Einführung in die Allgemeine Chemie: Lehrbuch für DaF-Lerner ab A2 [1. Aufl.] 978-3-658-26416-1;978-3-658-26417-8

Table of contents :
Front Matter ....Pages I-XII
Elementnamen und Elementsymbole (Selma Sagman)....Pages 5-26
Chemische Formeln (Selma Sagman)....Pages 27-46
Der Atomaufbau (Selma Sagman)....Pages 47-141
Chemische Bindungsarten (Selma Sagman)....Pages 143-208
Chemische Reaktionen (Selma Sagman)....Pages 209-247
Säuren und Basen (Selma Sagman)....Pages 249-261
Lösungsschlüssel (Selma Sagman)....Pages 263-304
Back Matter ....Pages 305-305

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Selma Sagman

Einführung in die Allgemeine Chemie Lehrbuch für DaF-Lerner ab A2

Einführung in die Allgemeine Chemie

Selma Sagman

Einführung in die Allgemeine Chemie Lehrbuch für DaF-Lerner ab A2

Selma Sagman Berlin, Deutschland

Ergänzendes Material zu diesem Buch finden Sie auf http://extras.springer.com. ISBN 978-3-658-26416-1 ISBN 978-3-658-26417-8  (eBook) https://doi.org/10.1007/978-3-658-26417-8 Die Deutsche Nationalbibliothek verzeichnet diese Publikation in der Deutschen Nationalbibliografie; detaillierte bibliografische Daten sind im Internet über http://dnb.d-nb.de abrufbar. Springer Vieweg © Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH, ein Teil von Springer Nature 2019 Das Werk einschließlich aller seiner Teile ist urheberrechtlich geschützt. Jede Verwertung, die nicht ausdrücklich vom Urheberrechtsgesetz zugelassen ist, bedarf der vorherigen Zustimmung des Verlags. Das gilt insbesondere für Vervielfältigungen, Bearbeitungen, Übersetzungen, Mikroverfilmungen und die Einspeicherung und Verarbeitung in elektronischen Systemen. Die Wiedergabe von allgemein beschreibenden Bezeichnungen, Marken, Unternehmensnamen etc. in diesem Werk bedeutet nicht, dass diese frei durch jedermann benutzt werden dürfen. Die Berechtigung zur Benutzung unterliegt, auch ohne gesonderten Hinweis hierzu, den Regeln des Markenrechts. Die Rechte des jeweiligen Zeicheninhabers sind zu beachten. Der Verlag, die Autoren und die Herausgeber gehen davon aus, dass die Angaben und Informationen in diesem Werk zum Zeitpunkt der Veröffentlichung vollständig und korrekt sind. Weder der Verlag, noch die Autoren oder die Herausgeber übernehmen, ausdrücklich oder implizit, Gewähr für den Inhalt des Werkes, etwaige Fehler oder Äußerungen. Der Verlag bleibt im Hinblick auf geografische Zuordnungen und Gebietsbezeichnungen in veröffentlichten Karten und Institutionsadressen neutral. Lektorat: Thomas Zipsner Springer Vieweg ist ein Imprint der eingetragenen Gesellschaft Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH und ist ein Teil von Springer Nature Die Anschrift der Gesellschaft ist: Abraham-Lincoln-Str. 46, 65189 Wiesbaden, Germany

V

Liebe Lernende der deutschen Sprache, die Einführung in die Allgemeine Chemie. Lehrbuch für DaF-Lerner ab A2 bietet Ihnen  ca. 370 Übungen zur Fachsprache der Chemie sowie zum akademischen Deutsch,  einführende und vertiefende Lesetexte zu den Basisthemen der Allgemeinen Chemie,  Höraufgaben und Hinweise zur richtigen Aussprache von Symbolen, Formeln und Reaktionsgleichungen,  Übungen mit Illustrationen. Dieses Buch richtet sich an ausländische Lernende mit Grundkenntnissen in der deutschen Sprache sowie der Allgemeinen Chemie. Es setzt auf dem Niveau A2 an, richtet sich aber besonders hinsichtlich des benutzten Wortschatzes nicht nach dem Europäischen Referenzrahmen. Denn Ziel dieses Buches ist die Vermittlung einer Fachsprache, nicht die einer Allgemeinsprache. Aus diesem Grund hat die Autorin auch wichtige Wörter aus höheren Niveaustufen eingesetzt und dadurch komplexe Inhalte mit einfachen grammatischen Strukturen wiedergegeben. Die Lernerin, der Lerner kann unbekannte Wörter einfach nachschlagen und wird sie ohnehin bald schon beherrschen, denn sie wiederholen sich in jedem Kapitel. Dieses Buch eignet sich auch für Lehrende im Bereich Fachsprachen. Sie können sich mit Hilfe dieses Buches einen Überblick über die Allgemeine Chemie verschaffen und die Texte und Übungen im eigenen Unterricht einsetzen. Viel Spaß und Erfolg beim Lernen und Üben! Berlin, im April 2019

Selma Sagman

VI

Inhaltsverzeichnis

Abkürzungen D

Dativ

G

Genitiv

Akk

Akkusativ

bzw.

beziehungsweise

usw.

und so weiter

z. B.

zum Beispiel

Verwendete Symbole ≈

ähnlich wie



1. besteht aus diesen Wörtern: … z. B.: Elementname ( Element + Name) 2. kommt von / ist verwandt mit z. B.: die Größe ( groß) elementar ( Element)



Antonyme z. B. groß  klein

VII

Inhaltsverzeichnis

Inhaltsverzeichnis

Abkürzungen ................................................................................................ VI Verwendete Symbole .................................................................................... VI Exkurs: Das deutsche Alphabet ................................................................

1

1 Elementnamen und Elementsymbole ..................................................

5

1.1 1.2 1.3

Die Elemente in den Hauptgruppen .............................................. Die Elemente in den Nebengruppen .............................................. Besser formulieren ........................................................................

9 15 21

Exkurs: Die Zahlen .....................................................................................

25

2 Chemische Formeln ..............................................................................

27

2.1 2.2 2.3 2.4

Chemische Namen ......................................................................... Zahlen in chemischen Namen ....................................................... Trivialnamen ................................................................................. Besser formulieren ........................................................................

31 36 43 44

3 Der Atomaufbau ...................................................................................

47

3.1 3.2 3.3 3.4 3.5 3.6 3.7 3.8

Überblick ....................................................................................... Der Kern ........................................................................................ Die Protonenzahl ........................................................................... Die Neutronenzahl ......................................................................... Die Atommasse ............................................................................. Die Hülle ....................................................................................... Das Schalenmodell ........................................................................ Das Orbitalmodell .........................................................................

48 54 63 68 80 89 90 98

VIII

Inhaltsverzeichnis

3.9 Die Elektronen ............................................................................... 111 3.10 Die Eigenschaften .......................................................................... 114 3.11 Die Verteilung in der Hülle ........................................................... 125 4 Chemische Bindungsarten ................................................................... 143 4.1 4.2 4.3 4.4 4.5

Die Atombindung .......................................................................... Die polare Atombindung ............................................................... Die Ionenbindung .......................................................................... Metalle und die metallische Bindung ............................................ Intermolekulare Bindungen ...........................................................

150 160 167 186 201

5 Chemische Reaktionen ......................................................................... 209 5.1 5.2 5.3 5.4 5.5 5.6 5.7 5.8 5.9 5.10 5.11

Aspekte chemischer Reaktionen ................................................... Grundtypen .................................................................................... Die Redoxreaktion ......................................................................... Typische Oxidationsmittel ............................................................ Oxidation als exotherme Reaktion ................................................ Redoxreaktionen und Energiegewinnung ..................................... Redoxreaktionen als Nachweisreaktionen ..................................... Die Oxidationszahl ........................................................................ Aufstellen von Reaktionsgleichungen ........................................... Reaktionsgleichungen mit Stöchiometriezahlen ........................... Aufstellen von Redoxgleichungen ................................................

