Zusammenfassung AC I - Chemie

Zusammenstellung für Abschlusskolloquium 

Sebastian Meiss 

19. Oktober 2008

Inhaltsverzeichnis 

1 Chemische Grundlagen 6 

1.1 Trivialnamen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6 

1.2 Säuren und deren Salze . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8 

1.2.1 Wie ermittle ich das Säureanhydrid . . . . . . . . . . . . . . . . . 11 

1.2.2 Salze . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12 

1.3 Aufgaben . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13 

2 Stoff der Kolloquiuen 14 

2.1 1. Kolloquium . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14 

2.1.1 Atommodelle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14 

2.1.2 Pauli-Prinzip . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 

2.1.3 Hundsche Regel . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 

2.1.4 Inert s-pair effect . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17 

2.1.5 Über das PSE Reaktionsverhalten vorhersagen . . . . . . . . . . . 18 

2.2 2. Kolloquium : Arbeitstechniken . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 

2.2.1 Gravimetrie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 

2.2.2 Titration . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 

2.3 3. Kolloquium: Säure-Base-Chemie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 

2.3.1 Säure-Base-Konzept nach Brønstedt . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 

2.3.2 Säure-Base-Konzept nach Lewis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 

2.3.3 Säurestärke . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 

2.4 4. Kolloquium : Redoxchemie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21 

2.4.1 Bestimmung von Oxidationszahlen . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21 

2.4.2 Aufstellen von Redoxgleichungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22 

2.4.3 Definition des Redoxpotentials . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31 

2.4.4 Nernstsche Gleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31 

2.4.5 Galvanisches Element . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32 

2.5 Chemie der Hauptgruppen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33 

2.5.1 Hauptgruppe 1: Alkalimetalle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33 

2.5.2 Hauptgruppe 2: Erdalkalimetalle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35 

2.5.3 Hauptgruppe 3: Borgruppe . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36 

2.5.4 Hauptgruppe 4: Kohlenstoffgruppe . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38 

2.5.5 Hauptgruppe 5 : Stickstoffgruppe . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 41 

2.5.6 Hauptgruppe 6: Chalkogene . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44 

2.5.7 Hauptgruppe 7: Halogene . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 46 

2.6 Chemie der Nebengruppen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 47 

2


2.6.1 Komplexe des Eisens . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 47 

2.6.2 Komplexe des Kupfers . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 48 

2.6.3 Komplexe des Silbers . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 49 

3 Seminar 50 

3.1 Wasser und seine besonderen Eigenschaften . . . . . . . . . . . . . . . . . 50 

3.1.1 Wasserstoffbrücken . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 50 

3.2 VSEPR . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51 

3.3 Komplexchemie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 52 

3.3.1 Nomenklatur . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53 

3.3.2 VB-Theorie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53 

3.3.3 Ligandenfeld-Theorie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54 

3.3.4 Farbigkeit von Komplexen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55 

3.3.5 MO-Modell für Komplexe . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55 

3.4 Das Massenwirkungsgesetz . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 56 

3.4.1 Säurekonstante / Basenkonstante . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 57 

3.4.1.1 Nützliche Zusammenhänge . . . . . . . . . . . . . . . . . 58 

3.4.1.2 Berechnen des pH-Wertes mit Hilfe der Säurekonstante . 59 

3.4.1.3 Experimentelle Bestimmung der Säurekonstante . . . . . 60 

3.4.2 Löslichkeitsprodukt . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61 

3.4.3 Puffersysteme . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 62 

3.4.3.1 Berechnung des pH-Wertes in einem Puffersystem . . . . 63 

3.4.4 Nernst-Gleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64 

3.4.4.1 Näherung und Einheitenbestimmung . . . . . . . . . . . . 64 

3.4.5 Komplexbildungskonstante . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65 

4 Durchgeführte Versuche 66 

4.1 Gruppe 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 

4.1.1 Versuch 1.0 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 

4.1.2 Versuch 1.1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 

4.1.3 Versuch 1.3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 

4.1.4 Versuch 1.4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 

4.1.5 Versuch 1.5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 67 

4.1.6 Versuch 1.6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 67 

4.1.7 Versuch 1.7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 67 

4.1.8 Versuch 1.8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68 

4.1.9 Versuch 1.9 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 70 

4.1.10 Versuch 1.10 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 70 

4.2 Gruppe 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 71 

4.3 Gruppe 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72 

4.4 Gruppe 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73 

4.4.1 Versuch 4.1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73 

4.4.2 Versuch 4.2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 74 

4.4.3 Versuch 4.3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 75 

3


4.4.4 Versuch 4.4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 76 

4.4.5 Versuch 4.5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 76 

4.4.6 Versuch 4.6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 77 

4.4.7 Versuch 4.7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 77 

4.4.8 Versuch 4.8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 77 

4.4.9 Versuch 4.9 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 78 

4.4.10 Versuch 4.10 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 78 

4.4.11 Versuch 4.11 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79 

4.4.12 Versuch 4.12 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79 

4.4.13 Versuch 4.13 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79 

4.5 Nachweise im Praktikum . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80 

5 Wichtige historische Versuche und physikalische Grundlagen 82 

5.1 Elektrophysik I . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 83 

5.1.1 Definitionen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 83 

5.1.2 Gesetze für Schaltkreise . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 85 

5.1.3 Schalten von Messgeräten . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87 

5.2 Röntgenspektroskopie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 88 

5.3 Rutherfordscher Streuversuch . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 88 

5.4 Millikanscher Öltropfenversuch . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 89 

5.5 Braunsche Röhre . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 89 

4

Vorwort 

Dies ist ein Vorwort an dem noch geschrieben werden muss. 

5

1 Chemische Grundlagen 

1.1 Trivialnamen 

Im Umgang mit Chemikalien sind Trivialnamen gebräuchlich, die bekannt sein müssen. 

• Kohlensäure H 2 CO 3 

• Schwefelsäure H 2 SO 4 

• Salpetersäure HNO 3 

• Phosphorsäure H 3 PO 4 

• Natronlauge (NaOH) aq 

• Salzsäure (HCl) aq besser H 3 O + + Cl – , oft nur HCl genannt. 1 

• Ammoniak NH 3 

• Flusssäure (HF) aq besser H 3 O + + F – , oft nur HF genannt. 2 

• Soda Na 2 CO 3 

• Natron NaHCO 3 

• Kalk CaCO 3 

• Gips CaSO 4 

• Quarz SiO 2 

1 Das ist Umgangssprache! HCl ist Chlorwasserstoff! 

2 Das ist Umgangssprache! HF ist Fluorwasserstoff! 

6


Es gibt weitere Trivialnamen, die man im Laufe seines chemischen Lebens kennen lernt 

und sich merken sollte, das muss aber nicht unbedingt sein. 

• Zinkblende ZnS 

• Bleiglätte PbO 

• Bleiglanz PbS 

• Mennige Pb 3 O 4 

• Pyrit FeS 2 

• Magneteisenstein Fe 3 O 4 

Trivialnamen einiger organischer Verbindungen 

• Ameisensäure ̂= Methansäure 

• Essigsäure ̂= Ethansäure 

• Buttersäure ̂= Butansäure 

• Oxalsäure ̂= Ethandisäure 

• Malonsäure ̂= Propandisäure 

• Bernsteinsäure ̂= Butandisäure 

• Acrylsäure ̂= Propensäure 

• Maleinsäure ̂= cis-butendisäure 

• Fumarsäure ̂= trans-butendisäure 

• Zitronensäure ̂= 2-carboxy-propandisäure 

7

1.2 Säuren und deren Salze 


8

9 

Sauerstoffsäuren 

Name der Säure Summenformel Konjugierte Base(n) Summenformel Name des Anhydrids Summenformel 

Schwefelsäure H 2 SO 4 Hydrogensulfat HSO 4 – Schwefeltrioxid SO 3 

Sulfat SO 2 4 

– 

Schweflige Säure H 2 SO 3 Hydrogensulfit HSO 3 

– 

Sulfit SO 2 – 

3 

Thioschwefelsäure H 2 S 2 O 3 Thiosulfat S 2 O 2 – 

3 

Salpetersäure HNO 3 Nitrat NO – 3 

Salpetrige Säure HNO 2 Nitrit NO – 2 

Phosphorsäure H 3 PO 4 Dihydrogenphosphat H 2 PO – 4 

Hydrogenphosphat HPO 2 – 

4 

Phosphat PO 3 4 

– 

Kohlensäure H 2 CO 3 Hydrogencarbonat HCO 3 

– 

Carbonat CO 2 3 

– 

Sauerstofffreie Säuren 

Salzsäure H 3 O + aq+ Cl aq – Chlorid Cl aq – Chlorwasserstoff HCl 

Flusssäure (HF) aq Fluorid F aq – HF 

Blausäure HCN Cyanid CN – - - 

Cyansäure HOCN Cyanat OCN – - - 


Tabelle 1.1: Wichtige anorganische Säuren


Name der Säure Summenformel Konjugierte Base Summenformel 

Flusssäure H 3 O + aq+ F aq – Fluorid F – 

Salzsäure H 3 O + aq+ Cl aq – Chlorid Cl – 

Bromwasserstoffsäure H 3 O + aq+ Br aq – Bromid Br – 

Iodwasserstoffsäure H 3 O + aq+ I aq – Iodid I – 

Tabelle 1.2: Wasserstoffsäuren der Halogene 


Fluor 

Hypofluorige Säure HFO Hypofluorit FO – 

Chlor 

Hypochlorige Säure HClO Hypochlorit ClO – 

Chlorige Säure HClO 2 Chlorit ClO 2 

– 

Chlorsäure HClO 3 Chlorat ClO 3 

– 

Perchlorsäure HClO 4 Perchlorat ClO 4 

– 

Tabelle 1.3: Oxosäuren der Halogene Fluor und Chlor 

Analog zu Chlor lassen sich die Oxosäuren des Broms 

und des Iods formulieren. 

Ersetze hierbei in den Namen Chlor durch Brom und Iod. 

Es folgen nun einige Säuren von Übergangsmetallen. 

Von diesen sind uns die Anionen bekannter als die Säuren selbst. 


Permangansäure HMnO 4 Permanganat MnO 4 

– 

Chromsäure H 2 CrO 4 Chromat CrO 2 4 

– 

Dichromsäure H 2 Cr 2 O 7 Dichromat Cr 2 O 2 7 

– 

Tabelle 1.4: Säuren einiger Übergangsmetalle 

Die Anionen dieser Säuren sind allesamt starke Oxidationsmittel. 

10


Abschließend folgen noch zwei spezielle Säuren. Diese sind keine eigenen Säuren sondern 

Kombinationen von starken Säuren. Die Kombination hat einen Tirivialnamen erhalten. 

Es seien hier noch genannt 

1. Königswasser 

Königswasser ist ein Gemisch aus Salzsäure und Salpetersäure im Verhältnis 3:1 

. Königswasser ist stark oxidierend, es vermag Gold anzugreifen und zu lösen. 

(Aurat-Komplexe). 

2. Nitriersäure 

Nitriersäure ist ein 1:1 Gemisch aus konz. Schwefelsäure und konz. Salpetersäure. 

Sie wird benötigt, um Stoffe zu nitrieren. Die Reaktion von Schwefelsäure mit 

Salpetersäure setzt das Nitrosyl-Kation frei. 

H 2 SO 4 + HNO 3 GGGGA NO + 2 + H 3 O+ + SO 2− 

4 + 2H 2 O 

Die Salpetersäure nimmt zunächst als schwächere der beiden Säuren ein Proton 

auf und spaltet in einem zweiten Reaktionsschritt Wasser ab. 

3. Chromschwefelsäure 

Chromschwefelsäure ist eine Lösung von Kaliumdichromat in konz. Schwefelsäure. 

1.2.1 Wie ermittle ich das Säureanhydrid 

Das Anhydrid einer Säure wird bestimmt 3 , indem alle abdissoziierbaren Säurewasserstoffe 

mit Säureeigenem Sauerstoff zu Wasser umgesetzt wird. Das andere Produkt dieser 

Reaktion ist das Anhydrid. Beispiel: 

H 2 SO 4 GGGGA SO 3 + H 2 O 

Aufgabe: Trage die fehlenden Anhydride ein! Formuliere jeweils die Dissoziationsreaktion 

sowie die Hydrolysereaktion des Anhydrids zur Kontrolle! 

3 In den meisten Fällen funktioniert dies, es gibt jedoch Ausnahmen, z.B. Phosphorsäure 

11


1.2.2 Salze 

Entsprechend der Ionenladung bilden die Säureanioen mit Metallkationen nun Salze. 

Zum Beispiel Kaliumsulfat: Kalium hat als Ion eine positive Ladung, das Sulfat-Ion ist 

zweifach negativ. Daher ist Kaliumsulfat also K 2 SO 4 . Die Salznamen der gängigen Säuren 

mit Formeln müssen bekannt sein. Ebenso muss aus dem Namen die Formel konstruiert 

werden können. Hierfür ist es nötig, die ersten 20 Elemente des PSE zu kennen. 

Oxidationszahlen im Namen deuten auf die Oxidationsstufe des Metallions hin. 

Blei(IV)-oxid ist also PbO 2 . Hier hat Blei die Oxidationszahl +IV. Im Gegensatz hierzu 

ist Blei(II)-oxid PbO. Es gibt auch Mischoxide . Blei (II,IV)-oxid ist Mennige Pb 3 O 4 . 

Hier hat ein Blei die Oxidationsstufe +IV, die anderen beiden +II. 4 

4 Bei allen Feststoffen gibt die Summenformel nur das stöchiometrische Verhältnis an!! 

12


1.3 Aufgaben 

als Dihydro- 

1. Wieso wird HCO 3 – als Hydrogencarbonat bezeichnet, wieso H 2 PO 4 – 

genphosphat? Worauf weist das Präfix hin? 

2. Wie lauten die Formeln von: 

3. 

a) Kaliumhydrogensulfat 

b) Lithiumperchlorat 

c) Calciumhydrogenphosphat 

d) Aluminiumchlorid 

e) Aluminiumchlorat 

f) Aluminiumsulfid 

g) Aluminiumsulfit 

h) Bariumnitrat 

i) Blei(II)-nitrat 

j) Blei(IV)-nitrat 

4. Nennen Sie zusätzlich zu den oberen Anionen weitere Oxidationsmittel sowie Reduktionsmittel. 

Wie kann man einen Stoff als Oxidations- bzw. Reduktionsmittel 

identifizieren? 

5. Formulieren Sie die vollständige Oxidation von Ethanol mit Kaliumdichromat in 

saurer wässriger Lösung 

6. Auch die Fehling-Probe ist eine Redox-Reaktion. Formulieren Sie also die Reaktion 

von Kupfersulfat mit einem Aldehyd in alkalischer Lösung. Info: Es entsteht ein 

rotbrauner Niederschlag (Kupfer-I-Oxid). 

