Wie bilden sich Atomverbände? Chemische Reaktionen

4.1 Woran erkennt man chemische Reaktionen?
4.2 Gasgesetze; molares Volumen
4.3 Volumenverhältnisse bei chemischen Reaktionen;
freie Atome als Ausnahmeerscheinung in der Natur
4.4 Die Reaktionen zwischen Elementen; ein erster
Überblick
4.5 Die Erscheinungsformen des Kohlenstoffs
4.6 Die Benennung von binären Verbindungen
4.7 Massen-, Volumen- und Stoffmengenverhältnisse
bei chemischen Reaktionen
4.8 Warum laufen chemische Reaktionen ab?
4
Wie bilden sich At omverb ände?
C hemi sche Re aktionen

B a s i s w i s s e n C h e m i e
4 . 1 W o r a n e r k e n n t m a n c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
Die im Abschnitt 1.1 beschriebenen Beobachtungen liefern schon eine erste
Antwort, woran chemische Reaktionen zu erkennen sind. Ein leerer Akkumulator
erhält seine Fähigkeit, Geräte wie z.B. Telefone zu betreiben, erst dann zurück, wenn
er während längerer Zeit an einer Stromquelle angeschlossen wurde. Silberbesteck
verliert an der Luft allmählich seinen metallischen Glanz und überzieht sich mit
einem schwarzgrauen Belag. Bei zu grosser Hitze bildet sich auf einem Stück Fleisch
schwarzer Kohlenstoff, Salzsäure bringt Kalkstein zum Verschwinden und erzeugt
dabei ein farbloses und geruchloses Gas, das sich durch Aufschäumen bemerkbar
macht. All diesen Vorgängen ist gemeinsam, dass eine charakteristische Veränderung
von Stoffen stattfindet. Dass es sich bei chemischen Reaktionen um Stoffumwandlungen
handelt, lässt sich auch sehr schön anhand der Synthese bzw. Zersetzung
von Wasser oder Silbersulfid zeigen.
Aus den beiden Elementen Wasserstoff und Sauerstoff entsteht Wasser mit
einer Siedetemperatur von 100 °C, wobei Energie in Form von Wärme frei wird.
Diese Energie muss umgekehrt aufgewendet werden (elektrischer Strom oder eine
glühende Platinspirale), um die beiden elementaren Stoffe wieder zu erhalten (Abb.
1.13 und 1.15). Silber, ein glänzendes, leicht zu verformendes Metall, reagiert mit dem
gelben Schwefel zu Silbersulfid, wobei ebenfalls Wärme frei wird. Das Produkt ist
grau und spröde und lässt sich durch Energieaufwand wieder in die Ausgangsstoffe
zerlegen (Abb. 1.34).
Neben der Stoffumwandlung findet, wie die beiden zuletzt betrachteten Reaktionen
deutlich gemacht haben, ein Energieumsatz statt. Ausserdem sind chemische
Vorgänge, zumindest im Prinzip, umkehrbar, wie die Synthese und Analyse
(Zersetzung) von Wasser bzw. Silbersulfid gezeigt haben. Dass auch sehr komplexe
Vorgänge umkehrbar sind, lässt sich anhand der Fotosynthese feststellen. Aus Wasser,
Kohlenstoffdioxid und Sonnenenergie entstehen Sauerstoff und Traubenzucker
(Glucose), der im Pflanzen- und Tierreich zu Kohlenhydraten, Fetten und Eiweissen
umgewandelt wird. Durch die Atmung schliesslich bilden sich unter Energiegewinnung
aus diesen Naturstoffen mit dem Luftsauerstoff wieder die Ausgangsstoffe der
Fotosynthese: Kohlenstoffdioxid und Wasser.
Chemische Reaktionen erkennt man
– an einer Stoffumwandlung: aus den Ausgangsstoffen (Edukten) entstehen Endstoffe
(Produkte) mit neuen Eigenschaften,
– am Energieumsatz,
– an der Umkehrbarkeit.
92

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
Edukte
Aktivierungsenergie
Freiwerdende
Energie
Produkte
Energie
Reaktionsweg
Aktivierungsenergie
Produkte
Energieaufwand
Edukte
Energie
Reaktionsweg
Abb. 4.1 Energieschema einer a) exothermen bzw. b) endothermen Reaktion
Auch die Zerlegung von Salzwasser mit Hilfe der Destillation ist eine chemische
Reaktion. Die wässrige Lösung von Kochsalz leitet den elektrischen Strom.
Durch Energieaufwand (Erhitzen der Lösung bis zur Siedetemperatur) lassen sich
die beiden Stoffe voneinander trennen (Abschnitt 1.6; Abb. 1.25). Das dabei erhaltene
feste Salz leitet den elektrischen Strom nicht, während beim destillierten Wasser nur
eine sehr geringe Leitfähigkeit feststellbar ist.
Edukte und Produkte unterscheiden sich hinsichtlich ihres Energiegehalts
(ihrer «inneren Energie»). Sind die Endstoffe energieärmer als die Ausgangsstoffe, so
93

B a s i s w i s s e n C h e m i e
wird die Differenz in Form von Wärme, Licht, mechanischer oder chemischer Energie
frei. Umgekehrt muss Energie während eines chemischen Vorgangs dauernd
zugeführt werden, wenn energiereichere Produkte entstehen. Im ersten Fall spricht
man von einer exothermen (exo gr. = aussen; therme gr. = Wärme, Hitze), im zweiten
Fall von einer endothermen (endo gr. = innen) Reaktion. Da es sich beim Energieumsatz
um eine Differenz handelt (Unterschied der inneren Energie von Produkten
und Edukten), wird die Reaktionsenthalpie 1 (Reaktionswärme) mit ∆H symbolisiert.
Dabei steht das ∆ (Delta) für Differenz und H für heat engl. = Wärme. Die Reaktionsenthalpie,
die man experimentell ermittelt, wird in Kilojoule (kJ) angegeben. Bei
exothermen Reaktionen erhält der gemessene Zahlenwert ein negatives (∆H < 0,
die Stoffe verlieren Energie), bei endothermen Vorgängen ein positives Vorzeichen
(∆H > 0, die neu gebildeten Stoffe haben Energie aufgenommen; Abb. 4.1).
– Das Symbol für den Energieumsatz einer chemischen Reaktion, die Reaktionsenthalpie,
ist ∆H.
– Bei einer exothermen Reaktion wird Energie frei, die Produkte sind energieärmer
als die Edukte (die innere Energie nimmt ab); ∆H < 0
– Bei einem endothermen Vorgang muss dauernd Energie zugeführt werden.
Die Produkte sind energiereicher als die Edukte (die innere Energie nimmt zu);
∆H > 0
Viele chemische Reaktionen laufen erst dann ab, wenn man die Ausgangsstoffe
(einen Ausgangsstoff) auf eine bestimmte Temperatur erwärmt (z.B. Anzünden von
Holz, Heizöl etc.). Die Edukte müssen in diesem Fall zuerst aktiviert werden. Diese
Aktivierungsenergie dient zum Auslösen eines Vorgangs, wobei man sich vorstellen
kann, dass sie zur Beseitigung von «Hemmungen» notwendig ist, ähnlich etwa dem
Lösen der Bremse im Falle eines Wagens, der auf einer abschüssigen Strasse steht.
Chemische Reaktionen lassen sich auf einfache Weise durch Reaktionsgleichungen
beschreiben. Normalerweise ist es jedoch nicht möglich, die genauen Abläufe
und Veränderungen auf atomarer Ebene darzustellen. Eine Reaktionsgleichung
enthält damit nur eine Bilanz, die die Ausgangs- und Endstoffe sowie den Energieumsatz
erfasst. Der Pfeil zwischen Edukten und Produkten bedeutet «reagieren zu».
Ist für die Energiebilanz kein Zahlenwert vorhanden, verwendet man das Symbol
∆H mit den Zeichen > (grösser) oder < (kleiner) als Null.
Beispiele:
a) Wasserstoff(g) + Sauerstoff(g) ➝ Wasser(l) ∆H < 0
Wasser(l) ➝ Wasserstoff(g) + Sauerstoff(g) ∆H > 0
1 Energien, die sich auf Messungen unter konstantem Druck beziehen, werden Enthalpien genannt. Die Reaktionswärme
bezeichnet man deshalb als Reaktionsenthalpie.
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4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
b) Silber(s) + Schwefel(s) ➝ Silbersulfid(s) ∆H < 0
Silbersulfid(s) ➝ Schwefel(s) + Silber(s) ∆H > 0
c) Kochsalzlösung(l) ➝ Kochsalz(s) + Wasser(l) ∆H > 0
Obwohl man viele Arten von Energien unterscheidet (mechanische Energie,
Wärmeenergie, elektrische Energie ...) gibt es prinzipiell nur zwei Energieformen:
kinetische- oder Bewegungsenergie (E k ) und potentielle- oder Lagenenergie (E p ).
– Je grösser Masse und Geschwindigkeit eines Teilchens sind, desto grösser ist die
kinetische Energie.
E k = m · v2
2
m: Masse v: Geschwindigkeit
– Die potentielle Energie von Teilchen, die sich anziehen (z.B. Protonen und Elektronen),
ist umso grösser, je weiter die Teilchen voneinander entfernt sind. Stossen
sich Teilchen ab (z.B. Elektronen), so nimmt die potentielle Energie zu, je
geringer der Abstand zwischen den Teilchen ist.
4 . 2 G a s g e s e t z e ; m o l a r e s V o l u m e n
Das Volumen V eines Gases ist abhängig vom Druck p und der Temperatur t
(für die Celsiustemperatur), wobei der Druck folgendermassen definiert ist:
– Druck: Zeichen: p; Verknüpfung: Druck = Kraft , p = F ; Einheit Pa
Flächeneinheit A
– Pa: Pascal 1 Pa = 1 N = 1 kg 1 Pa = 10 –5 bar
m 2 m · s 2
– Normdruck: p n = 101 325 Pa (= 1013 mbar = 1,013 bar)
Um die Gesetzmässigkeit zwischen Volumen, Druck und Temperatur eines
Gases quantitativ zu erfassen, misst man in einem ersten Schritt die Abhängigkeit
des Volumens einer gegebenen Stoffmenge von der Temperatur bei konstantem
Druck. Das dabei erhaltene Gay-Lusac-Gesetz lautet:
V t = V 0 1 +
t
273,15 °C
V t : Volumen einer bestimmten Gasmenge bei der Temperatur t
V 0 : Volumen bei der Temperatur t = 0 °C
t: Temperatur in °C
95