216 216 221 225 226 228 229 235 241 242 245

6 Säuren und Basen ................................................................................. 249 6.1 6.2 6.3 6.4 6.5

Wässrige Lösungen ....................................................................... Säuren ............................................................................................ Basen ............................................................................................. Konjugierte Säure-Base-Paare ...................................................... Neutralisationsreaktionen ..............................................................

249 251 254 257 260

7 Lösungsschlüssel ................................................................................... 263 Abbildungsverzeichnis ................................................................................. 305

1 | eins |

Exkurs: Das deutsche Alphabet Die richtige Aussprache von Buchstaben ist in der Chemie sehr wichtig.

 Aufgabe 1 Hören Sie und sprechen Sie nach. Wie spricht man* diese Buchstaben aus? Aa

 _____________

Nn

 _____________

Bb

 _____________

Oo

 _____________

Cc

 _____________

Pp

 _____________

Dd

 _____________

Qq

 _____________

Ee

 _____________

Rr

 _____________

Ff

 _____________

Ss

 _____________

Gg

 _____________

Tt

 _____________

Hh

 _____________

Uu

 _____________

Ii

 _____________

Vv

 _____________

Jj

 _____________

W w  _____________

Kk

 _____________

Xx

 _____________

Ll

 _____________

Yy

 _____________

Mm

 _____________

Zz

 _____________

* Das Wort „man“ hat eine ähnliche Bedeutung wie das Wort „jeder“ oder auch „jemand“. Es meint keine konkrete Person. Deswegen benutzt man es oft in wissenschaftlichen Texten. Es steht in der 3. Person Singular.

2

Exkurs: Das deutsche Alphabet

| zwei |

 Aufgabe 2 Unterstreichen Sie bitte. Welchen Buchstaben hören Sie? Sie hören jeden Buchstaben zweimal. Beispiel:

A * F * K * S

1.

S * C * Z * T

6.

W * V * X * Y

2.

D * Z * T * B

7.

F * W * V * P

3.

E * I * M * L

8.

Y * J * L * W

4.

M * L * N * E

9.

S * H * I * K

5.

S * R * M * N

10.

S * C * Z * T

 Aufgabe 3 Sie hören folgende zwei Buchstaben: * Pb * Hg * Fl * Mg * Na * Si * Ag * He * Fe * Cl *

Notieren Sie sie bitte in der richtigen Reihenfolge. Sie hören die Buchstaben zweimal. Beispiel:

Fl

1. ________

4. ________

7. ________

2. ________

5. ________

8. ________

3. ________

6. ________

9. ________

3

Exkurs: Das deutsche Alphabet

| drei |

 Aufgabe 4 Wir buchstabieren Wörter. Notieren Sie sie bitte. Sie hören die Buchstaben und dann auch das Wort nur einmal. Beispiel:

B-L-E-I  Blei

1. _____________________

4. _____________________

2. _____________________

5. _____________________

3. _____________________

6. _____________________

 Aufgabe 5 Hören und schreiben Sie. Wie spricht man diese Buchstaben und Buchstabenkombinationen aus?

1. Ei / ei

 ____________ Beispiele: Eisen (Fe), Blei (Pb)

2. Eu / eu

 ____________ Beispiele: Neutron, neutral

3. … er

 ____________ Beispiele: Wasser (H2O), Kupfer (Cu)

4. … en

 ____________ Beispiele: Gruppen, Elektronen

5. Au / au

 ____________ Beispiele: außen, Sauerstoff (O)

6. Äu / äu

 ____________ Beispiele: äußere, Säure

7. Sch / sch

 ____________ Beispiele: Schwefel (S), Schmelzpunkt

8. St / st

 ____________ Beispiele: Stickstoff (N), stark

9. S

 ____________ Beispiele: Selen (Se), Silber (Ag)

10. ß

 ____________ Beispiele: außen, äußere

11. y

 _____+______ Beispiele: Symbol, Krypton (Kr)

12. Z / z

 ____________ Beispiele: Zinn (Sn), Zink (Zn)

4

Exkurs: Das deutsche Alphabet

| vier |

 Aufgabe 6 Ergänzen Sie bitte. Welcher Buchstabe fehlt? / Welche Buchstaben fehlen? Sie hören das Wort zweimal. Beispiel:

____sen  Eisen

1.

au____en

2.

Silb____

3.

Kohlen____off

4.

Kupf____

5.

___äure

6.

Bl_____

7.

Schmel___punkt

8.

___alz

1 Elementnamen und Elementsymbole

Im Periodensystem der Elemente (kurz: PSE, siehe Abbildung 1.1) findet man alle Atomarten ( Atom + Art). Jede Atomart, also jedes Element, hat ein Symbol. Zum Beispiel ist das Symbol für Kupfer Cu.

Hauptgruppen 1 + 2

Hauptgruppen 13–18

1

18

H

2

Li

Be

13 14 15 16

17 He

B

C

N

O

F

Ne

10 11 12 Al

Si

P

S

Cl

Ar

Cu Zn Ga Ge As Se Br

Kr

Nebengruppen 3–12

Na Mg 3

4

5

6

7

K

Ti

V

Cr

Mn Fe Co Ni

Zr

Nb Mo Tc

Ca Sc

Rb Sr

Y

Cs

Ba La Hf Ta W

Fr

Ra Ac Rf

Lanthanoide La Actionide

8

9

Ru Rh Pd Ag Cd In

Re Os Ir

Pt

Au Hg TI

Sn Sb Te I Pb Bi

Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh FI

Ce Pr

Ac Th Pa U

Np Pu Am Cm Bk Cf

Es

Abbildung 1.1: Das Periodensystem der Elemente

© Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH, ein Teil von Springer Nature 2019 S. Sagman, Einführung in die Allgemeine Chemie, https://doi.org/10.1007/978-3-658-26417-8_1

Po At Rn

Mc Lv

Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er

Xe

Ts

Og

Tm Yb Lu

Fm Md No Lr

6

1 Elementnamen und Elementsymbole

| sechs |

1

Derzeit sind 118 Elemente bekannt. Man hat sie im Periodensystem der Elemente verschiedenen Gruppen zugeordnet: den Gruppen 1 bis 18. Die Elemente in einer Gruppe haben einen ähnlichen Aufbau. Deswegen reagieren sie chemisch ähnlich. Man unterscheidet außerdem zwischen Hauptgruppen ( Haupt + Gruppe) und Nebengruppen ( Neben + Gruppe). Es gibt 8 Hauptgruppen. Die IUPAC1 hat sie folgendermaßen nummeriert: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18. Die 10 Nebengruppen haben die Nummern 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9 und 10. Die Lanthanoide und Actionide sind auch Nebengruppenelemente ( Nebengruppen + Elemente). Sie sind in der Gruppe 3. Alle Nebengruppenelemente sind sich chemisch ähnlich. Sie sind sich chemisch viel ähnlicher als die Hauptgruppenelemente ( Hauptgruppen + Elemente). Die Elemente in den Hauptgruppen unterscheiden sich in ihrer Reaktion stärker voneinander. Sie reagieren nur innerhalb ihrer Gruppe chemisch ähnlich.

1 Die IUPAC – International Union of Pure and Applied Chemistry – ist eine internationale Organisation. Sie möchte die Chemie weltweit standardisieren, z. B. die Namen und Symbole der Elemente.