7. Formuliere 

a) die Reaktion von Braunstein (MnO 2 ) mit Wasserstoffperoxid (Gasentwicklung!) 

b) die Reaktion von Wasserstoffperoxid mit einer Lösung von Kaliumiodid (Nach 

Zugabe von Stärke färbt sich die Lösung nach der Reaktion blau!) 

8. a) Wieso gibt es von Fluor nur eine Oxosäure? Bestimme für die Antwort die 

Oxidationszahlen der Halogene in den Säuren der Liste! 

b) Formuliere die Reaktion von Natriumhypochlorit mit Salzsäure! Um welchen 

Typ von Reaktion handelt es sich und wie ist die genaue Bezeichnung? 

c) Kaliumperchlorat ist ein starkes Oxidationsmittel. Formulieren Sie die Reaktion 

von Kaliumperchlorat mit Glucose.(vollständige Reaktion, es entstehen 

unter Anderem Kohlenstoffdioxid und Chlorid) 

13

2 Stoff der Kolloquiuen 

2.1 1. Kolloquium 

Allgemeine Tendenzen im PSE werden durch folgende Größen beschrieben: 

• Elektronegativität: Fähigkeit eines Elements innerhalb einer Elektronenpaarbindung 

Elektronen zu sich zu ziehen. Nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach 

unten ab und von links nach rechts innerhalb einer Periode zu. 

• Ionisierungsenergie: Energie, die benötigt wird, um einem Atom ein Elektron zu 

entziehen. (n-te Ionisierungsenergie für das n-te Elektron). Nimmt von oben nach 

unten innerhalb einer Gruppe und von links nach rechts innerhalb einer Periode 

zu. 

• Elektronenaffinität: Energie, die frei wird, wenn ein Atom ein Elektron zusätzlich 

bekommt (n-te Elektronenaffinität für das n-te Elektron). Nimmt von oben nach 

unten innerhalb einer Gruppe und von links nach rechts innerhalb einer Periode 

zu. Bei elektropostiven Elemente wird keine Energie mehr frei, stattdessen wird 

Energie benötigt. (z.B: K + e – + ∆E −→ K – . ∆ E ist hierbei sehr groß!! Kalium 

hat eine geringe Ionisierungsenergie. Umso mehr Energie wird benötigt, um ein 

Elektron zusätzlich aufzunehmen. ) 

• Atomradius: Nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts ab (höhere eff. 

Kernladung), von oben nach unten innerhalb einer Gruppe zu (höhere Schale!) 

• Ionenradius: Bei Kationen analog zum Atomradius: Also Na + ist größer als Al 3+ . 

Bei gleichem Element ist das Kation mit höherer Ladung kleiner! (Fe 2+ > Fe 3+ ). 

Umgekehrt bei Anionen! O 2 – > Cl – ! Erklärbar durch die zusätzlichen Elektronen 

auf der Valenzschale, die einen größen Ionenradius bedingen! Je mehr Elektronen 

zusätzlich untergebracht werden, umso größer wird das Teilchen. 

2.1.1 Atommodelle 

Wichtige Atommodelle sind: 

1. Rutherfordsches Atommodell 

2. Bohrsches Atommodell 

3. Bohr-Sommerfeldtsches Atommodell 

4. Orbitalmodell 

14


1911 entdeckte Rutherford durch seinen Streuversuch(siehe Kapitel 5.3), dass Atome 

aus einem kleinen Atomkern, der quasi die Gesamtmasse sowie des Teilchens sowie die 

positive Ladung darstellt, und einer Elektronenhülle, welche die Kernladung ausgleicht, 

besteht. So sind Atome nach außen neutrale Teilchen. Bohr entwickelte das Schalenmodell, 

in dem er den Elektronen in der Hülle Kreisbahnen zuwies, auf denen diese um 

den Kern rotierten. Durch die Entdeckungen der Quantenmechanik (Planck, Einstein) 

und das Teilchen/Welle-Konzept des Elektrons (de Broglie) musste das Bohrsche Atommodell 

verworfen werden, da es nicht erklären konnte, wieso die Elektronen stabil auf 

ihren Kreisbahnen blieben und nicht in den Kern stürzten. Dennoch kann das Bohrsche 

Atommodell heutzutage noch zur Veranschaulichung einiger Sachverhalte herangezogen 

werden 1 . Das heutzutage akzeptierte Orbitalmodell erklärt, weshalb die Elektronen nicht 

in den Kern stürzen. Die Elektronen lassen sich aufgrund des Teilchen-Welle-Dualismus 

ebenfalls als stehende Wellen (dreidimensional!) um den Kern darstellen. Beschrieben 

werden diese Welle durch die Schrödinger-Gleichung(en). Für Mehrelektronensysteme 

gibt es jedoch nur Näherungen, mathematisch exakte Lösungen gibt es nur für das Wasserstoffatom. 

Das Orbital ist ein mathematisches Modell zur Beschreibung der Lösung der Schrödingergleichung. 

Diese gestelzte Satz will aussagen, dass Orbitale KEINE Aufenthaltsorte von Elektronen 

sind! Orbitale sind die Modelle mit denen wir die Wellenfunktion beschreiben. 

Orbitale haben unterschiedliche Energieniveaus und werden dementsprechend charakterisiert. 

Die Gestalt der Orbitale kann aus den stehenden Wellen abgelesen werden. Nulldurchgänge 

der Wellenfunktion symbolisieren Knotenflächen. Für uns sind zunächst die 4 

einfachsten Orbitale von Bedeutung: 

1. s-Orbital: Keine Knotenflächen. Kugelgestalt. Auf jeder Schale gibt es genau ein 

s-Orbital (z.B 2s) 

2. p-Orbital: Eine Knotenfläche: Hantelgestalt. Drei entartete 2 Orbitale pro Schale 

(p x ; p y ; p z , z.B: 2p x ) 

3. d-Orbital: Zwei Knotenflächen: Rosettengestalt; Pro Schale 5 entartete Orbitale 3 

4. f-Orbital: 7 entartete Orbitale pro Schale. Drei Knotenflächen. 

Man beachte, dass Orbitale erst ab einer bestimmten Schale auftreten. p ab Schale 2, 

d ab Schale 3, f ab Schale 4 (s. Quantenzahlen). Voll und halb besetze Niveaus sind 

energetisch günstig!(also s 1 ; p 3 (halb) oder p 6 (voll) ) 

1 Das Bohrsche Atommodell erlaubt das Einführen in Reaktionsverhalten von Atomen in der Mittelstufe 

ohne die Kenntnisse von stehenden Wellen. Zudem wird das Elektron in der Physik ebenfalls als 

Teilchen eingeführt 

2 energetisch gleich 

3 Gilt nicht für d x 2 −y 2(Doppelhantel) sowie d z2(Hantel mit Torus) 

15


Ein Elektron in einem Mehrelektronensystem kann durch 4 Quantenzahlen charakterisiert 

werden 

• Hauptquantenzahl n : Periodennummer. (”Zahl der Schale”) 

• Nebenquantenzahl l : 0,1,...,n-1 : Art des Orbitals (l=0 : s-Orbital ; l=1 : p-Orbital 

,...) 

• Magnetquantenzahl m : -l,...,0,...,+l : Nummer des Orbitals 

• Spinquantenzahl s: ± 1 2 

Spin-up oder Spin-down 

Ich kann also beschreiben in welcher Schale ein Elektron sich in welcher Art von Orbital 

aufhält und in welchem dieser Orbitale und mit welchem Spinzustand. 

2.1.2 Pauli-Prinzip 

Das Pauli-Prinzip besagt, dass es in einem Atom keine zwei Elektronen geben kann, die 

identisch sind. Jedes Elektron muss sich also von jedem anderen in mindestens einer 

Quantenzahl unterscheiden! 

2.1.3 Hundsche Regel 

Beim Besetzen von energetischen gleichen Orbitalen ist es günstiger zunächst die Elektronen 

ungepaart zu verteilen. Daher werden die entarteten Orbitale zunächst einfach 

besetzt und dann erst Elektronen mit Spinpaarung! 

16


2.1.4 Inert s-pair effect 

Es ist zu beobachten, dass bei den größeren Elementen einer Gruppe eine andere Oxidationsstufe 

die häufigste ist als bei kleineren Elementen. So kommt Kohlenstoff beispielsweise 

sehr stabil mit der Oxidationsstufe +IV im CO 2 vor. Das höhere Homologe PbO 2 

existiert, ist aber sehr reaktiv. Bei Blei ist die Oxidationszahl +II am stabilsten (PbO 

ist das häufigste Oxid des Bleis). Ebenso lässt sich dieser Effekt in der 3. Hauptgruppe 

beim Vergleich von Aluminium und Thallium beobachten. Thallium ist hier vorwiegend 

in der Oxidationsstufe +I beständig. 

Dieser Effekt wird als inert s-pair effect bezeichnet. Durch die höhere Kernladung 

sowie die wesentlich höhere Zahl an Elektronen bei großen Elementen (Einschieben des 

d- bzw. f-Blocks) wird das Elektronenpaar im Valenz-s-Orbital energetisch abgesenkt, 

sodass diese Elektronen nur mit einem höheren Maß an Energie entfernt werden können. 

Ebenso tendieren diese Elemente dazu, den stabilsten Oxidationszustand zu erreichen. 

Bei großen Elementen sind hohe Oxidationsstufe meist sehr reaktiv. So reagiert Blei(IV) 

z.B. im Bleiakku in einer Komproportionierung 

PbO 2 + Pb + 4 H 3 O + −→ 2 Pb 2+ + 2 H 2 O 

Der inert-s-pair effect ist haupsächlich bei den großen Elementen des p-Blocks (3-8. 

Hauptgruppe) zu beobachten. 

17


2.1.5 Über das PSE Reaktionsverhalten vorhersagen 

18


2.2 2. Kolloquium : Arbeitstechniken 

2.2.1 Gravimetrie 

Bei der gravimetrischen Bestimmung wird die zu bestimmende Substanz in einer chemischen 

Reaktion quantitativ in einer schwerlösliche Verbindung möglichst hoher molarer 

Masse überführt. Diese Reaktion muss eindeutig und schnell ablaufen. Außerdem muss 

die Verbindung rein entstehen und sie muss eine bekannte Stöichometrie haben. Das Fällungsprodukt 

kann dann ausgewogen werden und so die Menge an enthaltener Substanz 

bestimmt werden. 

Bei der Trocknung ist zu beachten, dass Glasfiltertiegel nur im Trockenschrank, niemals 

aber über dem Bunsenbrenner getrocknet bzw. in diesem Fall geglüht werden dürfen. 

Porzellantiegel hingegen können geglüht werden. 

2.2.2 Titration 

Die Titration gehört zu den volumetrischen Verfahren. Hierbei wird der Gehalt einer 

bestimmten Lösung durch Zutropfen einer Lösung bekannter Konzentration bestimmt. 

Für die jeweiligen Bestimmungen gibt es Indikatoren. Indikatoren sind farbige Stoffe, die 

in einem bestimmten pH-Bereich in eine andere Farbe umschlagen oder durch bestimmte 

chemische Reaktionen die Farbe ändern(z.B. Iodid-Stärke-Lösung als Indikator für Iod). 

Der Indikator ist so zu wählen, dass der Äquivalenzpunkt der Titration (der Punkt, 

an dem die gesamte Menge an zu bestimmender Substanz umgesetzt wurde) bestimmt 

werden kann. 

19


2.3 3. Kolloquium: Säure-Base-Chemie 

Allgemein gilt: Je stärker die Säure, desto schwächer die Korrespondierende Base! Schwefelsäure 

ist eine starke Säure, daher liegt das Hydrogensulfat-Ion dissoziiert vor. Ebenso 

Salzsäure. Chlorid-Ionen nehmen keine Protonen mehr auf! Anders bei Essigsäure: Das 

Acetat-Ion ist eine gute Base und reagiert beim Lösen von Acetat-Salzen in Wasser 

leicht alkalisch. Wasser ist eine sehr schwache Säure. Dafür ist das Hydroxid-Ion eine 

noch bessere Base. Eine noch stärkere Base ist das Amid-Ion 

NH 3 −→ H + + NH − 2 

Welches sich darstellen lässt durch Reaktion von Natrium mit reinem Ammoniak 

2 Na + 2 NH 3 −→ 2 Na + 2 NH − 2 + H 2 

In wässriger Lösung entstehen sofort Hydroxid Ionen. 

2.3.1 Säure-Base-Konzept nach Brønstedt 

Eine Säure ist ein Protonendonator, eine Base ein Protonenakzeptor. 

2.3.2 Säure-Base-Konzept nach Lewis 

Eine Säure ist ein Elektronenpaarakzeptor, eine Base ein Elektronenpaardonator. So ist 

zum Beispiel Schwefelsäure keine Lewis-Säure. Es gibt jedoch auch Lewis-Säuren, die 

keine Brønstedt-Säuren sind. So ist zB. AlCl 3 eine klassische Lewis-Säure. Auch BF 3 ist 

eine klassische Lewis-Säure. Beide Moleküle besitzen keine aciden Wasserstoffe. 

Jede Lewis-Base ist eine Brønstedt Base. Jede Brønstedt-Säure spaltet ein Proton ab. 

Dieses Proton (H + ) stellt eine Lewis-Säure dar. 

Brønstedt: 

Lewis 

2.3.3 Säurestärke 

H 2 SO 4 

S1 

+ H 2 O 

B2 

H 2 SO 4 −→ H + 

−→ H 3 O + 

LS 

S2 

+ HSO − 4 

LB 

+ HSO − 4 

B1 

Die Stärke einer Säure wird über den pK s -Wert angegeben. Je kleiner dieser Wert ist, 

desto eher spaltet die Säure ein Proton ab. Der pH-Wert ist keine Größe, mit der die 

Säurestärke verglichen werden kann. Dies wird an folgendem Beispiel deutlich. 0,1 molare 

Salzsäure hat einen pH-Wert von 1. 1 molare Salzsäure hat einen pH-Wert von 

0. Dennoch ist es die selbe Salzsäure. Salzsäure kann nicht stärker oder schwächer als 

Salzsäure sein. Die Konzentration ist hier das, was entscheidend ist. Die Säurestärke ist 

jedoch nicht konzentrationsabhängig! Daher kann man Säuren über den pH-Wert nicht 

vergleichen. 