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Die Interpretation des Gesetzes zeigt, dass sich bei einer Temperaturänderung
um 1 °C das Volumen des betrachteten Gases um 1/273,15 des Volumens bei
0 °C ändert. Abb. 4.2 veranschaulicht die Beziehung zwischen Volumen V und der
Temperatur t eines idealen Gases 2 . Dabei wurde die Gerade bis zum Schnittpunkt
mit der Abszisse verlängert.
v
1.0
0.8
0.6
0.4
0.2
°C
-80 -60 -40 -20 20 40 60 80
-300 -273.15 -200
-100 0 100
Abb. 4.2 Graphische «Herleitung» der absoluten Temperaturskala
Der Schnittpunkt der Geraden mit der Abszisse (Temperaturachse) bedeutet,
dass das Volumen jedes idealen Gases bei der Temperatur t = –273,15 °C null
wäre. Diese Interpretation ist jedoch nur eine formale mathematische Operation,
da bei tiefen Temperaturen die Gase bereits in den flüssigen Zustand übergegangen
sind. Das Gay-Lusac-Gesetz ist in diesen Temperaturbereichen nicht mehr gültig.
Trotzdem hat es sich als sinnvoll erwiesen, den Schnittpunkt mit der Abszisse als
neuen Nullpunkt einer Temperaturskala zu wählen, die als absolute Temperaturskala
bezeichnet wird.
Die Temperaturdifferenzen sind in beiden Skalen (absolute- und Celsius-
Skala) gleich.
Absolute Temperatur:
Zeichen: T Einheit: K (Kelvin)
Absoluter Nullpunkt: T = 0; t = –273,15 °C
Berechnung der Celsius- aus der absoluten Temperatur: t = T – 273,15
Berechnung der absoluten aus der Celsius-Temperatur: T = t + 273,15
2 Ideal ist ein Gas dann, wenn das Volumen der Gasteilchen im Vergleich zu ihren gegenseitigen Abständen verschwindend
klein ist und praktisch keine Kräfte zwischen den Teilchen wirken.
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4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
Das Gay-Lusac-Gesetz lässt sich in einer sehr einfachen Form darstellen,
wenn man die absolute Temperatur an Stelle der Celsius-Skala verwendet:
V 1
= V 2
oder V = konstant
T 1
T 2
T
Herleitung:
V t
= V 0 o
+ t
1 +
273,15°C
t = T –273,15 T o
= 273,15 (0°C)
V T
= V T0
1+ T –273,15 K = V T0
1 + T – 273,15 K
273,15 K 273,15 K 273,15 K
V T
= V T0
T V T = V T 0
T 0
T T 0
Überprüft man den Zusammenhang zwischen Druck p und Volumen V einer
bestimmten Gasmenge, so ergibt sich eine einfache Beziehung:
p 1 · V 1 = p 2 · V 2
p · V = konstant Boyle-Mariotte-Gesetz
Wird also z.B. der Druck auf eine bestimmte Gasmenge verdoppelt, so halbiert
sich das Volumen.
0 P
Die Gesetze von Gay-Lusac und Boyle-Mariotte lassen sich zur allgemeinen
Gasgleichung verknüpfen. Dabei geht man von einer bestimmten Gasmenge aus,
deren Druck, Volumen und Temperatur gegeben sind (p 0 , V 0 , T 0 ). Anschliessend
V 0
wird bei gleichbleibender Temperatur der Druck verändert (p 1 ). Das neue Volumen
V ' 1 berechnet sich nach der Beziehung p · V = konstant. Nun bleibt in einem zweiten
T
Schritt der Druck p 1 unverändert, während die Temperatur 0
ihren Wert wechselt (T 1 ).
Das Gesetz V/T = konstant ermöglicht die Berechnung des neuen Volumens V 1 .
P 0
V 0
T 0
a) geg.: p 0 V 0 T 0 b) geg.: p 1 T 0 ges.: V ' 1
p 0 · V 0 = p 1 · V ' 1
V 1
V ' 1 = p o · V 0
p
T 1
0
P 1
P 1
P 1
97

V 1
T 0
B a s i s w i s s e n C h e m i e
P 1
c) geg.: p 1 T 1 ges.: V 1
V 1
V 1
'
= V 1 mit V1 ' = p o · V 0
T 0 T 1 p 1
T 1
p 0 · V 0 = V 1 ➝ p o · V o = p 1 · V 1
p 1 · T o T 1 T 0 T 1
➝ p · V = konstant
T
allgemeine Gasgleichung
Beispiel:
Gegeben sind 22,4 Liter (V 1 ) eines gasförmigen Stoffs bei T 1 = 273,15 K und
Normdruck. Wie gross ist das Volumen dieses Stoffs, wenn die Temperatur auf T 2 =
297,15 K bei gleichbleibendem Druck erhöht wird?
Da der Druck konstant bleibt, vereinfacht sich die allgemeine Gasgleichung
zu V = konstant. Mit V 1 = 22,4 L, T 1 = 273,15 K und T 2 = 297,15 K erhält man:
T
V 1 = V 2 V2 = V 1 · T 2 V2 = 22,4 L · 297,15 K = 24,37 L
T 1 T 2 T 1 273,13 K
Da Druck und Volumen eines Gases von der Stoffmenge abhängen, kann die
allgemeine Gasgleichung erweitert werden.
p · V = n · R · T n: Stoffmenge in mol R: Konstante
Die Konstante R lässt sich bei gegebenen Werten für p, V, n und T berechnen:
V = 0,022414 m 3 (Volumen von einem Mol eines Gases bei 0 °C und Normdruck)
T = 273,15 K (0 °C)
p n = 101 325 Pa (Normdruck)
n = 1 mol (Stoffmenge)
R = p · V = 101 325 · 0,022414 = 8,31447 J/(K · mol)
n · T 1 · 273,15
Einheit von R:
kg · m 3 = kg · m 2 = J
m · s 2 · mol · K s 2 · mol · K K · mol
98

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
– Universelle Gaskonstante:
Zeichen: R Einheit: J/(K · mol)
R = 8,31447 J/(K · mol)
Die Beziehung zwischen p, V, R, n und T bezeichnet man als Zustandsgleichung
idealer Gase.
– Zustandsgleichung idealer Gase:
Das Produkt aus Druck p und Volumen V eines idealen Gases ist proportional
zur absoluten Temperatur T des Gases und zur Gasmenge gemessen in Mol.
p · V = n · R · T
p in Pa, V in m 3 , n in mol, T in K
Beispiel:
Welches Volumen besitzen 0,48 mol eines Gases bei t = 20 °C und Normdruck
p n = 101 325 Pa?
p · V = n · R · T
Einheit für V:
V = n · R · T V = 0.48 · 8,31447 · 293,15 = 0,012 m 3 = 12 L
p 101325
mol · kg · m 2 · K · m · s 2 = m 3
s 2 · mol · K · kg
Da die universelle Gasgleichung zwar die Stoffmenge, nicht aber die Art des
Stoffes (Masse und Grösse der Teilchen) enthält, scheint das Volumen eines Gases
nur von der Anzahl Teilchen abzuhängen. Diese Aussage, die sich bestätigt hat, wurde
schon von A. Avogadro (1776–1856) formuliert.
– Satz von Avogadro:
Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten unter gleichen äusseren Bedingungen
(Druck, Temperatur) die gleiche Anzahl Teilchen.
– Molares Volumen:
Volumen von 6,03 · 10 23 Teilchen eines gasförmigen Stoffs bei 0 °C und 101 325 Pa
Zeichen: V m Einheit: L/mol V m = 22,4 L/mol
99