7

1 Elementnamen und Elementsymbole

| sieben |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

das Periodensystem der Elemente

______________________________ ______________________________

die Hauptgruppe, die Hauptgruppen

______________________________

die Nebengruppe, die Nebengruppen

______________________________

das Element, die Elemente

______________________________

das Symbol, die Symbole

______________________________

das Atom, die Atome

______________________________

die Atomart / die Atomsorte

______________________________

( Atom + Art / Sorte) der Aufbau

______________________________

aufbauen

______________________________

aufgebaut sein aus + D

______________________________ ______________________________

die Chemie

______________________________

chemisch

______________________________

die IUPAC

______________________________ ______________________________

reagieren mit + D

______________________________

die (chemische) Reaktion,

______________________________

die (chemischen) Reaktionen

1

8

1 Elementnamen und Elementsymbole

| acht |

1

 Aufgabe 1a Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Im Periodensystem der Elemente

a) in Hauptgruppen und Nebengruppen.

2. Ein Element

b) hat einen bestimmten Aufbau.

3. Eine Atomart

c) die Elemente einer Gruppe.

4. Die Gruppen im PSE unterscheidet man

d) sind aktuell 118 bekannte Elemente.

5. Ähnlich reagieren

e) ist eine Atomart.

 Aufgabe 1b Ergänzen Sie die passenden unterstrichenen Worte und Satzteile. 1. Periodensystem:

 118 bekannte Elemente_______________________

2. Element:

 __________________________________________

3. Atomart

 ein ______________er _______________________

4. Gruppen:

 __________________________________________

5. reagieren ähnlich:

 __________________________________________

 Aufgabe 2 Ergänzen Sie bitte die Sätze. * Symbol * Hauptgruppen * Nebengruppen * Periodensystem der Elemente * Gruppe * Nebengruppenelemente * Aufbau (2) * Hauptgruppenelemente * Atomart * reagieren

1. Ein Element ist eine ____________________________________________. 2. Jede Atomart hat denselben ( derselbe) ___________________________. 3. Sie hat außerdem ein____________________________________________.

1.1 Die Elemente in den Hauptgruppen

9 | neun |

4. Jedes bekannte Element ist im ____________________________________. 5. Dort ist es in einer _____________________________________________. 6. Es gibt 8 _____________________________________________________. 7. Es gibt 10 ____________________________________________________. 8. Die Elemente in einer Gruppe haben einen ähnlichen __________________. 9. Deswegen ___________________ sie chemisch ähnlich. 10. Die __________________ sind sich ähnlicher als die _________________.

1.1 Die Elemente in den Hauptgruppen Im Periodensystem der Elemente gibt es 18 Gruppen: Acht Hauptgruppen und zehn Nebengruppen. Die Elemente innerhalb einer Gruppe reagieren ähnlich. Aufgrund dieser Ähnlichkeit spricht man von Elementfamilien des Periodensystems. Es gibt 18 Gruppen im Periodensystem der Elemente, also auch 18 Elementfamilien, vgl. Abbildung 1.2. Aber die Unterschiede zwischen den Hauptgruppen sind groß. Jede Elementfamilie reagiert anders. Die Unterschiede zwischen den Nebengruppen sind nicht so groß wie die Unterschiede zwischen den Hauptgruppen. Nebengruppenelemente ähneln sich mehr. Der Grund liegt im Aufbau der Haupt- und Nebengruppenelemente. In manchen Periodensystemen haben die Hauptgruppen römische Zahlen: I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII. Die Zahlen gehen also von Eins bis Acht. Formell richtig ist die Nummerierung mit einer arabischen Zahl. Die Hauptgruppen haben nach IUPAC die Zahlen 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 und 18.

1

Beryllium

Mg

Magnesium

Ca

Calsium

Sr

Strontium

Ba

Barium

Ra

Radium

Lithium

Na

Natrium

K

Kalium

Rb

Rubidium

Cs

Caesium

Fr

Francium

Nihonium

Nh

Thallium

TI

Indium

In

Gallium

Ga

Aluminium

Al

Bor

B

13

Flevorium

FI

Blei

Pb

Zinn

Sn

Germanium

Ge

Silicium

Si

Kohlenstoff

C

14

Moscovium

Mc

Bismut

Bi

Antimon

Sb

Arsen

As

Phosphor

P

Stickstoff

N

15

Ts

Astat

At

Iod

I

Brom

Br

Chlor

Cl

Fluor

F

17

Livermonium Tennessin

Lv

Polonium

Po

Tellur

Te

Selen

Se

Schwefel

S

Sauerstoff

O

16

Oganesson

Og

Radon

Rn

Xenon

Xe

Krypton

Kr

Argon

Ar

Neon

Ne

Helium

He

18

1

Abbildung 1.2: Die Hauptgruppen im Periodensystem der Elemente

Be

2

Li

Wasserstoff

H

1

10

| zehn |

1 Elementnamen und Elementsymbole

11

1.1 Die Elemente in den Hauptgruppen

| elf |

 Aufgabe 3

1

Kreuzen Sie bitte an. Wo ist …? a) … Wasserstoff (H)

 Gruppe 1

 Gruppe 2

b) … Kohlenstoff (C)

 Gruppe 13

 Gruppe 14

c) … Zinn (Sn)

 Gruppe 14

 Gruppe 15

d) … Sauerstoff (O)

 Gruppe 15

 Gruppe 16

e) … Schwefel (S)

 Gruppe 15

 Gruppe 16

f) … Blei (Pb)

 Gruppe 13

 Gruppe 14

g) … Stickstoff (N)

 Gruppe 15

 Gruppe 16

 Aufgabe 4 Verbinden Sie. Was ist das Symbol für …? Schreiben Sie auch das Symbol. 1. Blei

a) Sn

Das Symbol für Blei ist

Pb

.

2. Zinn

b) C

Das Symbol für Zinn ist

_______.

3. Schwefel

c) H

Das Symbol für Schwefel ist

_______.

4. Stickstoff

d) Pb

Das Symbol für Stickstoff ist

_______.

5. Wasserstoff

e) N

Das Symbol für Wasserstoff ist

_______.

6. Kohlenstoff

f) O

Das Symbol für Kohlenstoff ist

_______.

7. Sauerstoff

g) S

Das Symbol für Sauerstoff ist

_______.

12

1 Elementnamen und Elementsymbole

| zwölf |

1

 Aufgabe 5 Finden Sie bitte die 7 Elemente und schreiben Sie auch das Symbol dazu. Die Reihenfolge ist nicht wichtig. I

S

A

U

E

R

S

T

O

F

F

B

I

U

S

F

L

U

O

R

B

H

Z

Z

S

C

H

W

E

F

E

L

S

M

I

T

H

A

B

O

R

M

E

R

K

N

A

T

R

I

U

M

M

I

K

O

N

G

E

R

K

O

H

L

E

P

1. ____________________________________ Symbol: ______________ 2. ____________________________________ Symbol: ______________ 3. ____________________________________ Symbol: ______________ 4. ____________________________________ Symbol: ______________ 5. ____________________________________ Symbol: ______________ 6. ____________________________________ Symbol: ______________ 7. ____________________________________ Symbol: ______________

 Aufgabe 6 Schreiben Sie die Elementnamen richtig. Schreiben Sie auch das Symbol dazu. a) o-t-f-k-o-s-h-l-e-n-f

 _______________________

Symbol: _______

b) f-f-i-c-k-s-t-o-t-s

 _______________________

Symbol: _______

c) s-t-s-s-w-a-e-r-o-f-f

 _______________________

Symbol: _______

13

1.1 Die Elemente in den Hauptgruppen

| dreizehn |

Jede Haupt- und Nebengruppe hat einen eigenen Namen. Er kommt meistens von einem oder zwei Elementen aus der Gruppe. So heißt z. B. die Gruppe 3 mit dem Element Scandium (Sc) Scandiumgruppe, die Gruppe 4 mit dem Element Titan (Ti) Titangruppe, die Gruppe 14 mit den Elementen Kohlenstoff (C) und Silicium (Si) Kohlenstoff-Silicium-Gruppe. (Man nennt sie aber auch die Kohlenstoffgruppe). Manche Gruppen haben neben diesen Namen eine weitere Bezeichnung, so bezeichnet man z. B. die Fluorgruppe (Gruppe 17) auch als Halogene oder die Borgruppe (Gruppe 13) als Erdmetalle.