20


2.4 4. Kolloquium : Redoxchemie 

Ursprünglich wurde eine Oxidation als Reaktion mit Sauerstoff und eine Reduktion als 

Entfernen von Sauerstoff definiert. Diese Definition ist jedoch überholt. Heutzutage wird 

eine Reaktion als Oxidation bezeichnet, bei der ein Teilchen Elektronen abgibt. Eine Reduktion 

ist demnach eine Aufnahme von Elektronen. Da Elektronen jedoch niemals frei 

verfügbar sind, laufen stets Reduktion und Oxidation gleichzeitig ab und man spricht 

von RedOx - Reaktionen. 

Bei Redoxreaktionen ändern sich Oxidationszahlen. Auch die ursprünglichen Oxidationen 

und Reduktionen sind nach dem neuen Konzept Oxidationen und Reduktion, jedoch 

sind es jeweils Redoxreaktionen. Ein Partner wird stets oxidiert, während der andere reduziert 

wird. 

Beispiel: Oxidation von Schwefel 

S + O 2 −→ SO 2 

Hier wird der Schwefel oxidiert, der Sauerstoff jedoch reduziert. Um dies genauer zu 

betrachten, müssen Oxidationszahlen bestimmt werden. 

2.4.1 Bestimmung von Oxidationszahlen 

Oxidationszahlen sind formale Zahlen, die beschreiben, ob ein Atom innerhalb eines 

Moleküls mehr oder weniger Elektronen formal besitzt als es im elementaren Zustand 

besitzt. Oxidationszahlen werden mit römischen Ziffern geschrieben. Für jedes zusätzliche 

Elektron wird 1 abgezogen, für jedes fehlende Elektron muss 1 addiert werden. 

Elemente haben die Oxidationszahl 0. 4 . 

Noch einmal die wichtigen Regeln zur Bestimmung zusammengefasst: 

1. Oxidationszahlen werden mit römischen Ziffern gekennzeichnet, Vorzeichen werden 

stets mitgeführt. 

2. Die Oxidationszahl elementarer Stoffe ist 0 

3. Sauerstoff hat stets die Oxidationszahl -II ; in Peroxiden -I 

4. Wasserstoff hat stets die Oxidationszahl +I , außer in Metallhydriden (dort -I ) 

5. Metalle haben positive Oxidationszahlen, welche ihrer Ionenladung entsprechen (K 

: +I , Mg: +II ...) 

Mit diesen Regeln können problemlos Oxidationszahlen bestimmt werden. Wir wollen 

dies nun für unser Beispiel tun und gelangen zu 

0 

S + O 0 

2 −→ +IV 

S O -II 

2 

Wir nun leicht erkennbar ist, wurde der Schwefel oxidiert (Abgabe von vier Elektronen) 

, der Sauerstoff oxidiert (zwei Mal Aufnahme von zwei Elektronen). 

4 Da die Römer keine Null kannten, verwendet man hier die arabische Ziffer 

21


2.4.2 Aufstellen von Redoxgleichungen 

Bei nahezu allen Redoxreaktionen ist das im Folgende erläuterte System dasjenige mit 

der geringsten Fehleranfälligkeit und der höchsten Effizienz. Das Aufstellen von Teilgleichung 

entfällt hier. Dies ist jedoch dann sinnvoll, wenn es sich um echte getrennte 

Vorgänge, so z.B. bei einer Elektrolyse handelt. Sobald Potentiale und Potentialveränderungen 

zu betrachten sind, müssen Teilgleichungen aufgeschrieben werden. Für die 

Entwcklung einer Reaktionsgleichung ist jedoch folgendes System am besten. 

Zunächst einmal müssen Edukte und Produkte bekannt sein. Diese werden wie folgt 

aufgeschrieben. Wir bedienen uns des folgenden Beispiels: Oxidation von Wasserstoffperoxid(30%) 

durch Kaliumpermanganat zu Sauerstoff, wobei Mangan(IV)oxid entsteht. 

Zuerst stellen wir eine Gleichung ohne die Koeffizienten auf, wir verarbeiten nur die 

Informationen, die wir haben. 

H 2 O 2 + KMnO 4 GGA 

GGGGGGGGGGA 

GGGGGGGGGGA 

O 2 + MnO 2 

Nun müssen wir, da es sich um einen Redoxprozess handelt, die Oxidationszahlen 

ermitteln, um Reduktions- sowie Oxidationsprozess lokalisieren und damit das stöchiometrische 

Verhältnis aufstellen zu können. 

+I 

H 2 

-I 

O 2 + +I 

K +VII 

Mn -II 

O 4 

GGA 

GGGGGGGGGGA 

GGGGGGGGGGA 

0 

O 2 + 

+IV 

Mn O -II 

2 

Hieraus ergeben sich folgende Elektronenübergänge 

22


+I -I 

H 2 O 2 + +I 

K +VII 

Mn O -II 

4 

GGA 

GGGGGGGGGGA 

Ox: 2 e – Abg. 

GGGGGGGGGGA 

Red: 3 e – Aufn. 

0 

O 2 + 

+IV 

Mn O -II 

2 

Da keine Elektronen frei werden können, können wir anhand dieses Verhältnisses das 

Reaktionverhältnis aufstellen. Es ergibt sich: 

3 +I 

H 2 

-I 

O 2 + 2 +I 

K +VII 

Mn -II 

O 4 

GGA 

GGGGGGGGGGA 

−2e − ∗ 3 

GGGGGGGGGGA 

3 e – · 2 

0 

3 O 2 + 2K + + 2 Mn +IV 

O -II 

2 

Nun müssen wir die Gleichung noch stöichometrisch ausgleichen. Wir sind in wässriger 

Lösung, daher bilden sich Hydroxid-Ionen als Gegenionen zu den Kaliumionen. Vom 

Wasserstoffperoxid sind 6 H zu verteilen. Aus dem Kaliumpermanganat sind noch 4 O 

zu verteilen, 4 sind bereits im MnO 2 gebunden. Zwei Hydroxid-Ionen werden für die 

Kaliumionen benötigt. Daher gelangen wir zu 

Somit lautet die vollständige Redoxgleichung 

23


5 +I 

H 2 

-I 

O 2 + 2 +I 

K +VII 

Mn -II 

O 4 

GGA 

GGGGGGGGGGA 

Ox : −2e − ∗ 5 

GGGGGGGGGGA 

Red : 3 e – · 2 

0 

5 O 2 + 2 K + + 2 OH – + 2 Mn +IV 

O -II 

2 

Allgemein gilt noch einmal zusammengefasst 

1. Edukte und Produkte bestimmen 

2. Oxidationszahlen bestimmen 

3. Verhältnis durch Elektronenbilanz bestimmen 

4. evtl. vorhandene Ladungen ausgleichen 

5. Stoffbilanz vervollständigen 

Kurz: Elektronen, Ladungen, Wasser ! 

Ein Beispiel sei noch für eine Redoxreaktion gegeben, bei der Ladungen ausgeglichen 

werden müssen. Es folgt eine Reaktion, die im sauren Millieu abläuft, und eine Reaktion, 

die im alkalischen Millieu abläuft. 

24


Beispiel 2: Oxidation von Ethanol zu Kohlenstoffdioxid und Wasser mit Kaliumdichromat 

in saurer wässriger Lösung. Es entstehen Cr 3+ -Ionen. 

Auch hier stellen wir zunächst die Reaktionsgleichung auf, indem wir die Informationen 

verarbeiten. Als Säure wird hier Schwefelsäure gewählt, prinzipiell ist die Säure frei 

wählbar, allerdings darf sie nicht reduzierend auf Dichromat wirken (wie z.B. Salzsäure 

oder Essigsäure). Salpetersäure tuts hier auch. 

CH 3 −CH 2 OH + K 2 Cr 2 O 7 + H 3 O + + SO 2 – 

4 GGA 

GGGGGGGGGGA 

GGGGGGGGGGA 

CO 2 + K + + Cr 3+ + H 2 O 

Das entstehende Wasser wird hinten einbezogen, oxidiert bzw. reduziert wird Wasser 

nicht, da weder Wasserstoff noch Sauerstoff seine Oxidationszahlen (+I/-II ) ändern. 

Die Oxidation muss daher am Kohlenstoff erfolgen, welcher im Ethanol (Achtung!) keine 

einheitliche Oxidationszahl besitzt! Es ergibt sich daher als die relevanten Oxidationszahlen 

und damit als Elektronenübergänge: 

-III 

C H 3 − -I CH 2 OH + K 2 

+VI 

Cr 2 O 7 + H 3 O + + SO 2 – 

4 GGA 

GGGGGGGGGGA 

Ox : −12 e – 

GGGGGGGGGGA 

Red : 6 e – 

2 +IV 

C O 2 + 2 K + +III 

+ 2 Cr 3+ + H 2 O 

25


Daher ergibt sich als Reaktionsverhältnis 1:2 und damit als stöichometrische Koeffizienten 

-III 

C H 3 −CH -I +VI 

2 OH + 2 K 2 Cr 2 O 7 + H 3 O + + SO 2 4 – GGA 

GGGGGGGGGGA 

Ox : −12 e – 

GGGGGGGGGGA 

Red : 6 e – 

2 +IV 

C O 2 + 4 K + +III 

+ 4 Cr 3+ + H 2 O 

So. Dies ist geklärt. Da wir bei den Edukten Ladungsneutralität haben (am besten 

immer so vorgehen und alles mitnehmen wie z.B. Kalium-Ionen), müssen wir für einen 

Ladungsausgleich sorgen. Dieser kann nur durch unsere Säure-Anionen geschehen. Wir 

haben 16 positive Ladungen. Daher werden 8 Sulfat-Ionen benötigt, wobei wir noch 16 

Hydronium-Ionen mit in die Reaktion einbeziehen. 

-III 

C H 3 − -I CH 2 OH + 2 K 2 

+VI 

Cr 2 O 7 + 16 H 3 O + + 8 SO 2 – 

4 GGA 

GGGGGGGGGGA 

Ox : −12 e – 

GGGGGGGGGGA 

Red : 6 e – 

2 +IV 

C O 2 + 4 K + +III 

+ 4 Cr 3+ + 8 SO 2 4 – + H 2 O 

26


Nun gehen wir Sauerstoffe zählen. Für das CO 2 werden 4 Sauerstoffe benötigt. Das 

Dichromat liefert jedoch 14 Sauerstoffe. Es verbleiben also noch 10 Sauerstoffe aus dem 

Dichromat und einer aus dem Ethanol. Wasserstoffe liefert uns das Ethanol 6. Außerdem 

bekommen wir noch 16 weitere H aus den Hydronium-Ionen. Wir haben daher 11 

Sauerstoffe (-II) und 22 Wasserstoffe (+I). Daraus ergeben sich 11 Wasser-Moleküle. 

Zusätzlich haben wir noch 16 Wasser-Moleküle aus den Hydronium-Ionen. 

-III 

C H 3 − -I CH 2 OH + 2 K 2 

+VI 

Cr 2 O 7 + 16 H 3 O + + 8 SO 2 – 

4 GGA 

GGGGGGGGGGA 

Ox : −12 e – 

GGGGGGGGGGA 

Red : 6 e – 

2 +IV 

C O 2 + 4 K + +III 

+ 4 Cr 3+ + 8 SO 2 4 – + (16+11) H 2 O 

27


Aufstellen einer Redox-Gleichung im basischen Millieu. Beispiel Fehling-Reaktion: Reduktion 

von Cu(II)-Salzen zu Cu(I)-Oxid bei Oxidation eines Aldehyds. Wir beginnen 

damit, dass wir sowohl Edukte als auch Produkte kennen und die relevanten Oxidationszahlen 

bestimmen. Da wir im alkalischen Millieu sind, haben wir statt Hydronium-Ionen 

Hydroxid-Ionen in der Lösung. 

+II 

Cu 2+ SO 4 + R− +I 

CHO + Na + + OH – GGA 

GGGGGGGGGGA 

GGGGGGGGGGA 

+ I 

Cu 2 O + R− +III 

C OOH + 

Jetzt bestimmen wir das Verhältnis durch die Zahl der Elektronen 

2 

+II 

Cu 2+ + 2 SO 2 – 

4 + R− +I 

CHO + Na + + OH – GGA 

GGGGGGGGGGA 

e – ∗ 2 

GGGGGGGGGGA 

−2 e – 

+ I 

Cu 2 O + 2 SO 2 – 

4 + R− +III 

C OOH + 

28


Wir haben bei den Produkten vier negative Ladungen. Zum Ausgleich benötigen wir 

also 4 positive Ladungen, daher 

2 

+II 

Cu 2+ + 2 SO 2 – 

4 + R− +I 

CHO + 4Na + + 4OH – GGA 

GGGGGGGGGGA 

e – x 2 

GGGGGGGGGGA 

−2 e – 

+ I 

Cu 2 O + 2 SO 2 4 – + R− +III 

C OOH + 4Na + 

Wir gehen nun Sauerstoffe zählen. Wir brauchen einen für das Kupfer(I)-oxid und 

einen für die Carbonsäure. Es bleiben von den vier OH – also noch 4 H und 2 O übrig. 

Das freut uns. 

2 

+II 

Cu 2+ + 2 SO 2 – 

4 + R− +I 

CHO + 4Na + + 4OH – GGA 

GGGGGGGGGGA 

e – x 2 

GGGGGGGGGGA 

−2 e – 

+ I 

Cu 2 O + 2 SO 2 4 – + R− +III 

C OOH + 4Na + + 2 H 2 O 

Damit ist die Gleichung korrekt formuliert. 

29


Zu beachten ist, dass in den gezeigten Beispielen stets Ionen, die an der Reaktion nicht 

beteiligt sind, mitgeführt wurden. Dadurch wird sowohl auf der Produktseite als auch 

auf der Eduktseite die Ladungsneutralität gewährleistet. Dies kann bei schwierigeren 

Gleichungen durchaus von Vorteil sein, da es das Fehlerrisiko minimiert. Man kann sich 

diese Ionen aber auch sparen und so übersichtlichere Gleichungen gewinnen, in denen 

nur die Teilchen auftreten, die tatsächlich reagieren. Dann ist beim Ladungsausgleich 

natürlich stets zu beachten, dass gleich viele Ladungen auf Edukt und Produktseite sein 

müssen. Hat man Neutralität, braucht man nicht nachzuzählen, wieviele Ladungen man 

nun hat, man gleicht immer auf 0 aus. Ein wichtiger Punkt: Alle Redoxreaktionen sind 

Gleichgewichtsreaktionen! Sie sind umkehrbar (Elektrolyse!). 

Es ist stets unabdingbar, Edukte, Produkte und Reaktionsbedingungen zu kennen! 

30


2.4.3 Definition des Redoxpotentials 

Das Standardpotential eines Redoxpaares (z.B. Na/Na + ) ist kein absoluter Wert. Alle 

Potentiale, von denen wir sprechen, sind Potentialdifferenzen gegenüber der Standardwasserstoffelektrode. 