B a s i s w i s s e n C h e m i e
4 . 3 V o l u m e n v e r h ä l t n i s s e b e i c h e m i s c h e n R e a k t i o n e n ; f r e i e
A t o m e a l s A u s n a h e m e e r s c h e i n u n g i n d e r N a t u r
Um herauszufinden, in welchem Volumenverhältnis zwei elementare gasförmige
Stoffe miteinander reagieren, lässt man z.B. 40 cm 3 Wasserstoff mit 40 cm 3
Sauerstoff zu flüssigem Wasser reagieren (Abb. 4.3). Nach der Reaktion bleiben 20
cm 3 Sauerstoff übrig, der mit einer Glimmspanprobe nachgewiesen werden kann.
Das bei der Reaktion entstandene gasförmige Wasser (∆H < 0) kondensiert zur Flüssigkeit,
da die Glaskugel (40 cm 3 ) nur eine begrenzte Menge an gasförmigem Wasser
(Wasserdampf) aufnehmen kann.
Die beiden gasförmigen elementaren Stoffe Wasserstoff und Sauerstoff verbinden
sich also im Volumenverhältnis 2:1 zu Wasser.
Wasserstoff(g) + Sauerstoff(g) ➝ Wasser(l) ∆H < 0
40 cm 3 20 cm 3
2 V 1 V
V: Volumeneinheit; im vorliegenden Fall entspricht 1 Volumeneinheit 20 cm 3
Da nach dem Satz von Avogadro (Abschnitt 4.2) 40 cm 3 Wasserstoff doppelt
so viele Teilchen (Atome) enthalten als 20 cm 3 Sauerstoff, ergibt sich für die
kleinsten Wasserteilchen die Formel H 2 O. Der Index 2 beim Symbol H bedeutet,
dass sich 2 Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom zu einem Wasserteilchen H 2 O
verbunden haben.
2 H + O ➝ H 2 O
KP 1 Wasserstoff 40 cm 3 Kleine Kugel 40 cm 3
Sauerstoff 40 cm3 KP 2
Zur Hochspannung!
Abb. 4.3 Versuchsanordnung zur Synthese von flüssigem Wasser (KP: Kolbenprober)
100

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
Ersetzt man in der Versuchsanordnung der Abb. 4.3 die kleine Reaktionskugel
(V = 40 cm 3 ) durch eine grosse (V = 2,5 L: Abb. 4.4), so bleibt das bei der Reaktion
von 40 cm 3 Wasserstoff mit 20 cm 3 Sauerstoff entstandene Wasser gasförmig. Die
Reaktion der beiden Gasmengen ergibt 40 cm 3 gasförmiges Wasser.
Wasserstoff(g) + Sauerstoff(g) ➝ Wasser(g) ∆H < 0
40 cm 3 20 cm 3 40 cm 3
2 V 1 V 2 V
40 cm 3 Wasser(g) müssen also gleich viele Teilchen wie 40 cm 3 Wasserstoff
(g) enthalten (Satz von Avogadro). Geht man davon aus, dass die elementaren Stoffe
als einzelne Atome existieren (Atommodell nach Dalton, Abschnitt 2.1), so stellt sich
das Problem, dass aus 2 Wasserstoff-Atomen und 1 Sauerstoff-Atom nur gerade ein
Wasserteilchen entstehen kann und nicht zwei, wie man nach dem Satz von Avogadro
erwarten müsste.
2 H + O ➝ H 2 O
2 Atome 1 Atom 1 Wasserteilchen Vorstellung der Existenz
von freien Atomen
2 · 20 cm 3 20 cm 3 2 · 20 cm 3 experimentelles Ergebnis
2 V 1 V 2 V
Eine Lösung des Problems gab Avogadro 1811. Er ging von der Annahme
aus, dass die kleinsten Teilchen der gasförmigen Elemente aus mehreren Atomen
aufgebaut sind. Diese kleinsten Teilchen nannte Avogadro Moleküle. So existieren
Grosse Kugel 2500 cm 3
KP1
Wasserstoff 40cm 3 Sauerstoff 20 cm 3 KP2
Zur Hochspannung!
Abb. 4.4 Versuchsanordnung zur Synthese von gasförmigem Wasser
101

B a s i s w i s s e n C h e m i e
die elementaren Gase Wasserstoff und Sauerstoff als zweiatomige Moleküle, die
mit den Formeln H 2 und O 2 beschrieben werden. Damit konnten die Teilchen- und
Volumenverhältnisse der Reaktion Wasserstoff + Sauerstoff zur Übereinstimmung
gebracht werden. Ausserdem wurde der Molekülbegriff auch auf alle Verbindungsteilchen
ausgeweitet, die sich aus Nichtmetallatomen bilden.
2 H 2 + O 2 ➝ 2 H 2 O
2 Moleküle 1 Molekül 2 Moleküle Vorstellung der Existenz
von Molekülen
2 · 20 cm 3 20 cm 3 2 · 20 cm 3 experimentelles Ergebnis
2 V 1 V 2 V
Die drei Moleküle (drei Teilchen) der Ausgangsstoffe werden im Verlaufe der
Reaktion in 6 Atome zerlegt (4 H- und 2 O-Atome), die sich dann zu 2 neuen Molekülen
(2 Teilchen) Wasser verbinden. Da gleiche Volumina verschiedener Gase bei
gleichen Bedingungen gleich viele Teilchen enthalten, entsprechen die Volumenverhältnisse
der Reaktion den Teilchen- (Molekül-) Verhältnissen.
Auch Stickstoff und Chlor existieren als zweiatomige Moleküle N 2 bzw. Cl 2 .
Stickstoff und Wasserstoff reagieren im Volumenverhältnis 1:3, Chlor und Wasserstoff
im Verhältnis 1:1 miteinander, wobei 2 Volumina Ammoniak (NH 3 ) bzw.
2 Volumina Hydrogenchlorid (HCl) entstehen. Die dabei gebildeten Moleküle der
Verbindungen haben somit die Formeln NH 3 bzw. HCl.
N 2 (g) + 3 H 2 (g) ➝ 2 NH 3 (g)
1 V 3 V 2 V
Cl 2 (g) + H 2 (g) ➝ 2 HCl(g)
1V 1 V 2 V
– Das Volumenverhältnis, in dem gasförmige elementare Stoffe (Nichtmetalle)
miteinander reagieren, entspricht dem Zahlenverhältnis der Atome in den Verbindungsmolekülen.
– Moleküle sind in sich abgeschlossene Teilchen, die aus mindestens zwei Nichtmetallatomen
entstanden sind. Sie werden mit Formeln beschrieben.
– Die Moleküle von Nichtmetallen werden aus gleichen, die von Nichtmetallverbindungen
aus mindestens zwei verschiedenen Atomsorten gebildet. Ihr Zahlenverhältnis
in den Formeln gibt man mit Indices rechts der Symbole an. Eine 1
wird nicht geschrieben.
102

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
+ =
2H 2 (g)
O 2 (g)
2H 2 O (g)
Abb. 4.5 Volumen- und Teilchenzahlenverhältnisse bei der Reaktion Wasserstoff + Sauerstoff zu
gasförmigem Wasser
Beispiele:
a) 2 H bedeutet 2 Atome Wasserstoff (2 Teilchen)
b) H 2 bedeutet 1 Molekül Wasserstoff (1 Teilchen), aus 2 Wasserstoff-
Atomen entstanden
c) H 2 O bedeutet 1 Molekül Wasser (1 Teilchen), aus 2 H-Atomen und
1 O-Atom entstanden
d) 2 H 2 O bedeutet 2 Moleküle Wasser (2 Teilchen)
– Alle Elemente, mit Ausnahme der Edelgase, existieren nicht als freie Atome.
– Die meisten nichtmetallischen Elemente sind aus Molekülen aufgebaut (Ausnahmen
z.B. Diamant und Graphit, Abschnitt 4.5),
– Die Metalle bilden Atomverbände aus einer grossen (variablen) Zahl von Atomen.
Beispiele von Molekülen:
H 2 , S 8 , P 4 , C 60 , C 70
Beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen verwendet man normalerweise
nur die Atomsymbole der Elemente mit Ausnahme der zweiatomigen Moleküle H 2 ,
N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , und I 2 .
Beispiele:
a) nicht 2 H + O ➝ H 2 O
sondern 2 H 2 + O 2 ➝ 2 H 2 O
b) nicht S 8 + 8 O 2 ➝ 8 SO 2
sondern S + O 2 ➝ SO 2
c) nicht n Mg + n O ➝ n MgO (n ist eine beliebig grosse Zahl)
sondern 2 Mg + O 2 ➝ 2 MgO
– Die Erkenntnis von Avogadro, dass die gasförmigen elementaren Stoffe wie Wasserstoff,
Stickstoff oder Chlor im Normzustand (Normbedingungen) nicht als
einzelne Atome existieren, gilt für alle Elemente (Metalle wie Nichtmetalle) mit
Ausnahme der Edelgase (Hauptgruppe VIII A des Periodensystems).
103