 Aufgabe 7 Ergänzen Sie die Namen der Hauptgruppen. Sehen Sie sich hierfür das Periodensystem der Elemente an und lesen Sie den obigen Text. * Borgruppe * Halogene * Stickstoffgruppe * Erdmetalle * Heliumgruppe * Kohlenstoff-Silicium-Gruppe * Fluorgruppe * Sauerstoffgruppe * Kohlenstoffgruppe *

Gruppe 1:

Alkalimetalle

Gruppe 15:

__________________

Stickstoff-Phosphor-Gruppe Gruppe 2:

Erdalkalimetalle

Gruppe 16:

Chalkogene __________________

Gruppe 13: _________________

Gruppe 17:

_________________ Gruppe 14: _________________ _________________

__________________ __________________

Gruppe 18:

Edelgase __________________

1

14

1 Elementnamen und Elementsymbole

| vierzehn |

1

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

(das)* Scandium

______________________________

(das) Zinn

______________________________

(das) Blei

______________________________

(das) Titan

______________________________

(das) Selen

______________________________

(das) Chlor

______________________________

(das) Fluor

______________________________

(das) Bor

______________________________

(das) Silicium

______________________________

(das) Helium

______________________________

(der) Sauerstoff

______________________________

(der) Stickstoff

______________________________

(der) Schwefel

______________________________

(der) Wasserstoff

______________________________

das Edelgas, die Edelgase

______________________________

das Halogen, die Halogene

______________________________

das Alkalimetall, die Alkalimetalle

______________________________

das Erdmetall, die Erdmetalle

______________________________

das Erdalkalimetall, die Erdalkalimetalle ______________________________ das Chalkogen, die Chalkogene

______________________________

* Die Namen der Elemente benutzt man meist ohne Artikel. Man sagt direkt „Scandium“ oder „Blei“ usw.

15

1.2 Die Elemente in den Nebengruppen

| fünfzehn |

1.2 Die Elemente in den Nebengruppen

1

Im Periodensystem der Elemente gibt es 10 Nebengruppen, vgl. Abbildung 1.3. Die Lanthanoide und Actinoide bilden keine eigene Nebengruppe, sie gehören in die Gruppe 3. Alle Nebengruppenelemente sind Metalle. Sie reagieren chemisch ähnlich. Nebengruppen 3–12 3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Lanthanoide La Actionide

Ce Pr Nd Pm Sm Eu

Ac Th Pa U

Gd Tb Dy Ho Er

Np Pu Am Cm Bk Cf

Es

Tm Yb Lu

Fm Md No Lr

Abbildung 1.3: Die Nebengruppen im Periodensystem der Elemente

 Aufgabe 8 Wie heißen diese Elemente in Ihrer Muttersprache? Eisen (Fe) = ___________________

Kupfer (Cu)

= _________________

Silber (Ag) = ___________________

Gold (Au)

= _________________

16

1 Elementnamen und Elementsymbole

| sechzehn |

1

 Aufgabe 9 Kreuzen Sie an. Wo ist …? a) Chrom (Cr)

 Gruppe 6

 Gruppe 7

b) Wolfram (W)

 Gruppe 5

 Gruppe 6

c) Eisen (Fe)

 Gruppe 7

 Gruppe 8

d) Nickel (Ni)

 Gruppe 10

 Gruppe 11

e) Kupfer (Cu)

 Gruppe 10

 Gruppe 11

f) Silber (Ag)

 Gruppe 11

 Gruppe 12

g) Gold (Au)

 Gruppe 10

 Gruppe 11

h) Zink (Zn)

 Gruppe 10

 Gruppe 11

i) Quecksilber (Hg)

 Gruppe 11

 Gruppe 12

 Aufgabe 10 Was ist das Symbol für …? Verbinden Sie. Schreiben Sie auch das Symbol. 1. Wolfram

a) Fe

Das Symbol für Wolfram ist

W

.

2. Zink

b) Hg

Das Symbol für Zink ist

_______.

3. Kupfer

c) Cr

Das Symbol für Kupfer ist

_______.

4. Nickel

d) W

Das Symbol für Nickel ist

_______.

5. Eisen

e) Cu

Das Symbol für Eisen ist

_______.

6. Silber

f) Zn

Das Symbol für Silber ist

_______.

7. Quecksilber

g) Ag

Das Symbol für Quecksilber ist _______.

8. Gold

h) Au

Das Symbol für Gold ist

_______.

9. Chrom

i) Ni

Das Symbol für Chrom ist

_______.

17

1.2 Die Elemente in den Nebengruppen

| siebzehn |

Aufgabe 11a

1

Finden Sie bitte die 6 Elemente im Kasten. R

E

I

N

I

C

K

E

L

A

1. ________________________

E

A

N

M M P

D

E

U

N

2. ________________________

B

O G

O

L

D

A

K

L

W

3. ________________________

L

O A

R

Z

Y

Z

I

N

K

4. ________________________

I

T

R

H

S

S

A

M L

O

5. ________________________

S

T

R

C

E

I

S

E

A

6. ________________________

N

 Aufgabe 11b Schreiben Sie bitte auch die Symbole für diese Elemente. 1. _______ 2. _______ 3. _______ 4. _______ 5. _______ 6. _______

 Aufgabe 12 Kreuzen Sie an. Das Symbol … steht für … Das Symbol Ag steht für …

 Silber

 Eisen

Das Symbol Hg steht für …

 Kupfer  Sauerstoff

 Quecksilber

Das Symbol Zn steht für …

 Nickel  Eisen

 Zink

Das Symbol Cu steht für …

 Silber

 Kohlenstoff

Das Symbol Au steht für …

 Chrom  Zink

 Gold

Das Symbol Fe steht für …

 Wolfram  Eisen

 Kupfer

 Kupfer

 Wasserstoff

18

1 Elementnamen und Elementsymbole

| achtzehn |

1

 Aufgabe 13 Wie heißen die Nebengruppen? Sehen Sie sich das Periodensystem der Elemente an und ergänzen Sie die unten angeführten Namen.

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

* Nickelgruppe * Mangangruppe * Titangruppe * Chromgruppe * * Eisengruppe * Zinkgruppe * Vanadiumgruppe * Scandiumgruppe * * Kobaltgruppe * Kupfergruppe *

Gruppe 3: ____________________

Gruppe 8: ____________________ Eisen-Platin-Gruppe

Gruppe 4: ____________________

Gruppe 9: ____________________

Gruppe 5: ____________________

Gruppe 10: ____________________

Gruppe 6: ____________________

Gruppe 11: ____________________

Gruppe 7: ____________________

Gruppe 12: ____________________

19

1.2 Die Elemente in den Nebengruppen

| neunzehn |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

(das) Natrium

______________________________

(das) Kupfer

______________________________

(das) Eisen

______________________________

(das) Wolfram

______________________________

(das) Nickel

______________________________

(das) Zink

______________________________

(das) Gold

______________________________

(das) Silber

______________________________

(das) Quecksilber

______________________________

(das) Chrom

______________________________

(der) Iod

______________________________

das Metall, die Metalle

______________________________

 Aufgabe 14 Wie heißen diese Vokabeln in Ihrer Muttersprache? Übersetzen Sie bitte. fest

______________________________

flüssig

______________________________

gasförmig

______________________________

der Aggregatzustand

______________________________

1

20

1 Elementnamen und Elementsymbole

| zwanzig |

1

 Aufgabe 15 Welches Element ist fest, flüssig oder gasförmig? Sie können im Internet nachsehen. Geben* Sie in die Suchmaschine den Elementnamen und das Wort Aggregatzustand ein, z. B.: „Blei Aggregatzustand“. * Das Wort „eingeben“ bedeutet hier „schreiben“.