Dies ist eine Halbzelle mit dem Redoxpaar (H 3 O + / H 2 ), wobei die 

eigentlich Elektrode platiniertes Platin ist. Die Konzentration der Säure ist 1 normal und 

es herrschen bei den Messungen Standardbedingungen (25 Grad Celsius, 1 Atmosphäre 

Druck). Das Potential dieser Normalwasserstoffelektrode will willkürlich auf 0 Volt festgesetzt. 

Die Redoxreihe ist nicht mit der Spannungsreihe der Metalle identisch! Jedoch 

lässt sich auch die Spannungreihe der Metalle so konstruieren. Man misst das Potential 

einer entsprechenden Metallhalbzelle gegenüber der Normalwasserstoffelektrode. Alle 

Metalle mit negativem Potential sind unedel und reagieren mit Säuren unter Freisetzen 

von Wasserstoff. Alle Metalle mit einem positiven Potential werden von Säuren nicht 

angegriffen(vgl. Versuch 4.5 auf Seite 75) 

2.4.4 Nernstsche Gleichung 

Die Nernstsche Gleichung, deren Herleitung im entsprechenden Unterkapitel des Massenwirkungsgesetzes 

dargestellt ist (s. Seite 64), wird verwendet, um Potentiale von Halbzellen 

zu bestimmen. 

Eine Näherung der Nernst-Gleichung ist 

∆E = ∆E 0 + 

0, 059V 

z 

lg K 

wobei in Halbzellen häufig der Ausdruck K durch Ox 

Red 

ersetzt wird. 

Berechnet man das Potential einer Halbzelle, so müssen die Konzentrationen der oxidierten 

bzw. reduzierten Spezies eingesetzt werden. Feststoffe erhalten hier den Wert 

1. 

31


2.4.5 Galvanisches Element 

Ein Galvanisches Element ist eine Kombination zweier Halbzellen. Zwischen diesen baut 

sich eine Spannung auf. Die Kathode ist hierbei die Halbzelle, an der die Elektronen abgegeben 

werden, also oxidiert wird. An der Anode wird reduziert. In einer Zink/Kupfer- 

Zelle ist also die Zink-Halbzelle die Kathode und die Kupfer-Halbzelle die Anode. 

Merke: Die Elektronen fließen von der Kathode zur Anode. An der Kathode wird 

oxidiert! Zur Berechnung der Spannung subtrahiert man die Potentiale der Halbzellen 

und zwar RED - OX, das heißt Kathode minus Anode. 

32

2.5 Chemie der Hauptgruppen 

2.5.1 Hauptgruppe 1: Alkalimetalle 


Die Alkalimetalle werden durch Schmelzflusselektrolyse 5 bzw. Austauschreaktionen dargestellt. 

So werden Lithium und Natrium in Schmelzflusselektrolysen 6 hergestellt. Die 

Darstellung von Natrium erfolgt in der sog. Downs-Zelle durch Schmelzflusselektrolyse 

eines eutektischen Gemisches aus Natriumchlorid und Calciumchlorid. Die Herstellung 

von Kalium 7 erfolgt durch die Reduktion von Kaliumchlorid mit Natrium bei hoher 

Temperatur gemäß 8 

KCl + Na ∆T −−⇀ ↽−− NaCl + K 

Alle Alkalimetalle sind unendle Metalle, die sehr starke Reduktionsmittel darstellen. Sie 

reagieren daher bereits an feuchter Luft zu Hydroxiden. Die Elemente der Alkalimetalle 

bilden mit allen Nichtmetallen Salze. In der Natur kommen Alkalimetalle nur in ionischer 

Form in Salzen vor. 

Während Natriumsalze überwiegend im Meer zu finden sind, sind an Land mehr Kaliumsalze 

zu finden. Dies hängt mit der Gesteinsbildung zusammen, da neuere Gesteine 

vorwiegend Kaliumionen einschließen, Natriumionen bleiben daher im Wasser zurück. 

Wichtige Verbindungen der Alkalimetalle sind 

• Natriumcarbonat (Na 2 CO 3 ) gewonnen nach dem Solvay-Verfahren 

• Natriumhydroxid (NaOH) dargestellt nach dem Diaphragma- oder Amalgamverfahren 

• Kaliumnitrat KNO 3 , Düngemittel, Bestandteil von Schwarzpulver 

• Cyankali KCN, notwendig zur Golddarstellung in der Cyanid-Laugerei 

Eine Anwendung für reine Alkalimetalle stellt der Lithium-Ionen Akku dar. Natrium 

und Kalium werden aufgrund ihrer noch höheren Reaktivität hier nicht eingesetzt. 

5 Anode: Graphit, Kathode: Stahl 

6 LiCl bzw. NaCl-Schmelzen 

7 zu hohe Löslichkeit in der Elektrolytschmelze 

8 Das flüchtigere Kalium wird bei 850 Grad Celsius abgedampft und so das Gleichgewicht verschoben 

33


Das Solvay-Verfahren Im Solvay-Verfahren wird Natriumcarbonat formal aus Calciumcarbonat 

und Kochsalz gewonnen. Eine wichtiger Ausgangsstoff ist Ammoniak, der 

zunächst mit Kohlenstoffdioxid und Wasser zu Ammoniumhydrogencarbonat umgesetzt 

wird. 

NH 3 + CO 2 + H 2 O −→ NH 4 HCO 3 

Dieses kann nun mit Natriumchlorid umgesetzt werden 

NH 4 HCO 3 + NaCl −→ NaHCO 3 + NH 4 Cl 

Aufgrund der schlechten Löslichkeit von Natriumhydrogencarbonat lässt sich dieses abtrennen 

und kann durch Calcinieren zu Natriumcarbonat überführt werden 

2 NaHCO 3 −→ Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ↑ 

Da Ammoniak ein wichtiger Rohstoff ist, wird das Ammoniumchlorid mit Calciumoxid 9 

aufgearbeitet 

CaCO 3 −→ CaO + CO 2 

2 NH 4 Cl + CaO −→ 2 NH 3 + CaCl 2 + H 2 O 

Der Ammoniak kann nun wieder in Schritt 1 eingesetzt werden, sodass sich formal ergibt 

2 NaCl + CaCO 3 −→ Na 2 CO 3 + CaCl 2 

Darstellung von NaOH Beim Diaphragma-Verfahren wird Natriumhydroxid durch 

Elektrolyse einer wässrigen Kochsalzlösung dargestellt. Neben Natriumhydroxid erhält 

man hier als Produkte Wasserstoff und Chlor. Eine Betonmembran sorgt für die Trennung 

von Wasserstoff und Chlor, die an den Elektroden entstehen. So wird eine Chlorknallgas- 

Reaktion vermieden. Die hergestellte Natronlauge wird stets durch Natriumchlorid verunreinigt 

sein. Zur Herstellung von reiner NaOH nutzt man daher das Amalgamverfahren. 

Statt einer Graphitelektrode wird hier als Kathode eine Quecksilberelektrode eingesetzt. 

Aufgrund der Überspannung wird hier kein Wasserstoff frei sondern es entsteht 

Natriumamalgam. Dieses lässt sich nun wiederum mit Wasser zur Reaktion bringen. In 

diesem zweiten Reaktor entsteht dann Wasserstoff 10 und Natronlauge. Zuvor wird das 

Natrium vom Quecksilber getrennt. 

9 Gewonnen durch Rösten von Kalk 

10 Wasserstoff und Chlor sind so räumlich getrennt 

34


Die weiteren Elemente Die Reaktivität nimmt von Lithium bis Cäsium immer weiter 

zu, daher werden Rubidium und Cäsium nur selten reinst dargestellt. Die Darstellung 

beider Elemente ist nur unter Schutzgas möglich. Cäsium reagiert explosionsartig mit 

in Luft enthaltener Feuchtigkeit. Die Schmelzpunkte sinken innerhalb der Gruppe, was 

schon beim Vergleich Natrium zu Kalium zu sehen ist (Austreiben des Kalium), Cäsium 

ist bei Raumtemperatur bereits flüssig (Smp. 32 Grad Celsius). 

2.5.2 Hauptgruppe 2: Erdalkalimetalle 

Ebenso wie die Alkalimetalle werden die Erdalkalimetalle durch Schmelzflusselektrolysen 

rein dargestellt. 

Löslichkeit der Salze Im Vergleich zu den Alkalimetallsalzen sind die Erdalkalimetallsalze 

zweifach geladener Ionen schwerer löslich als die Salze einfach geladener Ionen. Dies 

betrifft jedoch nicht die Halogensalze. Bis auf die Fluoride sind diese stets gut löslich. 

So sind bei den Erdalkalisalzen die Sulfate, Carbonate, Oxalate,... schwerlöslich, wobei 

im Vergleich zum Beispiel Natriumhydrogencarbonat schwerer löslich ist als Natriumcarbonat. 

Bei den Alkalisalzen verhält sich die Löslichkeit (am Beispiel Carbonat) also 

genau anders als bei den Erdalkalisalzen (hier ist das Hydrogencarbonat besser löslich). 

Elemente der 2. Hauptgruppe Alle Elemente der 2. Hauptgruppe sind Leichtmetalle. 

Anwendungsgebiete: 

Magnesium: Magnesiothermische Verfahren (z.B. Darstellung von Bor) Calcium: Baustoffe 

(Gips(CaSO 4 ), Kalk(CaCO 3 ),Zement, Mörtel, Beton,...) 

— Überarbeitung nötig! Beryllium muss rein mit Erläuterung 

35


2.5.3 Hauptgruppe 3: Borgruppe 

Bor wird als Element in einem magnesiothermischen Verfahren (Thermit-Reaktion) 

durch Reduktion von Boroxid (B 2 O 3 ) dargestellt. Bor kommt am häufigsten als Borax 

vor. Aluminium kommt in der Natur in Aluminosilicaten vor, Hauptquelle für Aluminium 

ist jedoch der Bauxit. Bauxit ist verunreinigtes Aluminiumoxid. Roter Bauxit ist hierbei 

ein Gemisch mit Eisenoxid, weißer Bauxit ein Gemisch mit Siliciumdioxid. Im Bayer- 

Verfahren (Nasser Aufschluss) wird aus Bauxit reines Aluminiumoxid gewonnen, welches 

zur Aluminiumdarstellung durch Schmelzflusselektrolyse eingesetzt werden kann. 

Weg des Bors zur Edelgaskonfiguration 

36


Bayer-Verfahren Im Bayer-Verfahren wird roter Bauxit unter erhöhtem Druck in Natronlauge 

bei etwa 250 Grad Celsius gelöst. Hierbei wird die Amphoterie des Aluminiumhydroxids 

ausgenutzt. 11 Al 2 O 3 + 3 H 2 O −→ 2 Al(OH) 3 

Fe 2 O 3 + 3 H 2 O −→ 2 Fe(OH) 3 

Al(OH) 3 + OH − −→ [Al(OH) 4 ] − 

Eisenhydroxid ist nicht amphoter. Daher kann das entstandene Tetrahydroxoaluminat 

aus dem Gemisch entfernt und zu Aluminiumoxid aufbereitet werden 12 

[Al(OH) 4 ] − −→ Al(OH) 3 + OH − 

2 Al(OH) 3 −→ Al 2 O 3 + 3 H 2 O 

Das nun reine Aluminiumoxid wird in einer Schmelzflusselektrolyse zur Aluminiumdarstellung 

genutzt. Man verwendet in der Schmelze ein eutektisches Gemisch aus Aluminiumoxid 

und Kryolith (Na 3 [AlF 6 ]), da der Schmelzpunkt von Aluminiumoxid bei etwa 

2200 Grad Celsius liegt. Durch das eutektische Gemisch sinkt der Schmelzpunkt auf etwa 

800 Grad Celsius. 

11 Die angegebenen Reaktionen laufen im stark alkalischen Millieu ab!! 

12 Abkühlen und neutralisieren. Zweiter Schritt Rösten 

37


2.5.4 Hauptgruppe 4: Kohlenstoffgruppe 

Der Kohlenstoff 

Kohlenstoff kommt in vier wichtigen Modifikationen vor: 

1. Diamant 

2. Graphit 

3. Fullerene 

4. Buckyballs/Buckytubes 

Beim Diamant ist jeder Kohlenstoff kovalent an vier weitere Kohlenstoffe gebunden. Der 

Diamant gehört zu den härtesten Materialien, ist transparent und leitet den elektrischen 

Stomr nicht. Graphit besteht aus einem Schichtsystem von planaren Kohlenstoff- 

Sechsringen. Graphit ist wesentlich weicher als Diamant, tiefgrau und ein elektrischer 

Leiter. 

Oxide des Kohlenstoffs Die zwei wesentlichen Oxide des Kohlenstoffs sind das Kohlenstoffmonoxid 

CO und das Kohlenstoffdioxid CO 2 . Beim Hochofenprozess zur Eisengewinnung 

spielen beide eine Rolle. Sie stehen im sog. Boudouard-Gleichgewicht 

2 CO −−⇀ ↽−− C + CO 2 

wobei die Reaktion zu CO hin endotherm ist. Daher ist bei Raumtemperatur CO 2 das 

stabile Oxid. 

38


Silicium Silicium ist neben Sauerstoff das zweithäufigste Element auf der Erde. Es 

kommt vor allem in Quarz (SiO 2 ) und Silicaten vor. Die Gewinnung von reinem Silicium 

ist ein aufwendiger Prozess, da Silicium-Sauerstoff-Verbindungen sehr stabil sind. Die 

Silicium-Darstellung erfolgt ausgehend von Quarz formal durch Umsetzung mit Kohlenstoff 

SiO 2 + 2 C −→ Si + 2 CO 

Hierbei sind die folgenden Teilreaktionen zu beachten 

SiO 2 + C −→ SiO + CO 

SiO + 2 C −→ SiC + CO 

SiC + SiO 2 −→ 2 Si + CO 2 

Hierbei wird jedoch kein Reinst-Silicium dargestellt. Die Darstellung von Reinst- 

Silicium erfolgt nach dem Siemens-Verfahren. Hierbei wird das durch die obigen Schritte 

gewonnen Silicium mit Chlorwasserstoff umgesetzt 

Si + 3 HCl −−⇀ ↽−− HSiCl 3 + H 2 

Es entsteht Trichlorsilan, dieses ist unten den Reaktionsbedingungen (300 Grad Celsius) 

flüssig und kann abdestilliert werden. An Reinst-Siliciumstäben erfolgt dann die 

Zersetzung des Trichlorsilan unter Reaktion mit Wasserstoff 

HSiCl 3 + H 2 −→ Si + 3 HCl 

Silicium ist in der Technik ein wichtiger Halbleiter! 

