temperatur T.
p = p 0 (1 + � �T)
� = Ausdehnungskoeffizient eines idealen Gases (bezogen
auf das Volumen bei 0°C)
� = 0.003661 K –1 = K –1
1
273.15

Allgemeines Gasgesetz
Jedes ideale Gas dehnt sich bei konstantem Druck beim
Erwärmen um 1 Grad um 1/273 seines Volumens bei 0°C
aus.
p1 · V1 p2 · V2 ———— = ———— = const.
T1 T2 p · V = n · R · T
n = Stoffmenge, R = allgemeine Gaskonstante = 8.314 J ·mol –1 · K –1

Amedeo Avogadro
Avogadrosches Gesetz
Gleiche Volumina
verschiedener idealer Gase
enthalten bei gleichem
Druck und gleicher
Temperatur stets die gleiche
Zahl von Teilchen.
1 mol = 22.4 l
p · V
n = ———
R ·T