* Blei * Stickstoff * Kupfer * Wasserstoff * Sauerstoff * Kohlenstoff * Chlor * Fluor * Natrium * Eisen * Brom * Schwefel * Selen * Zink * Silber * Iod * Quecksilber *

fest

flüssig

gasförmig

Blei________________

___________________

___________________

___________________

___________________

___________________

___________________

__________________

___________________

___________________

___________________

___________________

___________________

___________________

___________________

___________________

___________________

___________________

21

1.3 Besser formulieren

| einundzwanzig |

1.3 Besser formulieren In der Wissenschaft schreibt man anders als in einem Roman oder in einem Brief an einen Freund. Der Stil muss abstrakt und objektiv sein. In diesem Kapitel und im nächsten Kapitel stehen wichtige Wörter der allgemeinen Wissenschaftssprache und der Wissenschaftssprache der Chemie.

Pronomen: man Funktion:

Generalisierung / Verallgemeinerung Manchmal ist der Name einer Person nicht wichtig. Dann benutzt man das Pronomen „man“. Es hat dann eine ähnliche Bedeutung wie „jemand“. Und manchmal meint man mit „man“ „jeder“, „die Menschen“. Nur bei konkreten Personen schreibt und sagt man in der Wissenschaftssprache „ich“, „er“, „sie“ oder „wir“.

Konjugation:

Verb in der 3. Person Singular Nach dem Pronomen „man“ konjugiert man wie nach den Personalpronomen „er, sie, es“.

Beispielsätze:

• Man nennt diese Elemente Halogene. • Man spricht das H im Deutschen nur am Anfang des Wortes oder der Silbe aus.

• Man unterscheidet zwischen Haupt- und Nebengruppen.

1

22

1 Elementnamen und Elementsymbole

| zweiundzwanzig |

1

Verb: bezeichnen (als) Funktion 1:

erklären Man hat ein Wort schon benutzt. Jetzt erklärt man seine Bedeutung. Der Satz beginnt oft mit der Präposition als: „Als … bezeichnet man …“

Beispielsätze:

• Im PSE findet man alle derzeit bekannten Elemente. • Als Element bezeichnet man eine Atomart. • Chlor ist ein Halogen. Als Halogen bezeichnet man alle Elemente der Gruppe 7.

Funktion 2:

definieren, benennen Man hat ein Wort noch nicht benutzt. Man präsentiert es und erklärt seine Bedeutung.

Beispielsätze:

• Man bezeichnet diese Elemente als Edelgase. • Elemente der Gruppe 7 bezeichnet man als Halogene. • Diesen Zustand bezeichnet man als Aggregatzustand.

Synonym:

nennen

Nominativform:

die Bezeichnung (als)

23

1.3 Besser formulieren

| dreiundzwanzig |

Nomen: die Bezeichnung Synonym:

der Name, das Wort, der Begriff, der Terminus

Beispielsatz:

Die Bezeichnung Atom kommt aus dem Griechischen und bedeutet unteilbar.

Verb: unterteilen Bedeutung:

in Teile zerlegen / in Abschnitte gliedern

Präposition:

in + Akkusativ

Beispielsatz:

Man unterteilt die Elemente in Elementfamilien.

Synonym:

teilen, gliedern

Nominativform:

die Unterteilung (in) / die Unterteilung (+ Gentitiv)

Nomen: die Unterteilung Präposition:

in + Akkusativ

Kasus:

Unterteilung + Genitiv

Beispielsatz:

Die Unterteilung der Elemente in Haupt- und Nebengruppenelemente.

1

24

1 Elementnamen und Elementsymbole

| vierundzwanzig |

1

Verb: sich unterscheiden Bedeutung:

anders sein

Präposition:

Was ist anders? 

Beispielsätze:

Elemente in einer Gruppen unterscheiden sich in ihrer

in + Dativ, durch + Akkusativ

Größe. Elemente

verschiedener

Hauptgruppen

unterscheiden

sich durch ihr chemisches Verhalten.

Präposition:

Anders als wer oder was? 

Beispielsätze:

Halogene unterscheiden sich von den Alkalimetallen.

von + Dativ

Verb: stehen für Bedeutung:

etwas repräsentieren

Beispielsätze:

Das Symbol H steht für Wasserstoff. Für welches Element steht das Symbol B?

25 | fünfundzwanzig |

Exkurs: Die Zahlen In der Chemie muss man nicht nur die Buchstaben richtig aussprechen können. Auch die richtige Aussprache der Zahlen ist sehr wichtig.

 Aufgabe 1 Hören Sie und sprechen Sie nach. Sie hören jede Zahl zweimal.

1

 eins

13

 dreizehn

2

 zwei

14

 vierzehn

3

 drei

15

 fünfzehn

4

 vier

16

 sechzehn

5

 fünf

17

 siebzehn

6

 sechs

18

 achtzehn

7

 sieben

19

 neunzehn

8

 acht

20

 zwanzig

9

 neun

21

 einundzwanzig

10

 zehn

22

 zweiundzwanzig

11

 elf

23

 dreiundzwanzig

12

 zwölf

24

 vierundzwanzig

26

Exkurs: Die Zahlen

| sechsundzwanzig |

 Aufgabe 2 Kreuzen Sie bitte an. Was hören Sie? Sie hören jede Summenformel zweimal.

a)  C3O2

 C4O2

 C5O2

e)  FeO

 Fe2O3

 Fe3O4

b)  C2H6

 C4H10

 C9H20

f)  FeCl2

 FeCl3

 SeCl4

c)  C10H22

 C6H14

 C7H16

g)  Pb4O10  Pb3O4

 PbO

d)  C5H12

 C2H6

 C8H18

h)  C11H24  C8H18

 C9H20

 Aufgabe 3 Hören Sie und bringen Sie die Summenformeln in die richtige Reihenfolge. Sie hören jede Summenformel zweimal. * C4O2 * C9H20 * C5H12 * Al2O3 * H2SO4 * CaCl2 * a) ___________________

d) ___________________

b) ___________________

e) ___________________

c) ___________________

f) ___________________

2 Chemische Formeln

Eine chemische Formel informiert über die Zusammensetzung einer Verbindung. Zum Beispiel setzt sich die Verbindung H2O aus den Elementen Wasserstoff (H) und Sauerstoff (O) zusammen. Außerdem informiert sie über das Atomverhältnis ( Atom + Verhältnis) in einer Verbindung. So ist das Verhältnis der Elemente in der Verbindung H2O zwei zu eins (2:1). Das bedeutet, die Verbindung setzt sich aus zwei Wasserstoff-Atomen und einem SauerstoffAtom zusammen. Ein anderer Name für „chemische Formel“ ist „Summenformel“. Eine Summenformel kann eine Verbindung nicht immer vollständig beschreiben. Genauere Informationen erhält man mit Hilfe der Strukturformel. Diese zeigt grafisch die Anordnung der Elemente in der Verbindung. Sie kann dies nicht ganz, denn eine Zeichnung ist zweidimensional, aber eine Verbindung dreidimensional.