B a s i s w i s s e n C h e m i e
– Normzustand (Normbedingungen, Normalbedingungen):
t n = 0 °C (T n = 273,15 K) p n = 1,013 bar = 1013 mbar = 101 325 Pa
– Standardzustand
t = 25 °C p = 1,013 bar
– In der chemischen Fachsprache werden die Elemente durch ihre Symbole dargestellt.
– Für die in der Natur vorkommenden zweiatomigen Elemente (H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 ,
Br 2 , und I 2 ) sowie für alle Verbindungen verwendet man Formeln. Indices rechts
der Symbole geben das Zahlenverhältnis der Atome an, aus denen die Moleküle
gebildet wurden.
4 . 4 D i e R e a k t i o n e n z w i s c h e n E l e m e n t e n ; e i n e r s t e r
Ü b e r b l i c k
Mit Ausnahme der Edelgase sind in allen Stoffen, Elementen wie Verbindungen,
die Atome zu grösseren Einheiten verknüpft. Diese Verknüpfung erfolgt
nach bestimmten Gesetzmässigkeiten, die an Hand geeigneter Reaktionen gefunden
werden können. Die dabei gewonnen Regeln lassen sich verstehen, wenn man an
die Tatsache denkt, dass die Atome der Metalle die Aussenelektronen schwach und
die der Nichtmetalle stark binden (Abschnitt 3.2). Anders formuliert, Metallatome
geben ihre Valenzelektronen leicht ab, während die Atome der Nichtmetalle Elektronen
aufnehmen können.
Die Reaktion zwischen Metall- und Nichtmetall-Atomen (vgl. Kap. 5)
Reagieren Metalle und Nichtmetalle miteinander, so kommt es aufgrund der
unterschiedlichen Anziehungskräfte zu einem Elektronenübergang von den Metallzu
den Nichtmetall-Atomen, wobei elektrisch geladene Teilchen (Ionen) entstehen.
Die dabei gebildeten Verbindungen heissen Salze oder Ionenverbindungen.
Um die entsprechenden Reaktionsgleichungen aufzustellen zu können, geht man
nach folgenden Regeln vor:
– Die Metallatome der Hauptgruppenelemente geben ihre Aussenelektronen vollständig
ab, wobei positiv geladene Ionen entstehen.
– Die Atome der Nichtmetalle ergänzen ihre äusserste Schale auf acht Elektronen,
das Wasserstoffatom auf zwei. Dabei bilden sich negativ geladene Ionen.
– Die Summe der positiven und negativen Ladungen der Ionen in einem Salz muss
null ergeben. Dazu gibt man in der Formel durch Indices das entsprechende
(kleinstmögliche) Zahlenverhältnis der Ionen an (eine eins wird nicht geschrieben).
104

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
– In den Formeln von Salzen werden die positiven Ionen immer an erster Stelle
geschrieben.
– Die Atome der Übergangsmetalle können auch Elektronen der zweitäussersten
Schale abgeben. Je nach Bedingungen und Reaktionspartner bilden sie unterschiedlich
geladene Ionen.
Beispiele:
a) Natrium + Chlor
Hilfsüberlegung mit der symbolischen Darstellung der Aussenelektronen (Abschnitt
3.3):
Na· + ·Cl Na + + Cl – NaCl
gibt ein
Elektron ab
nimmt ein
Elektron auf
Das Natrium-Atom gibt sein Aussenelektron ab (Hauptgruppe IA), während das
Chloratom (Hauptgruppe VIIA) dieses Elektron aufnimmt und seine äusserste
Schale auf 8 ergänzt. Damit haben beide Ionen je eine einfache Ladung. Formel
für Natriumchlorid: NaCl
Reaktionsgleichung:
Natrium wird mit dem Symbol Na und Chlor mit der Formel Cl 2 symbolisiert.
2 Na + Cl 2 ➝ 2 NaCl
Da Chlor aus zweiatomigen Molekülen besteht, muss vor der Formel des Salzes
NaCl der Koeffizient 2 stehen. Somit sind für die Reaktion 2 Natrium-Atome nötig
(eine Reaktionsgleichung muss auf beiden Seiten des Pfeils gleich viele Symbole
der verschiedenen Atomsorten enthalten).
b) Magnesium + Chlor
Hilfsüberlegung:
·Mg· +
·Cl
Mg 2+ + Cl – MgCl 2
·Cl Cl –
gibt zwei
Elektron ab
nehmen je ein
Elektron auf
Die beiden Aussenelektronen des Magnesium-Atoms (Hauptgruppe IIA) werden
von zwei Chlor-Atomen aufgenommen. Dies ergibt Mg 2+ - und Cl – -Ionen
und damit als Formel für Magnesiumchlorid MgCl 2 .
105

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Reaktionsgleichung:
Mg + Cl2 ➝ MgCl2
c) Aluminium + Sauerstoff
Hilfsüberlegung:
·
Al· ·O
· · Al 3+
· + ·O·
+
Al·
· ·O
Al 3+
·
O 2–
O 2– Al 2
O 3
O 2–
Da die Aluminium-Atome je drei Elektronen abgeben (Hauptgruppe IIIA), ein
Sauerstoff-Atom jedoch nur zwei Elektronen aufnehmen kann (Hauptgruppe
VIA), müssen zwei Aluminium-Atome mit drei Sauerstoff-Atomen reagieren.
Damit werden gleich viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen (kleinstes
gemeinsames Vielfaches von 3 und 2 = 6). Auf zwei Al 3+ -Ionen kommen somit
drei O 2– -Ionen. Formel von Aluminiumoxid: Al 2 O 3 .
Reaktionsgleichung:
4 Al + 3 O2 ➝ 2 Al2O3
Damit auf beiden Seiten des Reaktionspfeils gleich viele Symbole Al und O stehen,
sind drei O 2 - Moleküle nötig. Ausserdem muss vor der Formel Al 2 O 3 der
Koeffizient 2 geschrieben werden. Dies bedingt vier Aluminium-Atome bei den
Ausgangsstoffen.
Die meist exotherm verlaufenden Reaktionen zwischen Metallen und Nichtmetallen
liefern feste, salzartige Produkte (hohe t m und t b ), die den elektrischen
Strom nicht leiten. Im Gegensatz dazu zeigen die Schmelzen sowie wässrigen Lösungen
derartiger Verbindungen eine gute Leitfähigkeit. Bei der Elektrolyse einer
Salzschmelze oder Salzlösung, bei der die Verbindung in die Elemente zerlegt wird,
bildet sich am positiven Pol das ursprüngliche Nichtmetall (die negativen Nichtmetall-Ionen
wandern zur Anode) und am negativen Pol das Metall (die positiven
Metall-Ionen wandern zur Kathode).
Wie bereits erwähnt, entstehen bei der Reaktion zwischen Metallen und
Nichtmetallen negativ geladene Nichtmetall- und positiv geladene Metall-Ionen.
Die Ionen ziehen sich auf Grund der nach allen Raumrichtungen wirkenden elektrischen
Kräfte gegenseitig an, so dass keine kleinsten unabhängigen Teilchen wie
Moleküle entstehen, sondern feste Stoffe mit einem dreidimensionalen Gitter, einem
Ionen-Gitter. Wegen der starken Anziehungskräfte im festen Aggregatzustand sind
die Ionen nicht beweglich. Erst in der Schmelze oder der wässrigen Lösung können
sie zu den Polen einer Stromquelle wandern.
106

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
Die genauen Ladungen der Metall- und Nichtmetall-Ionen lassen sich mit
Hilfe quantitativer Auswertung der Elektrolyse von Salzschmelzen erhalten. Dazu
misst man Zeit, Stromstärke und Masse der gebildeten Elemente.
– Bei der Reaktion zwischen Metallen und Nichtmetallen findet ein Elektronenübergang
statt, wobei positive Metall- und negative Nichtmetall-Ionen entstehen.
– Verbindungen, die im festen Zustand aus Ionen bestehen, nennt man Ionenverbindungen
oder Salze (nach dem bekanntesten Beispiel, dem Kochsalz).
– Der Zusammenhalt der Ionen innerhalb der Verbindung wird durch elektrische
Kräfte zwischen den Ionen bewirkt, der Ionenbindung.
– Ein Salz wird durch eine Formel (eine Formeleinheit) symbolisiert. Sie gibt die
Zusammensetzung der kleinsten Einheit eines Salzes und damit das kleinstmögliche
elektrisch neutrale Zahlenverhältnis der Ionen an.
Die Reaktion zwischen Nichtmetall-Atomen (vgl. Kap. 6)
Die Nichtmetalle, mit Ausnahme der Edelgase, existieren in Form von Molekülen
wie H 2 , Cl 2 , O 2 , S 8 , P 4 usw. (Ausnahmen wie Graphit und Diamant siehe
Abschnitt 4.5). Auch bei der Reaktion zwischen den Atomen verschiedener Nichtmetalle
entstehen Moleküle mit charakteristischer Zusammensetzung: HF, H 2 O,
NH 3 , CH 4 ...
Auffällig ist, dass die Anzahl der Wasserstoff-Atome, die die Atome der 2.
Periode binden, der Anzahl einfach besetzter Wolken auf der Valenzschale entspricht:
Tabelle 4.1 Wasserstoffverbindungen |F· der Elemente der 2. Periode
Element Symbol mit den |F· Aussenelektronen Verbindungsmolekül
|F·
Fluor
|F· |O· ·
HF
|O·
Sauerstoff
|O·
·
H 2 O
|O· |N·
·
Stickstoff
|N·
·
NH 3
|N· ·
Kohlenstoff
|N· ·C·
·
CH 4
·C·
·
·C·
·
·C·
·
Reagieren Nichtmetallatome miteinander, so überlagern sich einfach besetzte Elektronenwolken
der äussersten Schale zu gemeinsamen, doppelt besetzten Wolken.
107