39


Weitere Elemente In der 4. Hauptgruppe befinden sich noch Germanium, Zinn und 

Blei. Germanium ist ein Halbmetall, Zinn und Blei sind Metalle. Germanium wird teilweise 

gemeinsam mit Silicium als Halbleiter eingesetzt. Zinn und Blei sind zwei Metalle, 

die beiden einen niedrigen Schmelzpunkt besitzen. Blei ist technisch vor allem im Bleiakkumulator 

wichtig 

Bleiakkumulator Der Bleiakkumulator besteht aus einer Blei-Elektrode und eine Blei(IV)- 

oxid-Elektrode. Elektrolytflüssigkeit ist 30% ige Schwefelsäure. 

Beim Entladevorgang entstehen sowohl an der Anode als auch an der Kathode Blei(II)sulfat. 

PbO 2 + 4 H 3 O + + 2 e − −→ Pb 2+ + 6 H 2 O 

Pb −→ Pb 2+ + 2 e − 

Beim Ladevorgang wird dieser Redoxprozess umgekehrt. Dazu wird die Pb-Elektrode 

mit negativen Pol der Spannungsquelle, die PbO 2 -Elektrode mit dem positiven Pol der 

Stromquelle verbunden. 

40


2.5.5 Hauptgruppe 5 : Stickstoffgruppe 

Der Stickstoff Stickstoff wird rein im Linde-Verfahren (s. dort) hergestellt. Stickstoff 

ist Hauptbestandteil der Atemluft (ca. 80 %). Das Stickstoffmolekül ist extrem inert, dies 

liegt an der nur mit sehr großen Energieaufwand zu knackenden Dreifachbindung im N 2 

Molekül. Wichtige Stickstoffverbindungen sind vor allem Ammoniak, der als Edukt für 

viele Synthesen genutzt wird, und Salpetersäure und die Salze der Salpetersäure. Eine 

weitere wichtige Verbindung ist Harnstoff (Kohlensäurediamid). 

Ammoniak Ammoniak wird heutzutage im Haber-Bosch-Verfahren hergestellt. Hierbei 

wird Stickstoff mit Wasserstoff bei 450 Grad Celsius und etwa 200-300 bar Druck umgesetzt. 

Die extremen Reaktionsbedingungen sind auf die Stabilität des Stickstoffs und 

das vorliegende Gleichgewicht zurückzuführen. 

N 2 + 3 H 2 

−−⇀ ↽−− 2 NH 3 

Diese Reaktion ist leicht exotherm. Durch den hohen Druck wird das Gleichgewicht 

möglichst weit auf die rechte Seite (Prinzip von Le Chatelier) verschoben. Die Reaktion 

wird durch feinverteiltes Eisen katalysiert. Dieses Eisen bietet eine Oberfläche, sodass 

Radikale sich anlagern können, bis eine neue Bindung geknüpft werden kann. So müssen 

nicht isoliert die Bindungen geknackt werden, sondern es kommt zu einem Energiegewinn 

durch die Stabilisierung der Radikale mit dem Katalysator. 

Salpetersäure Die Darstellung von Salpetersäure erfolgt nach dem Ostwald-Verfahren. 

Ausgangsstoff ist hier Ammoniak (nicht elementarer Stickstoff!). Dieser wird mit Sauerstoff 

derart umgesetzt, dass nicht Stickstoff und Wasser, sondern Stickstoffmonooxid 

entsteht. Dieser Reaktionsschritt erfordert sehr kurze Reaktionszeiten und wird daher 

im Gasstrom an einem Platinnetz durchgeführt. 

4 NH 3 + 5 O 2 −→ 4 NO + 6 H 2 O 

Dieses entstandene NO kann nun weiterverarbeitet werden. Zunächst erfolgt eine Oxidation 

zu NO 2 

2 NO + O 2 −→ 2 NO 2 

Stickstoffdioxid steht im Gleichgewicht mit seinem Dimer. 

2 NO 2 

−−⇀ ↽−− N 2 O 4 

Dieser reagiert nun in einer Disproportionierung 

N 2 O 4 + H 2 O −→ HNO 3 + HNO 2 

Erneute Disproportionierung der Salpetrigen Säure 

3 HNO 2 −→ HNO 3 + 2 NO + H 2 O 

41


Oxide des Stickstoffs 

+I bis +V ein. 

Stickstoff geht Oxidverbindungen in allen Oxidationsstufen von 

• Distickstoffmonooxid (Lachgas) N 2 O 

• Stickstoff(mono)oxid : NO 

• Distickstofftrioxid : N 2 O 3 

• Stickstoffdioxid : NO 2 

• Distickstoffpentoxid : N 2 O 5 

Anzumerken ist, dass sowohl NO als auch NO 2 mit ihren Dimeren im Gleichgewicht liegen. 

Dieses Gleichgewicht liegt bei Raumtemperatur bereits auf der Seite des Monomers. 

2 NO −−⇀ ↽−− N 2 O 2 

2 NO 2 

−−⇀ ↽−− N 2 O 4 

Ebenso ist wichtig, dass NO extrem oxophil ist. An Luft reagiert es direkt zu NO 2 . 

2 NO + O 2 −→ 2 NO 2 

NO ist farblos. Wir können deshalb nur NO 2 sehen, wenn Stickoxide entstehen. NO 2 ist 

braun. 

N 2 O 3 entsteht durch Reaktion von NO mit NO 2 . N 2 O 5 ist das Anhydrid der Salpetersäure. 

42


Der Phosphor 

Phosphor kommt in der Natur in unterschiedlichen Modifikationen vor. 

• weißer Phosphor : P 4 Tetraeder. Extrem giftig und extrem reaktiv 

• roter Phosphor : Schichten aus Phosphor-6-Ringen. Früher Zündmittel für Streichhölzer. 

• schwarzer Phosphor: amorphe Struktur 

Phosphor ist oxophil. Phophor-Sauerstoffbindungen sind sehr stabil. Das Anhydrid der 

Phosphorsäure (P 4 O 10 ) entsteht formal durch Binden von Sauerstoffen an den P 4 -Tetraeder. 

Hierbei werden jeweils zwischen zwei Phosphormoleküle ein Sauerstoff gesetzt (auf die 

Kanten) (Zwischenprodukt P 4 O 6 ) und an jeder Ecke noch 2 Sauerstoffatome gebunden. 

Das Anhydrid ist stark wasserziehend, sodass es als Trockenmittel eingesetzt wird. 13 

Sonstige Elemente In der 5. Hauptgruppe ist deutlich zu erkennen, wie innerhalb der 

Gruppe der Metallcharakter zunimmt. So sind Stickstoff und Phosphor Nichtmetalle, 

Arsen und Antimon Halbmetalle und Bismut deutlich metallisch. 

Arsen kommt in ähnlichen Modifikationen wie Phosphor vor. Gelbes Arsen ist vergleichbar 

mit weißem Phosphor, graues Arsen mit schwarzem Phosphor. Arsen und seine 

Verbindungen sind giftig, insbesondere Arsenwasserstoff AsH 3 und Arsentrioxid As 2 O 3 . 

Arsen bildet eine zur Phosphorsäure homologe Arsensäure : H 3 AsO 4 . Arsen wird in der 

Halbleitertechnik gemeinsam mit dem Halbmetall Gallium (Galliumarsenid) verwendet. 

Antimon und Bismut weisen beide metallischen Charakter auf. Bei Bismut lässt sich 

der inert-s-pair-effect beobachten, Bismut kommt vorwiegend in der Oxidationsstufe +III 

vor. 

13 Vielfach wird es als P 2 O 5 bezeichnet. Dies ist nur eine Verhältnisformel, sie gibt nicht den richtigen 

Sachverhalt dar. 

43


2.5.6 Hauptgruppe 6: Chalkogene 

Linde-Verfahren zur Darstellung von Sauerstoff Um reinen Sauerstoff oder Stickstoff 

herzustellen wird in der Industrie das Linde-Verfahren angewendet. Es erfolgt eine sogenannte 

fraktionierende Destillation von flüssiger Luft. Dabei wird ausgenutzt, dass 

die Bestandteile der Luft unterschiedliche Siedepunkte haben. Somit können sie durch 

langsames Erwärmen abdestilliert werden. Um die Luft zu verflüssigen wird sie zuerst 

kompremiert und anschließend über einen Kühler in einen größeren Behälter eingeleitet. 

Dabei wird der Effekt ausgenutzt, dass sich Gas abkühlt, wenn es sich ausdehnt. 

Es nimmt die Energie zum Ausdehnen aus der Wärmeenergie. Die Luft kühlt nun so 

stark ab, dass sie sich verflüssigt. Über einen Rückfluss wird die hinlaufende Luft abgekühlt. 

Die verflüssigte Luft kann nun destilliert werden. Stickstoff siedet bei -196 ◦ C und 

Sauerstoff erst bei -183 ◦ C durch wiederholtes, langsames Erwärmen, können die Gase 

schließlich getrennt werden. 

44


Schwefel Schwefel liegt elementar als S 8 -Ring vor. Diese haben eine Kronen-Struktur. 

Die Gewinnung von reinem Schwefel erfolgt nach dem Frasch-Verfahren. Hierbei wird an 

einer Schwefelader kochendes Wasser in die Erde gepumpt, welches den Schwefel zum 

Schmelzen bringt, der dann in einem separaten Rohr an die Oberfläche gelangt und dort 

abschöpfbar ist. 

Schwefelsäureherstellung nach dem Kontaktverfahren Die Schwefelsäureherstellung 

erfolgt nach dem Kontaktverfahren. Ausgangsstoff ist hierbei Schwefeltrioxid SO 3 . Dieses 

wird zuvor aus den Elementen dargestellt. Zunächst wird Schwefel mit Sauerstoff zur 

Reaktion gebracht 

S + O 2 −→ SO 2 

In einem zweiten Schritt wird nun Schwefeldioxid katalytisch oxidiert. Katalysator ist 

Vanadiumpentoxid. 

2 SO 2 + 2 V 2 O 5 −→ 2 SO 3 + 2 V 2 O 4 

2 V 2 O 4 + O 2 −→ 2 V 2 O 5 

Dieser Prozess findet in sog. Kontaktöfen statt. Die Oxidation zu SO 3 

2 SO 2 + O 2 

−−⇀ ↽−− 2 SO 3 

liegt in einem Gleichgewicht vor und ist exotherm, weshalb sich das Gleichgewicht mit 

steigender Temperatur nach links verschiebt. Daher wird in mehreren Öfen stufenweise 

durch Wärmetauscher die Reaktion wiederholt durchgeführt. 

Die formale Reaktion zur Schwefelsäure 

SO 3 + H 2 O −→ H 2 SO 4 

wird nicht durchgeführt, da Schwefeltrioxid schwer wasserlöslich ist. Daher wird das 

Schwefeltrioxid in konzentrierte Schwefelsäure eingeleitet. Es bildet sich Dischwefelsäure, 

welche durch Reaktion mit Wasser in Schwefelsäure überführt werden kann. 

SO 3 + H 2 SO 4 −→ H 2 S 2 O 7 

H 2 S 2 O 7 + H 2 O −→ 2 H 2 SO 4 

Oxosäuren des Schwefels Neben der Schwefelsäure H 2 SO 4 ist die Dischwefelsäure 

H 2 S 2 O 7 und die Thioschwefelsäure H 2 S 2 O 3 von Bedeutung. 

Weitere Elemente Selen und Tellur kommen meist mit Schwefel gemeinsam als Selenide 

bzw. Telluride vor. Beide sind jedoch recht selten. Polonium ist bereits ein Metall. 

Polonium ist radioaktiv, daher von geringerer Bedeutung. Wichtig ist jedoch, dass Polonium 

eines der wenigen Metalle ist, deren Kristallstruktur die kubisch primitive Packung 

ist. Hier sind jeweils nur die Ecken eines Würfels in der Elementarzelle besetzt. 

45


2.5.7 Hauptgruppe 7: Halogene 

Darstellung der Elemente 

46

2.6 Chemie der Nebengruppen 

2.6.1 Komplexe des Eisens 


47


2.6.2 Komplexe des Kupfers 

48


2.6.3 Komplexe des Silbers 

49

3 Seminar 

3.1 Wasser und seine besonderen Eigenschaften 

Durch die Wasserstoffbrücken ist Wasser im Vergleich zu seinen höheren Homologen ein 

Ausreißer, was die Siedtemperatur betrifft. Wasser ist einer der wenigen Stoffen, die bei 

Raumtemperatur flüssig sind. Der hohe Siedepunkt bzw. ebenso der hohe Schmelzpunkt 

sind durch die Ausbildung der Wasserstoffbrücken zu erklären. Zwischen einzelnen Wassermolekülen 

bilden sich diese aus. Wasserstoffbrücken bilden sich zwar auch bei anderen 

Molekülen aus, diese sind aber beim Wasser besonders stark aufgrund der Symmetrie. Jeder 

Sauerstoff kann zwei Wasserstoffbrücken koordinieren und jedes Wassermolekül kann 

zwei Wasserstoffbrücken ausbilden. Bei Ammoniak ist dies nicht der Fall. Bei Schwefelwasserstoff 

zum Beispiel ist die Ausbildung von Wasserstoffbrücken auch noch möglich, 

jedoch sind diese viel schwächer, da die Wasserstoffe im H 2 S-Molekül nicht so stark 

polarisiert sind wie im Wasser. 

Damit zu einer weiteren Eigenschaft des Wassers. Wasser ist ein Dipol. Ein Dipol 

ist ein Molekül, das aufgrund von Elektronegativitätsdifferenzen in sich Partialladungen 

ausbildet, die zu einem Dipolmoment führen. 

Eine weitere lebenswichtige Eigenschaft ist die Dichteanomalie des Wassers. Wasser 

hat seine höchste Dichte als Flüssigkeit bei 4 Grad Celsius. Dies bewirkt, dass Eis auf 

Wasser schwimmt. Die Dichteanomalie ist auf die Wasserstoffbrücken zurückzuführen, 

da sich im Eis wabenartige Strukturen bilden, bei denen die Wasserstoffbrücken jeweils 

Wassermoleküle verbinden. In dieser Struktur sind jedoch Löcher. Daher ist die Dichte 

von Eis geringer als die des flüssigen Wassers, bei dem die Waben ineinanderfallen. 

3.1.1 Wasserstoffbrücken 

Allgemein sind bei Wasserstoffverbindungen der Elemente aus der 2. Periode und der 

5. - 7. Hauptgruppe zu beobachten, dass sie im Vergleich zu ihren höheren Homologen 

signifikant höhere Schmelz- und Siedepunkte haben. 

50

3 Seminar 

3.2 VSEPR 

Das Valence-Shell-Electron-Pair-Repulsion-Modell (kurz VSEPR) Modell beschreibt die 

Geometrie einzelner Moleküle. Mit dem Modell lassen sich Geometrien vorherbestimmen. 