 Aufgabe 1 Was passt zusammen? Verbinden Sie bitte. 1. Summenformel

a) Wasserstoff und Schwefel

2. Atomverhältnis

b) Position innerhalb der Verbindung

3. Strukturformel

c) H2S

4. Zusammensetzung

d) 2:1  2 Wasserstoff-Atome und 1 Schwefel-Atom

5. Anordnung

e)

S H

H

© Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH, ein Teil von Springer Nature 2019 S. Sagman, Einführung in die Allgemeine Chemie, https://doi.org/10.1007/978-3-658-26417-8_2

28

2 Chemische Formeln

| achtundzwanzig |

2

 Aufgabe 2 Ergänzen Sie bitte. Die _______________________ Schwefelhydrid (H2S) ______________ sich aus den Elementen Schwefel und Wasserstoff __________________________.  Aufgabe 3 Schreiben Sie bitte. Was sieht man auf den ersten Blick? Wo in der Verbindung sind die Atome? / Aus welchen Elementen besteht die Verbindung? / Welches Atom ist mit welchem Atom verbunden? / Wie ist das Atomverhältnis in der Verbindung? / Wie viele Atome eines Elements sind in der Verbindung?

Summenformel: _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ Strukturformel: _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________  Aufgabe 4 Schreiben Sie bitte. Wie heißt das Wort? a) ung-sam-zu-men-setz: __________________________________________ b) ord-an-nung:

__________________________________________

c) nis-atom-hält-ver:

__________________________________________

d) ver-dung-bin:

__________________________________________

e) men-sum-mel-for:

__________________________________________

29

2 Chemische Formeln

| neunundzwanzig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die chemische Formel,

______________________________

die chemischen Formeln die Summenformel,

______________________________

die Summenformeln die Strukturformel,

______________________________

die Strukturformeln die Zusammensetzung aus + D

______________________________

sich zusammensetzen aus + D

______________________________

zusammengesetzt sein aus + D

______________________________

die Verbindung,

______________________________

die Verbindungen sich verbinden mit + D

______________________________

verbunden sein mit + D

______________________________

die Anordnung,

______________________________

die Anordnungen sich anordnen

______________________________

angeordnet sein

______________________________

das Atomverhältnis

______________________________

( Atom + Verhältnis) mit Hilfe + G

______________________________

mit Hilfe von + D

______________________________

2

30

2 Chemische Formeln

| dreißig |

2

 Aufgabe 5 Ergänzen Sie bitte die Lücken mit folgenden Wörtern: * Strukturformel * 2:3 * Anordnung * Verbindung * Summenformel *

a) Die ___________________ Fe2S3 setzt sich aus den Elementen Eisen und Schwefel zusammen. b) Mithilfe einer ___________________ erfährt man die chemische Zusammensetzung der Verbindung. c) Mit Hilfe einer _______________________ kann man die ______________ der Elemente innerhalb der Verbindung sehen. d) In der Verbindung Eisensulfid (Fe2S3) ist das Atomverhältnis ___________.

Aussprache

Wie schreibt man? Wie liest man? FeS

f–e–s

FeS2

 f – e – s – zwei

Fe2S3

 f – e – zwei – s – drei

31

2.1 Chemische Namen

| einunddreißig |

 Aufgabe 6 Wie liest man die folgenden Summenformeln? H2O 

H-2-O

CH3  __________________

AgBr  __________________

SF2  __________________

NaCl  __________________

N2O4  __________________

MgS  __________________

CaCl2 __________________

CuS  __________________

P2O5  __________________

2.1 Chemische Namen Die Namen der Elemente und Verbindungen können in unterschiedlichen Ländern sehr unterschiedlich sein. So heißt z. B. „Eisen“ (Fe) auf Englisch „iron“ und auf Türkisch „demir“. Dies gilt auch für Verbindungen und Gemische2. Beispielsweise heißt die Verbindung „H2O“ in jedem Land anders, denn das Wort für „Wasser“ ist in jedem Land älter als seine chemische Bezeichnung. Trotzdem möchte die IUPAC mit Hilfe von Regeln die Namensgebung ( Name + geben) systematisieren und internationalisieren. Das kann sie in vielen Fällen, in vielen Fällen aber auch nicht. Manchmal ist die Tradition stärker als die Regeln der IUPAC, manchmal ist der IUPAC-Name zu lang und zu

2 Ein Gemisch (auch: Stoffgemisch oder Stoffgemenge) ist eine Mischung aus zwei oder mehreren Elementen oder Verbindungen. Diese Elemente oder Verbindungen reagieren nicht miteinander. Es entsteht also keine chemische Reaktion zwischen ihnen.

2

32

2 Chemische Formeln

| zweiunddreißig |

2

kompliziert, und manchmal können für eine Verbindung mehrere Regeln gelten. Die Bezeichnung hängt dann von der Regel ab. Die Regeln für die Namensgebung erfährt man über die Nomenklatur der IUPAC. Gewisse Atome bestimmen in manchen Verbindungen den Namen der Verbindung. Zum Beispiel nennt man die Verbindungen von Metallen mit Phosphor Phosphide. Aber nicht jede Verbindung mit dem Element Phosphor ist ein Phoshid. Der Name hängt auch von den anderen Elementen in der Verbindung oder von der Art der Verbindung ab. Die Regeln hierzu sind auch in den nächsten Kapiteln ein Thema. Laut Nomenklatur gelten zunächst folgende Regeln:

Endungen:

AgCl

 Silberchlorid

LiBr

 Lithiumbromid

AgI

 Silberiodid

CuO

 Kupferoxid

MgS

 Magnesiumsulfid

Ca3P2

 Calciumphosphid

Li2C2

 Lithiumcarbid

AlN

 Aluminiumnitrid

NaH

 Natriumhydrid

33

2.1 Chemische Namen

| dreiunddreißig |

 Aufgabe 7 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Eisensulfid

a) HgS

2. Quecksilbersulfid

b) ZnS

3. Kupfersulfid

c) FeS

4. Zinksulfid

d) CuS

 Aufgabe 8 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Lithiumchlorid

a) LiI

2. Lithiumfluorid

b) LiBr

3. Lithiumbromid

c) LiCl

4. Lithiumiodid

d) LiF

 Aufgabe 9 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Kaliumbromid

a) LiBr

2. Lithiumbromid

b) MgBr2

3. Magnesiumbromid

c) KBr

4. Natriumbromid

d) AgBr

5. Rubidiumbromid

e) FeBr3

6. Silberbromid

f) NaBr

7. Eisenbromid

g) RbBr

2

34

2 Chemische Formeln

| vierunddreißig |

2

 Aufgabe 10 Schreiben Sie bitte. Wie lautet der chemische Name? a) AgBr

 __________________

i) NaBr

 __________________

b) LiCl

 __________________

j) KCl

 __________________

d) NaI

 __________________

k) KI

 __________________

e) PbO

 __________________

l) ZnO

 __________________

f) CaH2

 __________________

m)TiH2

 __________________

g) BrN

 __________________

n) CrN

 __________________

o) Al4C3

 __________________

h) Mg2C3  __________________

 Aufgabe 11 Was passt zusammen? Verbinden Sie bitte. 1. Element

a) PbO

2. Verbindung

b) Fe

3. Gemisch

c) NaCl + H2O

 Aufgabe 12 Ergänzen Sie bitte die Lücken. * reagieren * Verbindung * Gemisch * Nomenklatur * IUPAC *

a) Sauerstoff (O2) ist eine ________________________. Die zwei SauerstoffAtome haben miteinander reagiert und sind zu einem Molekül geworden.

35

2.1 Chemische Namen

| fünfunddreißig |

b) Luft ist ein ________________. Er setzt sich hauptsächlich aus den Gasen Sauerstoff (O2), Stickstoff (N2) und Argon zusammen. Diese Gase ___________________ nicht miteinander. Das bedeutet, die Elemente (Argon) und die Verbindungen (O2 und N2) bleiben unverändert. c) Die _____________________ ist ein Aufgabengebiet ( Aufgabe + Gebiet) der ________. Sie ist eine internationale Organisation und stellt z. B. Regeln für die Namensgebung von Verbindungen auf.