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Beispiele:
a) Die Reaktion zwischen Wasserstoff-Atomen:
H· + ·H H — H (H 2
)
Die beiden einfach besetzten Wolken der beiden Wasserstoff-Atome überlagern
sich zu einer beiden Atomen gehörenden gemeinsamen Elektronenwolke.
b) Wasserstoff + Sauerstoff
Hilfsüberlegung:
H·
·O·
·H |O — H (H 2
O)
H
Die beiden einfach besetzten Wolken eines Sauerstoff-Atoms können zwei Wasserstoff-Atome
binden, von denen jedes eine einfach besetzte Wolke aufweist.
Die Formel der Verbindung Wasser ist damit H 2 O.
Reaktionsgleichung:
2 H 2 + O 2 ➝ 2 H 2 O
Da Wasserstoff und Sauerstoff als zweiatomige Moleküle existieren und in den
Reaktionsgleichungen auch so geschrieben werden, können sich aus einem Sauerstoff-Molekül
zwei Wasser-Moleküle bilden. Dazu sind 2 Wasserstoff-Moleküle
nötig. Auf beiden Seiten des Reaktionspfeils müssen, wie schon erwähnt,
gleich viele Symbole der beiden elementaren Stoffe stehen:
2 H 2 = 4 H-Atome
O 2 = 2 O-Atome
2 H 2 O: 4 H- und 2 O-Atome
c) Kohlenstoff + Wasserstoff:
Hilfsüberlegung:
H
H
·
H· ·C· ·H H — C — H (CH 4
)
H··
H
Reaktionsgleichung:
C + 2 H 2 ➝ CH 4
Der Kohlenstoff, der u.a. C 50 - und C 60 -Moleküle bildet, sowie in Form von
Atomgittern auftritt (Diamant, Graphit), wird ausschliesslich durch das Symbol
C dargestellt.
108

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
d) Die Reaktion zwischen Sauerstoff- bzw. Stickstoff-Atomen
3
O: + :O O O
(O 2
)
|N· + ·N| |N N| (N 2
)
·
·
·
·
Zwei Nichtmetallatome können auch zwei bzw. drei gemeinsame Elektronenwolken
bilden. Man spricht dann, im Gegensatz zu den Einfachbindungen (ein
gemeinsames Elektronenpaar), von Doppel- und Dreifachbindungen.
– Moleküle entstehen durch Überlagerung von einfach besetzten Elektronenwolken
zu gemeinsamen, doppelt besetzen Wolken. Die Moleküle sind elektrisch
neutral, da kein Elektronenübergang wie bei der Reaktion zwischen Metall- und
Nichtmetallatomen stattfindet. Sie haben eine bestimmte, konstante Zusammensetzung
und sind in sich abgeschlossen, da sie normalerweise keine weiteren
Atome mehr binden können. Der Zusammenhalt der Atome in den Molekülen
erfolgt durch elektrische Anziehungskräfte zwischen zwei positiven Atomrümpfen
und den zweifach negativ geladenen gemeinsamen Elektronenpaaren.
– Die Bindungsart zwischen Nichtmetallatomen heisst Atombindung oder Elektronenpaarbindung,
die dabei entstehenden Stoffe sind Elementmoleküle (H 2 , O 2 ,
N 2 ...) bzw. Molekülverbindungen (molekulare Verbindungen; H 2 O, NH 3, CH 4 ...).
– Je nach der Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare wird zwischen Einfach-, Doppel-
und Dreifachbindung unterschieden (Cl Cl; O O; N N).
Moleküle lassen sich mit Hilfe von Lewis-Formeln darstellen, in denen die
Verknüpfung der Atome durch Striche (doppelt besetzte Elektronenwolken) gekennzeichnet
wird. Die nicht bindenden Elektronenpaare werden in den Lewis-Formeln
häufig nicht geschrieben.
Beispiele:
H — H
|Cl — Cl| oder Cl — Cl
|O — H oder O — H
H
H
Lewis-Formeln geben die Verknüpfung von Nichtmetall-Atomen in Molekülen an.
3 Die hier gezeichnete Formel gibt den wahren Zustand des Sauerstoff-Moleküls nicht richtig wieder. Dieser lässt sich mit
den in diesem Buch verwendeten Modellen nicht darstellen
109

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Die Bindung zwischen Metallatomen (vgl. Kap. 7)
Typische Metallatome binden ihre Aussenelektronen nur sehr schwach (vgl.
IE-Tabelle, Abschnitt 3.2). Nähern sich Metallatome einander, so kommt es weder zu
einem Elektronenübergang noch zur Ausbildung gemeinsamer Elektronenwolken.
Modellmässig kann man sich vorstellen, dass die positiven Atomrümpfe ein Gitter
bilden, das durch die nahezu frei beweglichen Aussenelektronen zusammengehalten
wird. Sie gehören, im Gegensatz zu den Atombindungen, nicht zwei bestimmten,
sondern allen Atomrümpfen an. In diesem Zusammenhang spricht man auch von
einem «Elektronengas» (Elektronengasmodell).
Abb. 4.6 Modellhafte Darstellung des Elektronengases
Da die Elektronen des «Gases» leicht beweglich sind, leiten Metall den elektrischen
Strom. Dies ist bei den festen Salzen, den Nichtmetallen (Ausnahme Graphit)
und den Molekülverbindungen nicht der Fall.
Je nach Ladung und Grösse der Atomrümpfe bilden sich Atomgitter mit unterschiedlichen
Strukturen und Eigenschaften (Abschnitte 7.1 und 7.2).
Die Erklärung der Bildung von Ionen, Element- und Verbindungsmolekülen
sowie von Atomgittern führte zu einem tieferen Verständnis chemischer Reaktionen:
Bei chemischen Reaktionen kommt es zu einer Elektronenverschiebung und damit
verknüpft zu einer Umgruppierung von Atomen.
110

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
4 . 5 D i e E r s c h e i n u n g s f o r m e n d e s K o h l e n s t o f f s
Kohlenstoff kommt in drei verschiedenen Formen (Modifikationen) vor, die
sich in ihren Eigenschaften sehr stark voneinander unterscheiden: Graphit, Diamant
und Fullerene.
Graphit
Die bei Raumtemperatur stabile Form des Kohlenstoffs ist Graphit, der sich
beim Erhitzen von Diamant (unter Luftabschluss) in einer schwach exothermen Reaktion
bildet. Er kommt auf Sri Lanka, Madagaskar und in den USA natürlich vor,
bildet graue, glänzende, sich fettig anfühlende Massen und leitet den elektrischen
Strom. Seine Kristalle sind blättrig spaltbar. Grosse Mengen Graphit werden künstlich
hergestellt, indem man feingepulverten Koks längere Zeit auf 2500 °C erhitzt.
Durch thermische Zersetzung von Kohlenwasserstoffen (Verbindungen aus den
Elementen Kohlenstoff und Wasserstoff) lässt sich ebenfalls Graphit gewinnen. Er
wird als temperaturbeständiges Schmiermittel, mit Kaolin (Tonerde) vermischt zur
Herstellung von Bleistiftminen, für Elektroden, Tiegel und schliesslich als Moderator
in Kernreaktoren verwendet.
Graphit kristallisiert in einem Atomgitter. Die Kohlenstoffatome ordnen sich
dabei zu ebenen Schichten, in denen jedes Atom mit drei anderen durch Atombindung
verbunden ist (Abb. 4.7). Das jeweils vierte Aussenelektron jedes Kohlenstoff-
Atoms ist innerhalb einer Schicht mehr oder weniger frei beweglich. Eine solche
Schicht stellt gewissermassen ein «zweidimensionales Metall» dar. Dies erklärt die
elektrische Leitfähigkeit, den Glanz und die Farbe. Zwischen den Schichten wirken
schwache Kräfte. Darauf beruht die ausgesprochen blättrige Spaltbarkeit.
670pm
616pm
Abb. 4.7 Schematische Darstellung des Diamant- (links) und Graphitgitters (rechts)
111

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Diamant
Bei der Verwandlung von Graphit in Diamant, die 1953 technisch gelungen
ist, müssen die ebenen Schichten einander so stark genähert werden, dass die vierten
«freien» Elektronen der Kohlenstoff-Atome Atombindungen ausbilden. Dabei verschwindet
die ebene Anordnung der Atome in einer Schicht. Diamant entsteht deshalb
nur unter sehr hohem Druck aus Graphit (etwa 10 5 bar). Diamant bildet ebenfalls
ein Atomgitter, in dem jedes Kohlenstoff-Atom mit vier anderen verbunden ist.
(Abb. 4.7). Die Elektronenpaarbindungen sind sehr stark und bedingen die grosse
Härte, ausserordentlich hohe Schmelz- und Siedetemperaturen sowie die Unlöslichkeit
in Wasser und anderen Lösemitteln.
Rund 40 % der heute verwendeten Industriediamanten sind künstlich (synthetisch)
hergestellt. Als Schmucksteine (Brillanten) eignen sich aus Graphit hergestellte
Diamanten nicht, da sie zu klein und häufig gefärbt sind. Die wichtigsten Diamantenfundstätten
liegen in Südafrika, im Kongogebiet, in Südamerika (Brasilien)
und in Russland.
Tabelle 4.2 Vergleich der wichtigsten Eigenschaften von Graphit
und Diamant
Diamant
Graphit
sehr hart (Mohs-Skala Härte 10) sehr weich (Mohs-Skala 1–2)
farblos, stark lichtbrechend
schwarz, undurchsichtig
keine elektrische Leitfähigkeit elektrisch leitfähig
oktaedrisch spaltbar;
sehr leicht blättrig spaltbar
Spaltbarkeit schlecht
Verbrennungswärme 394,1 kJ/mol Verbrennungswärme 391,2 kJ/mol
Verwendung als Bohrer, zum Verwendung als Schmiermittel (für hohe
Schneiden und Schleifen, als Achs- Temperaturen), für Elektroden und
lager für Präzisionsapparate. Klare, Schmelztiegel, Bleistiftminen aus
geschliffene Diamanten (Brillanten) Mischungen von Graphit und Ton
als Edelsteine
Fullerene
Seit 1985 sind weitere, interessante Modifikationen von Kohlenstoff entdeckt
worden, die Fullerene. Sie bilden Moleküle aus einer bestimmten Zahl von Kohlenstoff-Atomen.
Zuerst entdeckte man das Buckminsterfulleren C 60 4 , das im Aufbau
einem Fussball gleicht (Abb. 4.8). Es entsteht beim Verdampfen von Graphit z.B. in
einem Laserstrahl, ist aber auch im Russ enthalten, der bei der Verbrennung von
4 Benannt nach dem amerikanischen Architekten R. Buckminster Fuller, der für seine grossen freitragenden Kuppelbauten
berühmt ist.
112