Zu beachten ist, dass nicht nur gebundene Atome, sondern auch freie Elektronenpaare 

des Zentralteilchens für die Geometrie verantwortlich sind. Zunächst einmal werden 

freie Elektronenpaare und bindende Elektronenpaare zu anderen Atome gleichberechtigt 

behandelt und so eine grobe Struktur erstellt. Dann ist zu berücksichtigen, dass freie 

Elektronenpaare einen höheren Platzbedarf besitzen als Bindungen. Am Beispiel von 

Wasser soll dies nun erklärt werden. An den Sauerstoff im Wasser sind zunächst vier 

Elektronenpaare gebunden. Daher ist eine tetraederförmige Ausrichtung dieser vier Paare 

zu erwarten. Das Wassermolekül tritt nun aber gewinkelt mit einem Winkel von 107,5 

Grad auf, nicht wie im Tetraeder 109 Grad. Dies ist durch den höheren Platzbedarf der 

zwei freien Elektronenpaare am Sauerstoffatom bedingt. Zu beachten ist, dass Wasser 

ein planares Molekül ist, weil für die Betrachtung, ob das Molekül eine planare oder 

räumliche Ausrichtung besitzt, nur die an das Zentralteilchen gebundenen Partner berücksichtigt 

werden. Die freien Elektronenpaare sehen wir nicht. Nun lassen sich für alle 

möglichen Fälle entsprechende Geometrien vorhersagen. Stets gilt, dass sich die Elektronenpaare 

so weit wie möglich voneinander entfernt aufhalten wollen. In der folgenden 

Tabelle sind die Strukturen wiedergegeben. Z ist das Zentralatom, L ein Ligand und E 

ein freies Elektronenpaar. 

Formel Geometrie Beispiel 

Keine freien Elektronenpaare 

ZL 2 linear CO 2 

ZL 3 trigonal planar CO 2 3 

– 

ZL 4 tetraedrisch CH 4 

ZL 5 trigonalbipyramidal SbF 5 

ZL 5 auch: pentagonal-planar 

ZL 5 auch: quadratisch pyramidal 

ZL 6 oktaedrisch [Fe(CN) 6 ] 4 – 

ZL 7 pentagonal-bipyramidal IF 7 

ZL 8 antikubisch 

Mit freien Elektronenpaaren 

IF 8 

– 

EZL 2 

gewinkelt 

EZL 3 pyramidal NH 3 

EZL 4 quadratisch planar 

EZL 5 quadratisch pyramidal 

EZL 6 verzerrt oktaedrisch 

E 2 ZL 2 gewinkelt H 2 O 

E 2 ZL 4 quadratisch planar 

E 2 ZL 3 T-förmig ClF 3 

Tabelle 3.1: Geometrien von Molekülen nach VSEPR 

51

3 Seminar 

3.3 Komplexchemie 

Bei Komplexen gibt es eine oder mehrere Zentralteilchen (einkernige/ mehrkernige Komplexe), 

die von mehr oder weniger kovalent gebundenen Liganden umgeben sind. Die Definition, 

wann eine Verbindung einen Komplex darstellt ist etwas schwammig. Man kann 

sagen: Eine Verbindung mit einem Nichtmetallatom als Zentralteilchen ist ein Komplex, 

wenn das Atom mehr Bindungen eingeht, als es ungepaarte Elektronen besitzt und die 

Verbindung durch eine Lewis-Säure-Base Reaktion entstanden ist. Eine Verbindung mit 

einem Metallatom als Zentralteilchen ist ein Komplex, wenn die Bindigkeit des Atoms 

höher ist, als seine Ionenladung und die Verbindung durch eine Lewis-Säure-Base Reaktion 

entstanden ist. Demnach stellen sowohl das Sulfation, als auch Al(OH)4 Komplexe 

dar. 

Mehrzähnige Liganden Kann ein und derselbe Ligand mit einem Zentralteilchen, mehr 

als eine Bindung eingehen, so wird er als mehrzähnig bezeichnet. Glycin ist ein zweizähniger 

Ligand. Es kann sowohl mit dem Stickstoff, als auch mit der Carbonsäuregruppe 

eine Bindung zu einem Metallatom ausbilden. Komplexe, die mit mehrzähnigen Liganden 

gebildet werden bezeichnet man auch als Chelatkomplexe. Chelatkomplexe sind stabiler, 

als vergleichbare Komplexe, die nur aus einzähnigen Liganden gebildet werden. Sie 

sind entropisch günstiger, weil sich weniger Teilchen zu einem Komplex zusammenfinden 

müssen und somit nimmt die Unordnung des Systems nicht so stark ab. Wichtige 

Chelatliganden sind: 

• EDTA = Etylendiamintetraacetat (6-zähnig) 

• DADO = Diacetyldioxim (4-zähnig) 

• Kronenether (Ringether) 

Stabilität Die Stabilität von Komplexen ist über die Komplexbildungkonstante definiert, 

die sich über das MWG bestimmen lässt. Je größer der Wert der Konstante desto 

stabiler ist der Komplex. 

Isomerie In Komplexen mit verschiedenen Liganden können, ähnlich zu Kohlenstoffverbindungen, 

Stereoisomere auftreten. Im tetraedrischen Ligandenfeld, kann es Enantiomere 

geben. Bei oktaedrischer oder quadratisch planarer Umgebung kann es cis- oder 

trans-Isomere geben. 

52

3 Seminar 

3.3.1 Nomenklatur 

Als Formel werden Komplexe in eckigen Klammern geschrieben. Hinter der Klammer 

steht hochgestellt die Ionenladung des gesamten Komplexes. Bsp.: [AlF 6 ] 3 – . Die Benennung 

von Komplexen erfolgt nach dem Schema: Liganden-Zentralteilchen-Ionenladung 

des Zentralteilchens. Wenn der Komplex ein Anion ist, werden Gegenkationen davor geschrieben 

und umgekehrt, genauso wie bei normalen Salzen. Für die Liganden werden 

bestimmte Begriffe verwendet. So wird Ammoniak als ammin, Cyanid als cyano oder Halogenid 

als halogeno bezeichnet. Die Anzahl der Liganden wird als griechisches Zahlwort 

vorangestellt. Ist der Komplex ein Kation, wird der deutsche Name des Zentralteilchens 

verwendet, ist er ein Anion wird meist der lateinische 1 Name des Zentralteilchens benutzt 

und -at angehängt. 

Beispiele: 

• [AlF 6 ] 3 – = Hexafluoroaluminat(III) 

• [Fe(CN) 6 ] 4 – = Hexacyanoferrat(II) 

• [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ = Tetraamminkupfer(II) 

• 

Hat ein Komplex verschiedene Liganden werden in der Formel anionische Liganden 

vor Neutralliganden geschrieben. Im Namen wird alphabethisch sortiert. Zum Beispiel: 

Dichlorotetraaquaeisen(II)-komplex 

3.3.2 VB-Theorie 

[FeCl 2 (H 2 O) 4 ] 

In der Valenzbindungs-Theorie wird davon ausgegangen, dass die Triebkraft der Komplexbildung 

in der Ausbildung kovalenter Bindungen zwischen Ligand und Zentralatom 

besteht. Dabei nähert sich das Zentralatom häufig der Elektronenkonfiguration des folgenden 

Edelgases. Die mit zwei Elektronen besetzten Orbitale der Liganden (freie Elektronenpaare) 

überlappen mit den energetisch nächst höheren, unbesetzten Orbitalen des 

Zentralatoms. Bei Nebengruppenmetallen sind das die noch unbesetzten d-Orbitale, die 

folgenden s- und p-Orbitale und manchmal auch die nächst höheren d-Orbitale. Mit jeder 

Bindung zum Ligand, werden zwei Elektronen in eines der Orbitale gesetzt. Orbitale, 

die bereits ein ungepaartes Elektron des Zentralteilchens enthalten, werden nicht mit 

einem zweiten Elektron aus dem Liganden besetzt. Solche Komplexe enthalten demnach 

ungepaarte Elektronen und sind demnach paramagnetisch. Die neu besetzten Orbitale 

werden als Hybrid bezeichnet. Werden zwei d Orbitale das s und drei p-Orbitale mit 

Elektronen der Liganden besetzt liegt eine d 2 sp 3 -Hybridisierung vor. 

1 Nicht immer z.B.: Quecksilber: mercurat. Zink: Zinkat 

53

3 Seminar 

3.3.3 Ligandenfeld-Theorie 

Nähern sich einem Atom Liganden, so liegen einige d-Orbitale des Atoms näher an den 

Liganden, als andere. Ihre Besetzung mit Elektronen wird daher ungünstiger, als die von 

d-Orbitalen, die von den Liganden weiter entfernt sind. Im oktaedrischen Ligandenfeld, 

zeigen das d x 2 −y 2-Orbital und das d z2-Orbital genau in Richtung der Liganden. Die Entartung 

der d-Orbitale ist aufgehoben. Die beiden Orbitale werden um den Wert 6 Dq 

energetisch ungünstiger, während die d xy -, d xz -, d yz -Orbitale um 4 Dq günstiger werden. 

Im tetraedrischen Ligendenfeld ist es genau umgekehrt, das nun das d x 2 −y 2-Orbital 

und das d z 2-Orbital weiter von den Liganden entfernt sind, als die anderen. Jedoch beträgt 

die energetische Aufspaltung nur 4/9 des oktaedrischen Felds, da die d xy -, d xz - 

und d yz -Orbitale zwar in der Nähe der Liganden sind, aber nicht genau in ihre Richtung 

zeigen. Im quadratisch planaren Ligandenfeld ist das d x 2 −y2-Orbital energetisch besonders 

ungünstig, da es genau in Richtung der vier Liganden zeigt. Die Orbitale mit einer 

z-Komponente sind am günstigsten und auch das dxy-Orbital ist energetisch abgesenkt. 

Was lernen wir nun aus dieser Aufspaltung der Orbitale. Man kann vorhersagen treffen, 

für welches Metall/Metallion, welche Koordination in Komplexen am günstigsten ist. 

Wenn gerade die energetisch ungünstigeren Orbitale nicht besetzt werden müssen, dann 

ist diese Koordination besonders günstig. Metalle mit 3 oder 6 d-Elektronen bilden bevorzugt 

oktaedrische Komplexe. Metalle mit 2 oder 4 d-Elektronen bilden tetraedrische 

Komplexe und für Elemente mit 8 d Elektronen scheint die quadratische Koordination 

nach der Ligandenfeldtheorie am günstigsten zu sein. Tatsächlich ist das auch häufig 

der Fall, aber nicht immer. Mit der Ligandenfeldtheorie lassen sich auch high-spin und 

low-spin-Komplexe erklären. Wenn, vor allem im oktaedrischen Ligandenfeld, die energetische 

Auspaltung der d-Orbitale sehr groß ist, ist es energetisch günstiger, die Elektronen 

gepaart in ein Orbital zu stecken, als sie nach der Hundschen-Regel zu erst ungepaart zu 

verteilen. Die Energie ein Elektron in die energetisch höheren d-Orbitale anzuheben ist 

hier größer als die Spinpaarungsenergie. Komplexe, bei denen mehr Elektronen gepaart 

vorlieben als nötig, bezeichnet man als low-spin-Komplexe und Komplexe, bei denen die 

maximale Anzahl der Elektronen ungepaart vorliegt, als high-spin-Komplexe. 

Jahn-Teller-Effekt Im Endeffekt besagt der Jahn-Teller-Effekt nur, dass es für Komplexe 

günstiger sein kann den Oktaeder bei der Koordination zu verzerren. Dabei werden 

die Liganden in z-Richtung immer weiter vom Zentralatom entfert. Das d z 2-Orbital wird 

dadurch energetisch günstiger. Je weiter sich die beiden Liganden in z-Richtung entfernen, 

desto mehr nimmt die Aufspaltung der d-Orbitale, die Gestalt des quadratischen 

Ligandenfelds ein. Man kann den Tetraamminkupfer(II)komplex deshalb als quadratisch 

planaren Komplex oder aber als einen durch den Jahn-Teller-Effekt stark verformten 

oktaedrischen Tetraammindiaquakupfer(II)komplex sehen, bei dem die beiden Wassermoleküle 

bereits sehr weit vom Zentralatom entfernt sind. 

54

3 Seminar 

3.3.4 Farbigkeit von Komplexen 

Die Farbigkeit von Komplexen kann mehrere Gründe haben. Zum einen Kann in einem 

low-spin-Komplex durch Lichtabsorption ein Elektron angeregt werden in die energetisch 

höher liegenden d-Orbitale überzugehen. Es entsteht ein high-spin-Komplex. Der andere 

Grund sind sogenannte Charge-Transfer-Komplexe. Hier werden Elektronen durch 

Lichtabsorption dazu angeregt, entweder aus einem Orbital des Zentralteilchens in ein 

energetisch ähnliches aber etwas höheres Orbital des Liganden überzugehen oder umgekert. 

Es kann auch zur Elektronenübertragung von einem Zentralteilchen zum anderen 

kommen. Bei Berliner-Blau ist das der Fall. Hier werden Elektronen unter Lichtabsorption 

vom Fe 2+ zum Fe 3+ verschoben. Wichtig: Die Farbigkeit von Komplexen kommt 

immer durch Lichtabsorption zu Stande. Wir sehen somit die Komplementärfarbe des 

absorbierten Lichtes! 

3.3.5 MO-Modell für Komplexe 

Das MO-Modell für Komplexe ist relativ kompliziert. Im Endeffekt vereint es MO-, 

VB- und Ligandenfeld-Theorie. Die d-Orbitale und die folgenden s- , p- und d-Orbitale 

werden mit den Orbitalen der Liganden kombiniert. Es werden, je nach dem welche 

Koordination der Komplex hat, die d-Orbitale erstmal genauso aufgespalten, wie nach 

der Ligandenfeldtheorie. Dann werden bindende und antibindende Orbitale konstruiert, 

bis genauso viele MOs vorliegen, wie zuvor Atomorbitale. Ist die Zahl der Elektronen in 

bindenden Orbitalen größer als die Zahl der Elektronen in antibindenden Orbitalen, so 

ist der Komplex stabil. 