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Nomenklatur

______________________________ ______________________________

das Gemisch /

______________________________

das Stoffgemisch / das Stoffgemenge die Reaktion mit + D

______________________________

reagieren mit + D

______________________________

entstehen

______________________________

die Entstehung von + D

______________________________

eine Reaktion entsteht

______________________________

zwischen + D

______________________________

2

36

2 Chemische Formeln

| sechsunddreißig |

2

2.2 Zahlen in chemischen Namen Die Verbindungen FeS, FeS2 und F3S sind drei verschiedene Verbindungen. Sie unterscheiden sich nicht in ihrer Zusammensetzung – jede Verbindung besteht aus Eisen- und Schwefel-Atomen -, aber sie unterscheiden sich im Atomverhältnis. In der Verbindung FeS ist das Atomverhältnis eins zu eins (1:1), in der Verbindung FeS2 eins zu zwei (1:2) und in der Verbindung F3S drei zu eins (3:1). Dennoch sagt man oft zu allen drei Verbindungen nur „Eisensulfid“. Offiziell muss man aber unterscheiden:

Stöchiometrische Zahlen im Namen Offiziell: FeS  Eisen-sulfid FeS2  Eisen-disulfid Fe3S  Trieisen-sulfid

CrO CrO2 CrO3 Cr2O3

 Chrom-oxid  Chrom-dioxid  Chrom-trioxid  Dichrom-trioxid

Inoffiziell: Man sagt und schreibt oft nur Eisensulfid. Eisensulfid kann aber FeS, FeS2 oder auch F3S sein.

Man sagt und schreibt oft nur Chromoxid. Chromoxid kann CrO, CrO2, CrO3 oder auch Cr2O3 sein.

 Aufgabe 13 Kreuzen Sie bitte an. Wann sagt man die stöchiometrische Zahl? a) vor dem Elementnamen

b) nach dem Elementnamen

37

2.2 Zahlen in chemischen Namen

| siebenunddreißig |

 Aufgabe 14 Vergleichen Sie bitte die Aussprache. Was ist hier anders? a) FeS  Eisensulfid, aber Fe3S  Trieisensulfid b) CrO  Chromoxid, aber Cr2O3 Dichromtrioxid Antwort: ________________________________________________________ _______________________________________________________________

 Aufgabe 15 Ergänzen Sie die Wörter zur Lösung von Aufgabe 13. * manchmal * das erste Element * unterscheidet * größere Zahlen * die Eins *

a) Man liest und schreibt _________________ nicht. b) Man liest und schreibt nur _______________________________________. c) Dies gilt immer für ________________________ in einer Summenformel. d) Bei den anderen Elemente in der Verbindung benutzt man ______________ das Zahlwort: „mono“. e) Man _______________________ damit Verbindungen mit gleicher Zusammensetzung. Zum Beispiel sagt man manchmal Chrommonoxid (CrO) und unterscheidet es dadurch von Chromdioxid (CrO2) und Chromtrioxid (CrO3). Oder man sagt manchmal Kohlenstoffmonoxid (CO) und unterscheidet es dadurch von Kohlenstoffdioxid (CO2).

2

38

2 Chemische Formeln

| achtunddreißig |

2

 Aufgabe 16 Kreuzen Sie bitte an. Wie spricht man …? 1. Cu2O: a) Kupferdioxid



b) Dikupferoxid



c) Dikupfermonoxid



a) Monotitandihydrid



b) Titandihydrid



c) Titandihydriddi



a) Monosilberdifluorid



b) Silberfluorid



c) Silberdifluorid



2. TiH2:

3. AgF2:

 Aufgabe 17 Schreiben Sie bitte den formell richtigen Namen folgender Verbindungen: 1. SO2:

_____________________________________________

2. Mg2C3: _____________________________________________ 3. Ca3N2: _____________________________________________ 4. FeH:

_____________________________________________

5. *SF6:

_____________________________________________

* 6 = hexa

39

2.2 Zahlen in chemischen Namen

| neununddreißig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

bestehen aus + D

______________________________

lauten (~ sein)

______________________________

oft bei: die Frage, die Antwort, die Lösung, die Nummer, die Zahl lautet … vergleichen mit + D

______________________________

der Vergleich mit (+ 1 Objekt)

______________________________

der Vergleich zwischen (+ 2 Objekte)

______________________________

folgend

______________________________

z. B. die folgende Tabelle

______________________________

z. B. die folgenden Verbindungen

______________________________

2

40

2 Chemische Formeln

| vierzig |

2

Aussprache

Regel 1 Man schreibt den Index 1 nicht. Man beginnt nie mit „Mono-…“

Regel 2 Das „o“ und das „a“ im Zahlwort fallen bei der Endung „oxid“ weg:  mono + oxid  tetra + oxid

 monoxid  tetroxid

Regel 3 „…-mono-…“ sagt man nur zur Unterscheidung, z. B. bei Kohlenstoffmonoxid*1, denn es gibt auch Kohlenstoffdioxid*2.

*1 Ein anderer Name für Kohlenstoffmonoxid (CO) ist Kohlenmonoxid. *2 Ein anderer Name für Kohlenstoffdioxid (CO2) ist Kohlendioxid.

41

2.2 Zahlen in chemischen Namen

| einundvierzig |

 Aufgabe 18

2

Kreuzen Sie bitte an. Wie muss es richtig lauten? a) FeS2

 Eisendisulfid  Monoeisendisulfid

b) CO

 Kohlenstoffmonoxid  Kohlenstoffmonooxid

c) P4O10

 Tetraphosphorhexaoxid  Tetraphosphorhexoxid

Anzahl

Summenformel

Man sagt und schreibt:

1

mon(o)

C2O(1)

Kohlenstoffmonoxid

2

di

CO2

Kohlenstoffdioxid

3

tri

FeCl3

Eisentrichlorid

4

tetr(a)

SiBr4

Siliciumtetrabromid

5

pent(a)

AsF5

Arsenpentafluorid

6

hex(a)

SeF6

Selenhexafluorid

7

hept(a)

IF7

Iodheptafluorid

8*

oct(a)

9*

non(a)

10

dec(a)

S2F10

Dischwefeldecafluorid

* Man benutzt die Zahlwörter „octa“ und „nona“ bei Molekülen wie z. B. in – „7,8-diiodobicyclo[4.2.0]octa.1,3,5-triene“ (= C8H6I2) oder – „nonafluoro-tert-butanol“ (= C4HF9O).