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
Benzol (C 6 H 6 ) entsteht. Das Buckminsterfulleren ist der stabilste Vertreter einer
Reihe weiterer ähnlicher Moleküle.
Abb. 4.8 Molekülstruktur von C 60. Auf jeder der 60 Ecken sitzt ein Kohlenstoff-Atom; Fussball aus
Fünf- und Sechsecken
4 . 6 D i e B e n e n n u n g v o n b i n ä r e n V e r b i n d u n g e n
Verbindungen, die aus zwei Elementen entstanden sind, nennt man binäre
Verbindungen (binarius lat. = zwei enthaltend). Sie erhalten, mit wenigen Ausnahmen
wie z.B. Wasser, systematische Namen, die nach folgenden Regeln hergeleitet
werden:
a) An den Namen des ersten Elements fügt man den Stamm des zweiten Elements
mit der Endung -id an, wobei in verschiedenen Fällen von lateinischen Namen
ausgegangen wird.
Calciumoxid: CaO
b) Die in den Formeln auftretenden Indices werden bei den Molekülverbindungen
mit den griechischen Zahlwörtern ausgedrückt. Sie stehen vor den Elementnamen.
Schwefeldioxid: SO 2
c) Bei den Metall-Nichtmetallverbindungen der Hauptgruppenelemente steht an
erster Stelle immer der Name des Metalls. Auf die Angabe der Indices mit griechischen
Zahlwörtern wird verzichtet, da das Zahlenverhältnis der Ionen durch
die Ladungen (Nummer der Hauptgruppe) bestimmt ist.
Aluminiumoxid: Al 2 O 3
d) Die Zahl der Elementarladungen eines Ions gibt man mit einer arabischen Ziffer
an und stellt sie dem Vorzeichen der Ladung voran.
Al 3+ , O 2–
e) Wenn – wie bei vielen Übergangsmetallen (Nebengruppenelementen) – die
Metall-Ionen verschiedene Ladungen tragen können, bringt man die in der betreffenden
Verbindung tatsächlich vorhandene Ladung durch römische Zahlen
zum Ausdruck. Die Ladung des Metall-Ions ergibt sich aus den Ladungen der
Nichtmetall-Ionen.
Uran(VI)-fluorid: UF 6
113

B a s i s w i s s e n C h e m i e
f) Das Symbol des elektronegativeren Elements steht in den Molekülformeln an
zweiter Stelle [Elektronegativität (EN) vgl. Abschnitt 5.3; die EN-Werte sind im
Periodensystem unten rechts im Kasten des jeweiligen Elements angegeben. Je
grösser der Zahlenwert ist, desto grösser ist die EN].
Dichloroxid: Cl 2 O
g) Die Symbole der Elemente der Hauptgruppen IV A und V A stehen immer zuerst.
CH 4 , NH 3
Griechische Zahlwörter:
1 2 3 4 5
mono- di- tri- tetra penta
6 7 8 9 10
hexa- hepta- octa- nona- deca-
Lateinische Namen verschiedener Elemente sowie deren Stammname mit
der Endung -id:
Wasserstoff Hydrogenium -hydrid
Sauerstoff Oxygenium -oxid
Schwefel Sulfurum -sulfid
Stickstoff Nitrogenium -nitrid
Phosphor Phosphorum -phosphid
Kohlenstoff Carboneum -carbid
Beispiele:
a) Molekülverbindungen
Formel systematischer Name gebräuchlicher Trivialname
NO 2 Stickstoffdioxid
N 2 O 4 Distickstofftetraoxid
P 4 O 10 Tetraphosphordecaoxid
PH 3 Phosphortrihydrid
NH 3 (Stickstofftrihydrid) Ammoniak
SO 3 Schwefeltrioxid
N 2 O 5 Distickstoffpentaoxid
H 2 O (Diwasserstoffoxid) Wasser
H 2 S (Dihydrogensulfid) Schwefelwasserstoff
HF
Hydrogenfluorid
HCl Hydrogenchlorid
CCl 4 Kohlenstofftetrachlorid Tetrachlorkohlenstoff
CO Kohlenstoffmonoxid
CO 2 Kohlenstoffdioxid
114

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
b) Salze von Hauptgruppenmetallen
Formel systematischer Name Trivialname
NaCl Natriumchlorid Kochsalz
MgO Magnesiumoxid
CaCl 2 Calciumchlorid
Al 2 O 3 Aluminiumoxid
NaH Natriumhydrid
c) Salze von Nebengruppenelementen
Formel Ladung des Metall-Ions systematischer Name
FeCl 2 Fe 2+ Eisen(II)-chlorid
(gelesen: Eisen-zwei-chlorid)
FeCl 3 Fe 3+ Eisen(III)-chlorid
Fe 2 O 3 Fe 3+ Eisen(III)-oxid
Cu 2 O Cu + Kupfer(I)-oxid
CuO Cu 2+ Kupfer(II)-oxid
4 . 7 M a s s e n - , V o l u m e n - u n d S t o f f m e n g e n v e r h ä l t n i s s e
b e i c h e m i s c h e n R e a k t i o n e n
In der chemischen Fachsprache werden die Elemente durch ihre Symbole
dargestellt (S, P, C, Fe, Ag…). Formeln verwendet man für die in der Natur vorkommenden
mehratomigen Elementmoleküle sowie für alle Verbindungen (Abschnitt
4.6; H 2 , N 2 , S 8 , H 2 O, NaCl…; in den Reaktionsgleichungen werden jedoch nur die
zweiatomigen Elementmoleküle geschrieben).
Symbole und Formeln charakterisieren aber auch die Massen von Atomen,
Molekülen und Formeleinheiten (kleinstmögliche Einheit eines Salzes: z.B. NaCl,
Al 2 O 3 ) sowie die Stoffmengen (in mol) und deren Volumen, wenn es sich um gasförmige
Stoffe handelt (22,4 Liter bei 0 °C und 101 325 Pa; Abschnitt 4.2). Die nötigen
Angaben enthält das Periodensystem.
Beispiele:
S
S(s) 5
H 2
Element Schwefel; 1 Atom
Element Schwefel; 1 Mol Schwefel (6,02 · 10 23 S-Atome)
M(S) = 32,06 g/mol
Element Wasserstoff; 1 Molekül Wasserstoff, gebildet aus
2 H-Atomen
5 Für Stoffmengen gibt man exakterweise den Aggregatzustand an. Es ist aber auch üblich, ein Mol eines Stoffs ohne den
Aggregatzustand nur durch das Symbol oder die Formel darzustellen.
115

B a s i s w i s s e n C h e m i e
H 2 (g) Element Wasserstoff; 1 Mol Wasserstoff (6,02 · 10 23 H 2 -Moleküle)
M(H 2 ) = 2,02 g/mol; V(H 2 ) = 22,4 L/mol (bei Normbedingungen)
H 2 O Wasser; 1 Molekül, gebildet aus 2 H-Atomen und 1 O-Atom
H 2 O(l) Wasser; 1 Mol Wasser (6,02 · 10 23 H 2 O-Moleküle)
M(H 2 ) = 18,02 g/mol
NaCl Natriumchlorid (Kochsalz); Verhältnis Na + - zu Cl – -Ionen: 1:1
NaCl(s) Natriumchlorid (Kochsalz); 1 Mol Natriumchlorid, bestehend aus
1 mol Na + - und 1 mol Cl – -Ionen
M(NaCl) = 58,44 g/mol
Al 2 O 3 Aluminiumoxid; Verhältnis Al 3+ - zu O 2– -Ionen: 2:3
Al 2 O 3 (s) Aluminiumoxid; 1 Mol Aluminiumoxid, bestehend aus
2 mol Al 3+ - und 3 mol O 2– -Ionen
M(Al 2 O 3 ) = 101,96 g/mol
Mit Hilfe von Symbolen und Formeln lassen sich chemische Reaktionen
durch Gleichungen beschreiben (Abschnitt 4.1). Damit sind auch Aussagen über
Stoffmengen, Massen, Volumina und Energieumsatz (Abschnitte 5.1 und 6.1) möglich.
In einer Reaktionsgleichung müssen auf beiden Seiten des Reaktionspfeils
gleich viele Symbole der verschiedenen Elemente stehen, da bei einer Reaktion weder
neue Teilchen entstehen noch verschwinden können. Die dazu nötigen Koeffizienten
(Zahlen vor den Symbolen und Formeln) stehen für die Stoffmengen bzw.
Teilchenzahlen.
Beispiele:
H 2 :
2 Symbole H
2 H 2 : 4 Symbole H
H 2 O: 2 Symbole H und 1 Symbol O
2 H 2 O: 4 Symbole H und 2 Symbole O
3 Al 2 O 3 : 4 Symbole Al und 6 Symbole O
Beispiele für Reaktionsgleichungen:
a) Wasserstoff + Sauerstoff
2 H 2 (g) + O 2 (g) ➝ 2 H 2 O(l) 6 ∆H = 2 · (-241) kJ 7
2 Moleküle 1 Molekül 2 Moleküle
2 · 2,02 u 32 u 2 · 18,02 u
2 · 3,355 · 10 –24 g 5,31 · 10 –23 g 2 · 2,993 · 10 –23 g
6 Die Gleichung bezieht sich sowohl auf die Teilchenebene wie auch auf die umgesetzten Stoffmengen, auch wenn die
Symbole für die Aggregatzustände angegeben sind.
7 Die Reaktionsenthalpie lässt sich u.a. aus den Bindungsenergien berechnen (vgl. Abschnitt 6.1)
116