Es gibt dann auch noch π-Rückbindungen und so ein Spaß, also äußerst kompliziert, 

wie gesagt 

55

3.4 Das Massenwirkungsgesetz 

3 Seminar 

Ausgehend von folgender Gleichgewichtsreaktion: 

aA + bB −−⇀ ↽−− cC + dD 

lassen sich zwei Gleichungen formulieren für die jeweiligen Reaktionsgeschwindigkeiten: 

v → = [A] a ∗ [B] b ∗ k → 

v ← = [C] c ∗ [D] d ∗ k ← 

Die Faktoren k → bzw. k ← werden als Geschwindigkeitskonstanten bezeichnet. Sie sind 

temperaturabhängig.(Allg. von den ”Zwängen”, die auf ein GGW ausgeübt werden können, 

Druck-/Temperatur-/Konzentrationsänderung) 

Das chemische Gleichgewicht ist ein dynamisches Gleichgewicht, bei dem im Gleichgewichtszustand 

immer noch sowohl Hin- als auch Rückreaktion ablaufen, jedoch sind 

die jeweiligen Geschwindigkeiten gleich. Im Gleichgewichtszustand gilt also v → = v ← . 

Daher also 

[A] a ∗ [B] b ∗ k → = [C] c ∗ [D] d ∗ k ← 

k → und k ← sind bekannt, man bildet den Quotienten dieser beiden Konstanten und 

gelangt zu: 

k → 

= [C]c ∗ [D] d 

k ← [A] a ∗ [B] b 

Die Potenzen a,b,c,d kommen durch die stöichometrischen Koeffizienten zustande( a- 

mal die Konzentration von A mal b-mal die Konzentration von B) 

k → 

k← 

wird als Gleichgewichtskontante K bezeichnet. Bei bekanntem K lassen sich Aussagen 

über die Lage des Gleichgewichts machen: 

• K > 1 ⇒ Gleichgewicht eher auf der Seite der Produkte, je größer K, desto höher 

die Produktausbeute. 

• K < 1 ⇒ Gleichgewicht eher auf der Seite der Edukte, je kleiner K, desto niedriger 

die Produktausbeute. 

• K = 1 ⇒ Gleichgewicht ausgeglichen, gleiche Anteile links und rechts. 

K als k→ 

k ← 

zu wählen, ist willkürlich, man könnte ebenso den Kehrwert als K definieren. 

Die Definition 

K = k → 

k ← 

ist jedoch sinnvoll, da man an der Produktausbeute interessiert ist. Diese ist bei großem 

K hoch. 

56

3 Seminar 

3.4.1 Säurekonstante / Basenkonstante 

Für schwache Säuren und Basen lassen sich durch das MWG die Säurekonstanten K S 

bzw. die Basenkonstanten K B aufstellen. Sind die Konstanten bekannt, kann mithilfe 

des MWG der pH-Wert bestimmt werden. Für schwache Säuren gilt: 

Stellen wir hierfür das MWG auf, so gilt 

HA + H 2 O −−⇀ ↽−− H 3 O + aq + A − aq 

K = [H 3 O+ ] ∗ [A − ] 

[HA] ∗ [H 2 O] 

Da die Konzentration des Wassers bei schwachen bzw. verdünnten Säuren hier als 

konstant angenommen werden kann ( [H 2 O] ≈ 55,5 mol 

L 

), kann diese in die Konstante 

mit einbezogen werden und so erhält man K S mit 

K S = [H 3 O+ ] ∗ [A − ] 

[HA] 

Analog erhält man für eine schwache Base K B . (Hier sind dann statt der Hydronium- 

Ionen Hydroxid-Ionen in Lösung). 

B + H 2 O −−⇀ ↽−− HB + aq + OH − 

K B = [HB+ aq] ∗ [OH − ] 

[B] 

57

3 Seminar 

3.4.1.1 Nützliche Zusammenhänge 

Stets gelten die folgenden Gleichungen: 

pH + pOH = 14 

−14 moln 

K S ∗ K B = K W = 10 

L n 

n nimmt ganzzahlige Werte an, kann aber je nach Reaktionsgleichung variieren. 

pK S + pK B = 14 

Mit diesen Gleichungen lassen sich z.B. aus bekannten Säurekonstanten die entsprechenden 

Basenkonstanten der konjugierten Basen berechnen. 

Beispiel: Bestimme den K B -Wert von Natriumacetat! 

Säurekonstante der Essigsäure: 

Gesucht ist K B . Nutze obige Gleichung 

−5 mol 

K S = 1, 8 ∗ 10 

L 

−5 mol 

1, 8 ∗ 10 

L 

∗ K −14 mol2 

B = 10 

L 2 

−10 mol 

⇒ K B = 5, 56 ∗ 10 

L 

58

3 Seminar 

3.4.1.2 Berechnen des pH-Wertes mit Hilfe der Säurekonstante 

Beispiel: Bestimme den pH-Wert einer 0,2 molaren Essigsäure! 

Vorgehen nach drei Schritten: 

1. Reaktionsgleichung aufstellen! 

2. MWG formulieren 

3. mit gegebenem K S zur Konzentration der Hydronium-Ionen auflösen. 

Also ( mit HAc = Essigsäure ; Ac − = Acetat-Anion) 

HAc + H 2 O −−⇀ ↽−− H 3 O + + Ac − 

K = [H 3 O+ ] ∗ [Ac − ] 

[HAc] ∗ [H 2 O] 

K S = [H 3 O+ ] ∗ [Ac − ] 

[HAc] 

Die zweite Zeile kann man einsparen, aber hier ist das mal ausführlich aufgestellt. 

Nun ist bekannt: K S (HAc) = 1, 8 ∗ 10−5 mol 

L 

Forme um zu 

[H 3 O + ] ∗ [Ac − ] = K S ∗ [HAc] 

Setze ein 

[H 3 O + ] ∗ [Ac − −5 mol 

] = 1, 8 ∗ 10 

L 

∗ 0, 2mol L 

Aus der Reaktionsgleichung ist ersichtlich, dass [H 3 O + ] = [Ac − ] gilt. Daher 

[H 3 O + ] 2 −5 mol 

= 1, 8 ∗ 10 ∗ 0, 2mol 

L L 

[H 3 O + ] = 

√ 

mol 

1, 8 ∗ 10−5 L 

∗ 0, 2mol L 

[H 3 O + −3 mol 

] ≈ 1, 897 ∗ 10 

L 

⇒ pH = 2, 72 

59

3 Seminar 

3.4.1.3 Experimentelle Bestimmung der Säurekonstante 

Um die Säurekonstante einer schwachen Säure zu ermitteln, ist folgendermaßen vorzugehen: 

Titration einer Probe der Säure bis zum Äquivalenzpunkt (Umschlagspunkt des Indikators). 

Nun wird in diese Lösung erneut eine Probe (gleiche Menge) der Säure zugegeben 

und nun der pH-Wert gemessen. 

Erklärung: 

Als Beispiel wählen wir eine schwache Säure mit einem Proton, z.B. also Essigsäure oder 

Milchsäure. 

Bei der Titration gegen Natronlauge entsteht die zugehörige konjugierte Base der schwachen 

Säure. Während dieser Titration ist eine Titrationskurve zu erstellen. Hat man die 

Lösung am Äquivalenzpunkt eingestellt und gibt nun die gleiche Menge Säure hinzu, 

erzeugt man ein 1:1 Puffergemisch der Säure mit ihrer konjugierten Base. 

Anwendung der Henderson-Hasselbach-Gleichung: Hier gilt jetzt pH = pK S ! 

Aus der Messung des pH-Wertes lässt sich daher der pK S -Wert bestimmen. 

Dieses Verfahren wird als Halbtitration bezeichnet. 

Alternativ: Bei bekannter Titrationskurve lässt sich die Menge an Säure bestimmen, die 

enthalten war und damit auch der Punkt, an dem die Hälfte der Säure neutralisiert 

war. An diesem Punkt kann ebenso der pK S -Wert aus der Titrationskurve abgelesen 

werden(Dieses Verfahren ist z.B. bei mehrprotonigen Säuren mit mehreren K S -Werten 

erforderlich). 

60

3 Seminar 

3.4.2 Löslichkeitsprodukt 

Das Löslichkeitsprodukt schwer löslicher Salze lässt sich ähnlich wie die Säurekonstante 

bilden. Nur geht man hier von Folgendem aus 

Stellen wir hierfür das MWG auf, so gilt 

{ 

Aa B b 

} −−⇀ ↽−− aA + aq + bB − aq 

K = [A+ aq] a ∗ [B − aq] b 

[A a B b 

] 

Da wir bei einem schwer löslichen Salz den ungelösten Anteil als unverändert ansehen 

können(konstant!), lässt sich dieser in K multiplizieren und wir erhalten das Löslichkeitsprodukt 

K L (bzw auch oft als L bezeichnet) 

L = [A + aq] a ∗ [B − aq] b 

Mit gegebenem Löslichkeitsprodukt lassen sich die Stoffmengen an gelösten Ionen in 

einer bestimmten Menge Lösung berechnen. 

61

3 Seminar 

3.4.3 Puffersysteme 

Auch die Henderson-Hasselbach-Gleichung für Puffersysteme lässt sich aus dem 

MWG herleiten. Eine Pufferlösung zeichnet sich durch das Vorhandensein einer Säure 

und deren konjugierter Base aus(bzw. Base und konjugierter Säure). 

Häufige Puffersysteme: Essigsäure/Acetat, Ammoniak/Ammoniumchlorid 

Allgemein leiten wir jetzt die Henderson-Hasselbach-Gleichung her: 

Es gilt 

K S = [H 3 O+ ] ∗ [A − ] 

[HA] 

Dies können wir umformen, indem wir den negativen Zehnerlogarithmus bilden 

( [A − ) 

] 

pK S = pH − log 

[HA] 

Dies formen wir nach pH um zu 

pH = pK S + log 

( [A − ) 

] 

[HA] 

Erklärung: pK S ist der negative dekadische Logarithmus des K S -Wertes. Die Summe 

rechts ergibt sich aus dem Auseinanderziehen des Bruchs in zwei Produkte und Anwendung 

von 

log(ab) = log(a) + log(b) 

Es gibt eine zweite Form der Henderson-Hasselbach-Gleichung, die mathematisch äquivalent 

ist: 

( ) [HA] 

pH = pK S − log 

[A − ] 

Gesprochen: pH ist gleich pK S minus Logarithmus von Säure durch Salz. 

Auch diese Gleichung lässt sich analog allgemein für Basen herleiten (mit pK B und pOH) 

62

3 Seminar 

3.4.3.1 Berechnung des pH-Wertes in einem Puffersystem 

Man setzt die bekannten Konzentrationen Säure und Salz ein und löst mit gegebenem 

pK S nach pH auf. 

Sonderfall: In einem 1:1 Puffergemisch gilt 

Beispiel: 

pH = pK S 

• in 1L Wasser werden 10mL einer 10 molaren Salzsäure gegeben. Bestimmen Sie 

den pH-Wert! 

• in 1L einer 1:1 Pufferlösung aus Essigsäure und Natriumacetat 

(Konz. jeweils 1 mol 

L 

) werden 10mL einer 10molaren Salzsäure gegeben. Bestimmen 

Sie hier den pH-Wert vor und nach der Zugabe der Säure! 

Aufgabenteil 1: trivial ;-) Nein Quatsch. 

in 1 L 10 molarer HCl sind 10 mol H 3 O + -Ionen. 

Daher sind in 10mL dieser Säure 0,1 mol H 3 O + -Ionen. 

Diese werden in 1L Wasser gegeben, die Volumenzugabe kann hier vernachlässigt werden. 

Der pH-Wert ist daher 1. 

Aufgabenteil B: 

−5 mol 

K S = 1, 8 ∗ 10 

L 

Vor der Zugabe gilt nach 1:1 Puffergemisch 

pH = pK S 

Daher p H = 4, 74 

Nach der Zugabe der Säure müssen wir jetzt Henderson-Hasselbach anwenden. Da die 

Salzsäure eine starke Säure ist, wird das Acetat-Ion als Base wirken müssen, um das 

Gleichgewicht der Essigsäure zu erhalten (Le Chatelier!). Daher müssen wir die Zugabe 

der 0,1 mol HCl wie folgt berücksichtigen: 

( ) [HA] 


[A − ] 

( ) 

(1 + 0, 1) 

mol 

L 


(1 − 0, 1) mol 

L 

( ) 1, 1 

pH = 4, 74 − log 

0, 9 

⇒ pH ≈ 4, 65 

63

3 Seminar 

3.4.4 Nernst-Gleichung 

Auch die Nernst-Gleichung steht in Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz. 

Hierfür müssen jedoch zunächst zwei Beziehungen herangezogen werden. Es gilt 

∆G = −z ∗ F ∗ ∆E 

wobei z die Anzahl übertragener Elektronen bezeichnet. F ist die Faraday-Konstante 

(F = 96480 C 

mol 

). ∆E ist die Potentialdifferenz in einem Redoxprozess (z.B. galvanische 

Zelle). 

Zudem gilt 

∆G = ∆G 0 − RT ln K 

mit R ideale Gaskonstante, T Temperatur und K der Gleichgewichtskonstanten. 

Setzt man diese Beziehungen ineinander ein, so erhält man 

−z ∗ F ∗ ∆E = −z ∗ F ∗ ∆E 0 − RT ln K 

Kürze nun mit −z ∗ F 

∆E = ∆E 0 + RT 

zF ln K 

und erhalte die Nernst-Gleichung in ihrer ursprünglichen Form. 

3.4.4.1 Näherung und Einheitenbestimmung 

Eine Näherung der Nernst-Gleichung ist 

∆E = ∆E 0 + 

0, 059V 

z 

wobei in Halbzellen häufig der Ausdruck K durch Ox 

Red 

ersetzt wird. 

Wir wollen nun zeigen, wie man die allgemeine Form der Gleichung in die Näherung 

überführen kann. Mit m ≈ 0, 486 als Umrechnungsfaktor von ln zu lg gilt 

∆E = ∆E 0 + RT 

zF m lg K 

Die Potentialdifferenzen haben jeweils die Einheit der Spannung V (Volt). 

Da der Logarithmus keine Einheit besitzt, ist nun zu zeigen, dass sich der Bruch zu 0,059 

Volt ergibt. 

RT 

zF m 

Setze nun die Konstanten ein. m besitzt keine Einheit. T ist die Raumtemperatur. 

lg K 

Kürzen führt nun zu 

8, 31 ∗ 10−2 bar∗L 

96480 C 

mol 

K∗mol ∗ 298K 

∗ 0, 486 ∗ z 

8, 31 ∗ 10 −2 bar ∗ L ∗ 298 

96480C ∗ 0, 486 ∗ z 

64

3 Seminar 

Führe nun die Einheiten auf die Grundeinheiten zurück: 

Liter auf Kubikmeter (m 3 ) 

bar auf Newton pro Quadratcentimeter (Kraft pro Fläche = Druck! ) (bar = N ). 

cm 2 

Coulomb auf Amperesekunde (Strom = Ladung pro Zeit! (Umgestellt) ) (C = As). 

8, 31 ∗ 10 −5 N ∗ m 3 ∗ 298 

96480As ∗ m 2 0, 486 ∗ z 

Das Kürzen der Meter ergibt im Zähler Joule (Newtonmeter!) 

8, 31 ∗ 10 −5 J ∗ 298 

96480As ∗ 0, 486 ∗ z 

mit 1 Joule = 1 Volt-Ampere-Sekunde (1J ̂= 1V As) folgt 

8, 31 ∗ 10 −5 V As ∗ 298 

96480As ∗ 0, 486 ∗ z 

8, 31 ∗ 10 −5 ∗ 298V 

96480 ∗ 0, 486 ∗ z 

≈ 

0, 059V 

z 

3.4.5 Komplexbildungskonstante 

Bei einer Komplexbildung gibt die Komplexbildungskonstante K B an, wie stabil der 

Komplex ist. Der Kehrwert der Komplexbildungskonstanten ist die Komplexdissoziationskonstante. 

Die Komplexbildungskonstante wird mit dem MWG bestimmt. Man wendet es auf die 

formale Bildungsreaktion des Komplexes an. Beispiel: 

Ag + 2 NH 3 −→ [Ag(NH 3 ) 2 ] 

K B = c([Ag(NH 3 ) 2 ]) 

c(Ag) · c(NH 3 ) 

Bei mehreren Stufen lassen sich die einzelnen Konstanten multiplikativ zusammenfassen. 

65

5 Wichtige historische Versuche und 

physikalische Grundlagen 

In diesem Kapitel sollen historisch bedeutsame Experimente erläutert werden. Außerdem 

sollen physikalische Grundlagen vermittelt werden, mit denen ein besseres Verständnis 

der Experimente und insbesondere der täglichen Welt möglich ist. 1 

1 Die Kirchhoffschen Gesetze verbergen sich in einer Lichterkette 

82

5 Wichtige historische Versuche und physikalische Grundlagen 

5.1 Elektrophysik I 

5.1.1 Definitionen 

Stromstärke Die Stromstärke gibt die Menge der Ladung an, die in einer bestimmten 

Zeiteinheit fließt. Sie ist definiert als 

Ihre Einheit ist Ampere 

I = Q t 

1A = 1C s 

Fließt also 1 Coulomb in einer Sekunde durch einen elektrischen Leiter, so fließt ein 

Strom von einem Ampere. Die Elementarladung eines Elektrons beträgt 1, 6 · 10 −19 C. 

Das heißt, ein Stromfluss von einem Ampere bedeutet, dass in einer Sekunde 6, 25 · 10 18 

Eletronen fließen. Das sind 6 Trilliarden 250 Trillionen Elektronen. 

Die Spannung Die Spannung lässt sich anschaulich als die Größe beschreiben, welche 

angibt, wieviel Energie ein Ladungsquant trägt. Liegt eine geringe Spannung an, so 

haben die Elektronen wenig Energie und fließen daher langsam. Die Stromstärke ist dann 

auch geringer(siehe Widerstandsdafinition zum Zusammenhang zwischen Spannung und 

Stromstärke). Die elektrsiche Spannung wird in Volt gemessen. Sie ist definiert als 

U = W Q 

wobei W die Energie und Q die Ladung bezeichnet. 2 

1V = 1J 

1C 

2 Joule ist keine SI-Basiseinheit. 1J = 1 Nm. Energie(oder Arbeit) ist Kraft mal Weg. 

83


Ohmscher Widerstand Der Ohmsche Widerstand R mit Einheitssymbol Ω, Einheit 

Ohm, ist der Proportionalitätsfaktor zwischen Spannung und Stromstärke. Anschaulicher 

gesprochen: Bei konstantem Widerstand sind Spannung und Stromstärke einander 

proportional. Je mehr Spannung ich anlege, umso mehr Strom fließt in der gleichen Zeit. 

Somit lässt sich der Ohmsche Widerstand definieren als 

R = U I 

1Ω = 1V 

1A 

Über diese Definition lassen sich Spannung und Stromstärke alternativ definieren, wenn 

der Widerstand bekannt ist als 

U = R ∗ I 

I = U R 

Eine Merkhilfe für diese Gleichung stellt das sog. URI-Dreieck dar. In diesem muss je- 

Abbildung 5.1: Das URI-Dreieck 

weils die gesuchte Größe verdeckt werden, um die rechte Seite der Gleichung zu erhalten. 

Leistung 

(VA)) 

Die elektrische Leistung wird in Watt gemessen (alternativ Volt-Ampere 

P = U ∗ I 

1W = 1V A 

Diese Definition leitet sich von der allg. Definition für Leistung ab. Leistung ist Arbeit 3 

pro Zeit! 4 

P = W = U ∗ Q = U ∗ I 

t 

Q 

I 

Sich über die Beziehung von Spannung und Energie klar zu sein ist sehr wichtig für die 

Röntgenspektroskopiefrage! Hier gilt ja zudem W = h ∗ ν (Energie = Planck-Konstante 

mal Frequenz) 

3 Arbeit und Energie haben gleiche Einheiten! Arbeit ist Energie letzten Endes. Daher kann man die 

Energie auch mit W bezeichnen. 

4 Und Zeit ist Geld. Also gilt 1W = 1J 

1$ 

84


5.1.2 Gesetze für Schaltkreise 

Abgeleitet von den Kirchhoffschen Gesetzen über Knotenregel und Maschenregel (welche 

in der Schule kein Mensch braucht ;-) und wir hier einfach anwenden) lassen sich Gesetze 

für Reihen- und Parallelschaltung formulieren, die einleuchtend sind, wenn man sich das 

vorstellt. 

Abbildung 5.2: Schaltkreis 1: Reihenschaltung 

Man betrachte Schaltkreis 1: Ein Verbraucher ist mit einem Widerstand in Reihe 

geschaltet. Der Verbraucher kann z.B. eine Glühlampe sein. Sowohl Lampe als auch Widerstand 

haben einen Ohmschen Widerstand. Diese sind mit R 1 und R 2 bezeichnet. Als 

Spannungsquelle dient hier eine Gleichstromquelle (=) mit 24 Volt Nennspannung. Man 

kann den Stromfluss bestimmen, indem man den Gesamtwiderstand ermittelt und das 

Ohmsche Gesetz anwendet. Der Gesamtwiderstand ist gleich der Summe der einzelnen 

Widerstände. Anschaulich: Ein Elektron muss nicht nur einen Berg klettern sondern 

mehrere. Je höher der Widerstand, desto geringer ist die Stromstärke im Stromkreis, 

da elektrische Energie an den Widerständen in Wärmeenergie umgesetzt wird. In einer 

Reihenschaltung gilt daher 

R G = R 1 + R 2 + ... + R n 

Der Stromfluss ist, da die Reihenschaltung unverzweigt ist, an jedem Punkt im Stromkreis 

gleich. Man könnte jeweils Teilströme messen, diese sind jedoch konstant. Es gilt: 

I G = I 1 = I 2 = I 3 = ... = I n 

Ist der Strom konstant und addieren sich die Widerstände, so müssen sich die Teilspannungen 

addieren. Dies lässt sich anschaulich darlegen. An jedem Widerstand geht 

Energie verloren, die Spannung fällt für die restlichen Glieder um eben diesen Betrag ab. 

Sind zwei Verbraucher in Reihe geschaltet und werden durch den ersten Widerstand 3V 

verbraucht, so bleiben bei z.B. 12 V Gesamtspannung noch 9V für Verbraucher 2 übrig. 

Spannung ist ein Maß für Energie! 

In der Reihenschaltung gilt also 

U G = U 1 + U 2 + ... + U n 

85


Abbildung 5.3: Schaltkreis 2: Parallelschaltung 

In einer Parallelschaltung gelten andere Gesetzmäßigkeiten. Man kann sich diese Gesetzmäßigkeiten 

aber auch analog zur Reihenschaltung überlegen. In einer Parallelschaltung 

gilt 

U G = U 1 = U 2 = ... = U n 

I G = I 1 + I 2 + ... + I n 

1 

= frac1R 1 + 1 + ... + 1 

R G R 2 R n 

Man nehme das Gesetz für die Widerstände einmal hin. Der Gesamtwiderstand ist also 

stets höchstens so groß wie der kleinste Einzelwiderstand. In den meisten Fällen jedoch 

ist der Widerstand kleiner. Man nutzt diese Tatsache für unseren täglichen Bedarf aus. In 

Wohnhäusern sind alle Steckdosen und Verbraucher parallel geschaltet. Dadurch haben 

sie konstante Spannung, die Ströme addieren sich und der resultierende Widerstand 

ist klein. Man kann sich das Gesetz auch auf Basis der Beziehungen erklären. Wenn 

der Strom bei konstanter Spannung ansteigt, muss zwangsläufig der Widerstand umso 

kleiner werden. 

Auch eine Reihenschaltung wird im täglichen Leben genutzt. Man denke an die Lichterketten 

für Weihnachtbäume. 

86


5.1.3 Schalten von Messgeräten 

Aufgrund der obigen Betrachtung kann man sich nun ableiten, wie Messgeräte zu schalten 

sind. Strommessgeräte sind in Reihe zum Verbraucher zu schalten, da in einer Reihenschaltung 

der Strom konstant ist. Amperemeter zeichnen sich durch einen sehr kleinen 

(quasi 0) Widerstand aus, damit der Stromfluss durch den Widerstand des Amperemeters 

nicht beeinflusst wird. 

Voltmeter hingegen müssen parallel geschaltet werden, da in einer Parallelschaltung 

die Spannungen konstant sind. Voltmeter zeichnen sich durch einen sehr hohen Innenwiderstand 

aus, über diese fließt in einer Parallelschaltung quasi kein Strom. 

Sowohl Volt- als auch Amperemeter können durch falsches Schalten zerstört werden. 

Ein in Reihe geschalteter Voltmeter wird mit dem gesamten Strom belastet. Dies ist 

die harmlosere Variante des falsch Schaltens. In dieser Variante zeigt der Voltmeter die 

zu ihm zugehörige Teilspannung an. Bei kleinen Widerständen im Stromkreis ist diese 

Messung zwar falsch, aber nicht allzu ungenau. Sie ist dennoch nicht zweckmäßig! 

Ein falsch angeschlossener Amperemeter hingegen richtet großen Schaden an. Durch 

den kleinen Widerstand des Amperemeters fließen, wenn dieser parallel geschaltet wird, 

sehr große Ströme. Dies zerstört erstens den Amperemeter und zweitens die Stromquelle, 

da diese überlastet wird. 

Bei modernen Multimetern sind Schutzwiderstände eingebaut, die schlimmere Schäden 

verhindern können. 

87


5.2 Röntgenspektroskopie 

Zur Erzeugung eines Röntgenspektrums werden Elektronen auf eine stark geladene (etwa 

20kV) Anode geschossen. Diese werden hierbei beschleunigt und vor der Anode abgebremst. 

Die Energie, die hierbei frei wird, wird als Röntgenstrahlung frei. Es entsteht 

ein Bremsspektrum. Die Grenzwellenlänge des Spektrums kann berechnet werden, indem 

angenommen wird, dass die gesamte Energie des Elektrons als Strahlungsenergie 

frei wird. 

e ∗ U = h ∗ f 

mit f = c λ 

kann die Wellenlänge λ bestimmt werden als 

λ = h ∗ c 

e ∗ U 

Im Spektrum finden sich charakteristische Peaks, die auf das Anodenmaterial zurückzuführen 

sind. Mit dem Moseleyschen Gesetz kann aus der Frequenz auf die Ordnungszahl 

des Elements geschlossen werden, aus dem die Anode besteht. 

In der allgemeinen Form folgert sich das Moseleysche Gesetz zu 

( 1 

f = f R (Z − K) 2 · 

n 2 − 1 ) 

1 n 2 2 

f R ist die Rydberg-Frequenz, K die Abschirmungskonstante und n 1 und n 2 die Hauptquantenzahlen 

der inneren bzw. äußeren Schale. Betrachtet man dies vereinfacht für die 

erste zur zweiten Schale, so ergibt sich 

f = 25 ∗ 10 1 4(Z − 1) 2 Hz 

Kennt man nun die charakteristische Frequenz, so kann die Kernladung Z bestimmt 

werden. 

5.3 Rutherfordscher Streuversuch 

Bei seinem Streuversuch schoss Rutherford α-Teilchen (Heliumkerne) auf dünne Goldfolie. 

Die Reaktionskammer war mit lichtempfindlichen Material ausgelegt, sodass er 

auswerten konnte, wo die Heliumkerne aufgetroffen sind. Der bisher gültigen Theorie 

nach hätten alle Teilchen reflektiert werden müssen. In seinem Versuch fand er heraus, 

dass jedoch ein großer Teil der Kerne nicht reflektiert wurde. Das führte zu der Kern- 

Hülle-Theorie des Atoms. 

88


5.4 Millikanscher Öltropfenversuch 

Der Millikansche Öltropfenversuch dient zur Bestimmung der Elementarladung. Zwischen 

zwei geladenen Kondensatorplatten befinden sich feinste, durch Röntgenstrahlen 

geladene, Öltröpfchen. Diese werden durch das elektrische Feld des Kondensators in 

der Schwebe gehalten. Über die Feldstärke kann nun auf die Ladung der Tröpfchen zurückgeschlossen 

werden. Es wurde gefunden, dass die Ladung stets ein Vielfaches von 

1, 6 ∗ 10 −19 C betrug. So konnte die Elementarladung ermittelt werden. 

5.5 Braunsche Röhre 

Ich kann das nicht erklären. Die Braunsche Röhre ist eine Kathodenstrahlröhre. Diese 

erzeugt einen Elektronenstrahl. Der Strahl trifft nun auf eine Mattscheibe und regt dort 

z.B. fluoreszierende Stoffe zum Leuchten an. Oder er bewirkt z.B. in einer Röntgenröhre 

das Entstehen von Röntgenstrahlung. Hier ist der Zusammenhang zwischen Fernseher 

und Röntgenspektroskopie. Auch im Fernseher haben wir einen Elektronenstrahl. Dieser 

tastet mehrfach in der Sekunde den gesamten Bildschirm ab und erzeugt so das 

Fernsehbild. 

89

Anhang 

90

Tabellenverzeichnis 

1.1 Wichtige anorganische Säuren . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9 

1.2 Wasserstoffsäuren der Halogene . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10 

1.3 Oxosäuren der Halogene Fluor und Chlor . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10 

1.4 Säuren einiger Übergangsmetalle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10 

3.1 Geometrien von Molekülen nach VSEPR . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51 

91

Abbildungsverzeichnis 

5.1 Das URI-Dreieck . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 84 

5.2 Schaltkreis 1: Reihenschaltung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 85 

5.3 Schaltkreis 2: Parallelschaltung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 86 

92

Zusammenfassung AC I - Chemie

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