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
2 H 2 (g) + O 2 (g) ➝ 2 H 2 O(l) 6
2 mol 1 mol 2 mol
2 · 6,02 · 10 23 6,02 · 10 23 2 · 6,02 · 10 23
Moleküle Moleküle Moleküle
2 · 2,02 g 32 g 2 · 18,02 g
2 · 22,4 L 22,4 L
Die frei werdende Energie ∆H bezieht sich auf die Bildung von 2 mol flüssiges
Wasser aus 2 mol Wasserstoff und 1 mol Sauerstoff.
Die Reaktionsenthalpie ∆H berücksichtigt die in der Gleichung angegebenen Stoffmengen
(«Formelumsatz») und ist vom Aggregatzustand der beteiligten Stoffe abhängig
(zur Berechnung von ∆H siehe Abschnitte 5.1 und 6.1).
b) Natrium + Chlor
2 Na(s) + Cl 2 (g) ➝ 2 NaCl(s) ∆H = 2 · (-401) kJ
2 Atome 1 Molekül 2 Formeleinheiten
2 · 22,9 u 70,9 u 2 · 58,35 u
2 · 3,804 · 10 –23 g 1,178 · 10 –22 g 2 · 9,693 · 10 –23 g
2 mol 1 mol 2 mol
2 · 6,02 · 10 23 6,02 · 10 23 2 · 6,02 · 10 23 Na + - und
Atome Moleküle 2 · 6,02 · 10 23 Cl – -Ionen
2 · 22,9 g 70,9 g 2 · 58,35 g
22,4 L
Reaktionsgleichungen dienen auch dazu, Massen-, Volumen- und Energieverhältnisse
für beliebige Stoffmengen zu berechnen.
Beispiele:
a) Wie viel Gramm Wasser(l) entstehen, wenn 100 g Sauerstoff vollständig mit
Wasserstoff reagieren?
Aufstellen der Reaktionsgleichung:
2 H 2 (g) + O 2 (g) ➝ 2 H 2 O(l)
In der Aufgabenstellung sind die Massen von Wasser(l) und Sauerstoff enthalten.
Die Reaktionsgleichung liefert dazu folgende Angaben:
2 H 2 (g) + O 2 (g) ➝ 2 H 2 O(l)
32 g 2 · 18,02 g
Berechnung:
32 g Sauerstoff liefern 2 · 18,02 g Wasser(l)
100 g Sauerstoff liefern x g Wasser(l)
117

B a s i s w i s s e n C h e m i e
32 g = 100 g x = 100 g · 2 · 18,02 g = 112,63 g Wasser(l)
2 · , g x g
b) Wie viel Wärme wird frei, wenn 150 Liter Wasserstoff mit Sauerstoff vollständig
zu Wasser(l) reagieren (bei Normbedingen)?
Reaktionsgleichung:
2 H 2 (g) + O 2 (g) ➝ 2 H 2 O(l) ∆H < 0
Die Reaktionsgleichung liefert folgende Angaben:
2 H 2 (g) + O 2 (g) ➝ 2 H 2 O(l) ∆H = 2 · (−241) kJ
2 · 22,4 L
Berechnung:
2 · 22,4 Liter erzeugen 2 · (−241) kJ
150 Liter erzeugen x kJ
2 · 22,4 L = 150 L x = 150 L · 2 · 241 kJ = 1613,8 kJ
2 · 241 kJ x 2 · 22,4 L
c) Wie viel Gramm Kochsalz werden aus 7,5 mol Natrium gebildet?
Reaktionsgleichung:
2 Na(s) + Cl 2 (g) ➝ 2 NaCl(s)
Die Reaktionsgleichung liefert folgende Aussagen:
2 Na(s) + Cl 2 (g) ➝ 2 NaCl(s)
2 mol 2 · 58,35 g
Berechnung:
2 mol Natrium bilden 2 · 58,35 g Kochsalz
7,5 mol bilden x g Kochsalz
2 mol = 7,5 mol x = 7,5 mol · 2 · 58,35 g = 437.63 g Kochsalz
2 · 58,35 mol x 2 mol
4 . 8 W a r u m l a u f e n c h e m i s c h e R e a k t i o n e n a b ?
Warum reagiert Wasserstoff nach Zündung mit einer Flamme oder einem
Funken bei Zimmertemperatur sehr heftig mit Sauerstoff? Weshalb kommt es bei
Raumtemperatur zwischen Sauerstoff und Stickstoff zu keiner Reaktion? Warum
gibt es überhaupt chemische Reaktionen? Die Beantwortung solcher Fragen nach
der Ursache chemischer Vorgänge gehört zu den grundlegenden Problemen der
Chemie.
118

4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
Die Erfahrung lehrt, dass sehr viele exotherme Vorgänge von selbst eintreten,
d.h. spontan (freiwillig) ablaufen (meist allerdings erst nach einer gewissen Aktivierung;
Abschnitt 4.1). Offenbar besteht also bei chemischen Reaktionen – ebenso wie
in der Mechanik – eine Tendenz zum Erreichen eines energieärmsten Zustands,
also eines Zustands, dessen Gesamtenergie unter den betreffenden äusseren Bedingungen
einen minimalen Wert hat: Prinzip vom Energieminimum.
So reagieren Wasserstoff und Sauerstoff deswegen in einer exothermen Reaktion
miteinander, weil die Atombindungen (die anziehenden Kräfte zwischen Atomrümpfen
und gemeinsamen Elektronenpaaren) im Wassermolekül stärker sind als
in den Ausgangsmolekülen (Abschnitt 6.1). Wassermoleküle sind also energieärmer
(stabiler) als die Elemente Wasserstoff und Sauerstoff.
Nun gibt es aber viele endotherme Vorgänge, die freiwillig ablaufen. Dabei
geht ein System spontan in einen energiereicheren Zustand über, obwohl dies dem
Prinzip vom Energieminimum widerspricht. So lösen sich z.B. manche Salze endotherm
in Wasser und Flüssigkeiten verdunsten unter Aufnahme von Energie. Sehr
viele chemische Reaktionen sind zudem umkehrbar. Es stellt sich dann ein Gleichgewichtszustand
ein, ganz unabhängig davon, ob er durch einen exothermen oder
endothermen Vorgang erreicht wird (Abschnitt 8.2). Offenbar kann die Reaktionsenthalpie
∆H nicht allein für den freiwilligen Ablauf einer chemischen Reaktion
verantwortlich sein. Neben der frei werdenden Energie muss es vielmehr noch eine
zweite Grösse dafür geben. Dies ist die von Clausius 8 eingeführte Entropie S. Sie
kann als Mass für die Unordnung eines Systems interpretiert werden. Eine Zunahme
der Unordnung begünstigt den freiwilligen Ablauf einer Reaktion: Prinzip vom
Streben nach Zunahme der Unordnung.
Eine etwas exaktere anschauliche Deutung der Entropie besteht darin, dass
man sie als Mass für die Anzahl Möglichkeiten auffasst, wie sich eine bestimmte
thermische Energiemenge (Wärmeenergie) auf die Teilchen eines Systems verteilen
lässt. Je zahlreicher und freier die Teilchen eines Systems und je komplexer sie
gebaut sind, desto mehr verschiedene Energieverteilungen sind möglich und desto
grösser ist somit die Entropie des Systems.
Im Gaszustand bewegen sich die Teilchen frei und können sowohl Translationsbewegungen
(fortschreitende geradlinige Bewegung) wie auch Schwingungen
und Rotationen ausführen. Im flüssigen Zustand ist die Teilchenbewegung hingegen
eingeschränkt und im festen Zustand sind nur Schwingungen in einem kleinen
Raumbereich möglich. Die Entropie einer Substanz nimmt daher beim Übergang
fest – flüssig – gasförmig zu. Ebenso ist die Entropie zweiatomiger Gase (gleiche Bedingungen
vorausgesetzt) grösser als die Entropie einatomiger Gase. Bei diesen ist
die gesamte thermische Energie nur als Translationsenergie gespeichert, während
8 R. Clausius (1822–1888), deutscher Physiker. Er führte 1865 den Begriff der Entropie ein.
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B a s i s w i s s e n C h e m i e
sie bei zweiatomigen Molekülen auf Translation, Rotation sowie auf die gegenseitige
Schwingung der Atome verteilt ist.
Auch wenn die Zahl der im Gaszustand vorhandenen Teilchen bei einer Reaktion
wächst, ist die Reaktionsentropie positiv, weil nach der Reaktion mehr Möglichkeiten
bestehen, die thermische Energie auf mehr Teilchen zu verteilen. Das
«Gewicht» des Unordnungsfaktors wird darum umso grösser, je höher die Temperatur
ist. So entstehen bei der Spaltung von Wasser in die Elemente aus einem
Mol Wasser zwei Mol Wasserstoff und ein Mol Sauerstoff, also insgesamt drei Mol
gasförmige Stoffe. Da damit die Entropie zunimmt, ist die Spaltung von Wasser bei
hohen Temperaturen begünstigt: Der Entropieeffekt hat dann einen grösseren Einfluss
als der Energiefaktor.
So laufen beide Reaktionen bei den entsprechenden Temperaturen freiwillig
ab:
2 H 2 (g) + O 2 (g) ➝ 2 H 2 O(g) ∆H < 0 bei Raumtemperatur;
geringe Abnahme der Entropie
2 H 2 O(g) ➝ 2 H 2 (g) + O 2 (g) ∆H > 0 bei 1500 °C; starke Zunahme der
Entropie
– Der freiwillige Ablauf einer Reaktion wird sowohl durch die Reaktionsenthalpie
als auch durch die Reaktionsentropie bestimmt.
– Endotherme Reaktionen verlaufen nur dann freiwillig, wenn die Entropie stark
zunimmt.
– Exotherme Vorgänge laufen freiwillig ab, wenn die Entropie zunimmt oder nicht
wesentlich abnimmt.
– Da sich die Freiwilligkeit eines chemischen Vorgangs aus experimentellen und
theoretischen Daten (Grundlage dazu ist die Thermodynamik, einem Teilgebiet
der Chemie) berechnen lässt, spricht man auch von «thermodynamischer Freiwilligkeit».
Die Synthese bzw. die thermische Zersetzung von Wasser zeigen, dass die
Temperatur, bei der ein bestimmter Vorgang abläuft, darüber entscheidet, wie stark
die Entropiezunahme (-abnahme) gegenüber der Reaktionsenthalpie ins Gewicht
fällt. Beim absoluten Nullpunkt (Abschnitt 4.2) ist die Entropie ohne Einfluss. Mit
steigender Temperatur wird die thermische Bewegung immer stärker, so dass die
Bedeutung der Entropie wächst.
(Thermodynamische) Freiwilligkeit eines chemischen Vorgangs bedeutet jedoch
nicht, dass eine derartige Reaktion spontan, d.h. mit grosser Geschwindigkeit
abläuft. So reagieren z.B. Stickstoff (N 2 ) und Wasserstoff (H 2 ) bei Raumtemperatur
praktisch nicht miteinander zu Ammoniak (NH 3 ), obwohl es sich um eine (thermodynamisch)
freiwillig ablaufende Reaktion handelt (exotherm, keine wesentliche
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4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
Abnahme der Entropie). Die Wasserstoff- und Stickstoff-Moleküle haben die zur
Reaktion nötige Aktivierungsenergie bei Raumtemperatur nicht (reaktionsträger
Stickstoff wegen der Dreifachbindung im Stickstoffmolekül!). Das System N 2 /H 2 ist
metastabil, obwohl das Produkt (Ammoniak) energieärmer als die Ausgangsstoffe
ist.
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B a s i s w i s s e n C h e m i e
Ü B U N G E N Z U M K A P I T E L 4
4.1 Fotosynthese und Atmung sind typische Beispiele chemischer Reaktionen. Begründen
Sie dies auf Stoffebene.
4.2 Ergänzen Sie folgende Tabelle durch Kreuze in den zutreffenden Spalten.
Vorgang Chemische Reaktion endotherm exotherm
ja nein
Rosten von Eisen
Kondensation von Wasserdampf
Verbrennen von Benzin
Erstarren von Wasser zu Eis
Sublimation von Iod
Wasserstoffgas und Sauerstoffgas
reagieren zu Wasser
Verdampfen von Wasser
4.3 Worin besteht der Unterschied zwischen dem Verdampfen von Wasser und der Zersetzung
von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff?
(Begründung auf Teilchenebene!)
4.4 Was lässt sich über die Anzahl der kleinsten Wasserstoff- und Sauerstoff-Moleküle
in 1 Liter Wasserstoff bzw. in 1 Liter Sauerstoff aussagen (Begründung)?
4.5 In einem Liter Wasserstoffgas befinden sich bei Normaldruck 2,31 · 10 22 Teilchen. Ist
die Temperatur in diesem Fall grösser oder kleiner als 0°C ?
4.6 Sie haben ein unbekanntes Gas und wollen dessen molare Masse bestimmen. Wie
gehen Sie experimentell vor (kurze Erklärung des Experiments und die anschliessende
allgemeine Berechnung)?
4.7 Die Formel für die Verbindung Ammoniak ist NH 3 .
a) In welchem Volumenverhältnis reagieren die beiden Gase Wasserstoff und Stickstoff
zu Ammoniak (Begründung)?
b) Welches Volumen hat der gasförmige Ammoniak, wenn Sie von den in 4.7a) genannten
Volumenverhältnissen der Edukte ausgehen (Begründung)?
4.8 Verschiedene Gase enthalten bei gleichen Bedingungen gleich viele Teilchen. Worauf
gründet sich diese Tatsache?
4.9 Stickstoff und Sauerstoff reagieren im Volumenverhältnis 2:5 miteinander. Wie lautet
die Formel der dabei entstehenden gasförmigen Verbindung?
Wie gross ist das Volumen der gebildeten Verbindung, wenn 2 Liter Stickstoff mit 5
Liter Sauerstoff reagieren?
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4 W i e b i l d e n s i c h A t o m v e r b ä n d e ; c h e m i s c h e R e a k t i o n e n
4.10 Die Reaktion zwischen Nichtmetall- und Metallatomen führt zu einem Elektronenübergang.
Erklären Sie diese Tatsache mit Hilfe der Ionisierungsenergien.
4.11 Die Reaktion zwischen Nichtmetallatomen führt zu gemeinsamen Elektronenpaaren
zwischen jeweils zwei Atomen. Erklären Sie diese Tatsache mit Hilfe der Ionisierungsenergien.
4.12 Welche typischen Eigenschaften weisen Metalle auf?
4.13 Gegeben sind die Formeln von zwei Verbindungen. Bei welcher Formel handelt es
sich um ein Moleküle?
Fe 2 O 3
HBr
4.14 Formulieren Sie die Gleichungen (Symbole +Formeln) für die Reaktionen:
Natrium + Schwefel
Magnesium + Wasserstoff
Kalium + Stickstoff
Aluminium + Sauerstoff
Stickstoff + Wasserstoff
Kohlenstoff + Wasserstoff
Stickstoff + Chlor
Bor + Fluor
4.15 Welche Ladungen tragen die Ionen in folgenden Verbindungen?
AlCl 3 , FeBr 3 , UF 4 , Au 2 S, PbCl 4
4.16 Zeichnen Sie die Lewis-Formel je eines Moleküls mit einer C C-Einfach-, einer
C C-Doppel- und einer C C-Dreifachbindung.
4.17 Zeichnen Sie die Lewis-Formeln der Moleküle folgender Verbindungen:
CH 2 O HCN CO 2 C 2 H 4 C 2 H 2
C 2 H 7 N H 2 CO 3 C 2 H 6 S (zwei Möglichkeiten)
4.18 Metalle leiten den elektrischen Strom. Worauf ist diese Tatsache zurückzuführen?
4.19 Bei der Schmelzelektrolyse von Aluminiumoxid hat man folgende Daten gemessen:
I = 12 A (Stromstärke)
t = 30 min
m(Al) = 2,01 g (bei der Elektrolyse entstandenes Aluminium)
Wie lässt sich aus diesen Daten die Ladung der Aluminium-Ionen berechnen?
4.20 Die kleinsten Teilchen von Fullerenen bezeichnet man als Moleküle, bei den Stoffen
Diamant und Graphit hingegen spricht man nicht von Molekülen. Begründung?
4.21 Wie viel Liter Sauerstoff benötigt das vollständige Verbrennen von 10 Liter (10 dm 3 ;
10 000 cm 3 ) Benzin [Octan C 8 H 18 (l); = 0,702 g/cm 3 ]? Wie gross ist das Volumen
bzw. die Masse des dabei entstehenden Kohlenstoffdioxids?
4.22 Gesucht ist die Reaktionsgleichung für die Verbrennung von Kohle (Kohlenstoff).
Wie gross ist das Volumen bzw. die Masse des Verbrennungsprodukts, wenn 1 Tonne
Kohle verbrannt wird.
д
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B a s i s w i s s e n C h e m i e
4.23 Nimmt die Entropie bei folgenden Vorgängen zu oder ab?
2 C(s) + O 2 (g) ➝ 2 CO(g)
H 2 (g) + F 2 (g) ➝ 2 HF(g)
NaCl(s) ➝ NaCl (gelöst)
4.24 Bei welcher Temperatur sind ausschliesslich exotherme Vorgänge möglich?
4.25 Warum verlaufen viele endotherme Reaktionen bei hoher Temperatur freiwillig ab?
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