42

2 Chemische Formeln

| zweiundvierzig |

2

 Aufgabe 19 Bringen Sie die Verbindungen bitte in eine Reihenfolge. Schreiben Sie hierfür bitte die Summenformel. * Distickstofftetroxid

* Natriumchlorid

* Trikupfernitrid

* Schwefeltetrachlorid

* Trisiliziumtetranitrid

* Kohlenstoffmonoxid

* Distickstoffmonoxid

* Tricalciumdinitrid

* Triphosphorpentanitrid

* Magnesiumdibromid

* Chromtrioxid

* Phosphorpentachlorid

Die Verbindung besteht aus … – 2 Atomen:

a) __________

b) __________

– 3 Atomen:

c) __________

d) __________

– 4 Atomen:

e) __________

f) __________

– 5 Atomen:

g) __________

h) __________

– 6 Atomen:

i) __________

j) __________

– 7 Atomen:

k) __________

– 8 Atomen:

l) __________

 Aufgabe 20 Ergänzen Sie bitte. Wie sagt und schreibt man? Verbindung

Formell

Informell

Fe2O3

 _____________________

 _____________________

CrH2

 _____________________

 _____________________

N2O5

 _____________________

 _____________________

P2Cl4

 _____________________

 _____________________

PCl5

 _____________________

 _____________________

P4S7

 _____________________

 _____________________

43

2.3 Trivialnamen

| dreiundvierzig |

2.3 Trivialnamen

2

Trivialnamen sind oft alte Namen, sehr viel älter als die IUPAC-Namen. Deswegen benutzt man oft lieber die älteren Bezeichnungen. Zum Beispiel sagt man zu H2O lieber „Wasser“ statt „Wasserstoffdioxid“. Außerdem ist der offizielle Name nach IUPAC manchmal sehr kompliziert. Auch dann benutzt man lieber den Trivialnamen. Trivialnamen sagen aber nichts über die Zusammensetzung oder das Atomverhältnis in den Verbindungen. In der folgenden Tabelle sind einige Beispiele von Trivialnamen:

Chemische Formel

IUPAC-Name

Trivialname

H2O

Wasserstoffoxid

Wasser

NaCl

Natriumchlorid

Kochsalz

KNO3

Kaliumnitrat

Salpeter

C3H6O

2-Propanon

Aceton

C2H4O

Ethanal

Acetaldehyd

CHCl3

Trichlormethan

Chloroform

CH2O

Methanal

Formaldehyd

Abbildung 2.1: Die Trivialnamen einiger wichtiger Verbindungen

44

2 Chemische Formeln

| vierundvierzig |

2

2.4 Besser formulieren

Verb: bestehen

Bedeutung:

sein (aus)

Synonym:

sich zusammensetzen aus

Präposition:

aus + Dativ

Beispielsätze:

Salz besteht aus den Elementen Natrium und Chlor, genauer: aus Natrium- und Chlorid-Ionen. Ein Atom besteht aus Elektronen, Neutronen und Protonen.

Verb: sich zusammensetzen

Synonym:

bestehen aus

Präposition:

aus + Dativ

Beispielsatz:

Luft setzt sich aus Sauerstoff, Stickstoff und Argon zusammen.

Nominativform:

die Zusammensetzung (aus)

45

2.4 Besser formulieren

| fünfundvierzig |

Verb: lauten

Bedeutung:

2 bei folgenden Nomen ähnliche Verwendung wie das Verb „sein“: die Frage, die Antwort, die Lösung, die Nummer, die Zahl, die Formel, der Name

Beispielsätze:

Die Antwort lautet zwei. Die Summenformel von Wasser lautet H2O.

Verb: vergleichen

Präposition:

mit + Dativ

Verwendung:

nach Gemeinsamkeiten und Unterschieden sehen Man vergleicht A mit B.

Beispielsätze:

Man kann die Elementfamilien miteinander vergleichen. Man sieht dann: Die Elemente in den verschiedenen Hauptgruppen unterscheiden sich stärker als die Elemente in den Nebengruppen.

Nominativform:

der Vergleich

46

2 Chemische Formeln

| sechsundvierzig |

2

Nomen: der Vergleich

Präposition:

mit + Dativ, zwischen (… und …) + Dativ

Beispielsätze:

Der Vergleich zwischen den Halogenen und den AlkaliAlkalimetallen zeigt große Unterschiede im chemischen Verhalten. Der Vergleich mit den anderen Gruppen zeigt: Edelgase haben eine besondere Stellung im PSE.

Partizip: folgend

Verwendung:

eine Aufzählung / Grafik ankündigen

Beispielsätze:

Folgende Elemente gehören zu den Edelgasen: … (Aufzählung) Die folgende Tabelle zeigt den Aggregatzustand verschiedener Elemente: (Tabelle)

3 Der Atomaufbau

Jedes Atom ist aus einem Kern (= Atomkern) und einer Hülle (= Atomhülle) aufgebaut. Der Kern liegt im Zentrum des Atoms, die Hülle um diesen Kern herum.

 Aufgabe 1 Beschriften Sie bitte mit „Atomkern“ und „Atomhülle“.

 Aufgabe 2 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. der Überblick

______________________________

der Kern, die Kerne

______________________________

die Hülle, die Hüllen

______________________________

der Bereich, die Bereiche

______________________________

das Teilchen, die Teilchen

______________________________

© Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH, ein Teil von Springer Nature 2019 S. Sagman, Einführung in die Allgemeine Chemie, https://doi.org/10.1007/978-3-658-26417-8_3

48

3 Der Atomaufbau

| achtundvierzig |

3

der Abstand, die Abstände

______________________________

Abstand halten

______________________________

sich verteilen

______________________________

die Verteilung

______________________________

sich befinden

______________________________

= sich aufhalten besetzen

______________________________

(z. B. einen Raum) etwas bilden

______________________________

dicht = sehr nah

______________________________

entfernt

______________________________

abhängen von + D

______________________________

auf diese Weise

______________________________

3.1 Überblick Kern und Hülle sind nur die Bereiche eines Atoms. Aufgebaut ist ein Atom aus den Elementarteilchen ( elementar + Teilchen): den Protonen, Neutronen und Elektronen. Protonen und Neutronen befinden sich im Zentrum des Atoms. Hier sind sie dicht beieinander. Die Elektronen halten einen gewissen Abstand vom Atomkern und von den anderen Elektronen. Auf diese Weise besetzen sie den Raum um den Atomkern und bilden eine – größtenteils leere! – Hülle. Nur in bestimmten Bereichen

49

3.1 Überblick

| neunundvierzig |

dieser Hülle halten sich die Elektronen auf. Sie sind in verschieden großen Abständen vom Kern, aber auch von den anderen Elektronen entfernt. Die genaue Verteilung in der Atomhülle hängt von der Anzahl der Elektronen ab.

 Aufgabe 3 Was bezeichnet man als Elementarteilchen? a) Atomkern und Atomhülle

b) Protonen, Neutronen und Elektronen

 Aufgabe 4 Was ist richtig? a) Der Atomkern besteht aus

 Protonen

 Neutronen  Elektronen

b) Die Atomhülle besteht aus

 Protonen

 Neutronen  Elektronen

c) Dicht beieinander sind die

 Protonen

 Neutronen  Elektronen

d) Regelmäßig verteilt sind die  Protonen

 Neutronen  Elektronen

 Aufgabe 5 Ergänzen Sie bitte die Lücken. Was passt? * halten * Kern * Bereiche * bilden * befinden *

a) Kern und Hülle sind nur die _______________ eines Atoms. b) In diesen Bereichen _______________ sich die Elementarteilchen. c) Der ______________ setzt sich aus Protonen und Neutronen zusammen. d) Die Elektronen _____________ die Hülle. e) Die Elektronen __________ sich nur in bestimmten Bereichen der Hülle auf.

3

50

3 Der Atomaufbau

| fünfzig |

3

 Aufgabe 6 Ergänzen Sie bitte. Wie lautet der Artikel? a) _______ Kern

b) _______ Hülle

c) _______ Bereich

 Aufgabe 7a Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Abstand

a) bilden

2. einen Raum

b) halten

3. eine Hülle

c) besetzen

 Aufgabe 7b Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache! a) Abstand ____________________:

______________________________

b) einen Raum _________________:

______________________________

c) die Hülle ___________________:

______________________________

 Aufgabe 8 Ergänzen Sie bitte die Tabelle. Verb

Partizip

entfernen

Nomen die Entfernung

verteilt besetzt

die Besetzung

aufgehalten

der Aufenthalt

51

3.1 Überblick

| einundfünfzig |

 Aufgabe 9 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. elektrisch

______________________________

die Ladung

______________________________

 eine elektrische Ladung  eine elektrische Ladung tragen/haben positiv geladen  negativ geladen

______________________________

ungeladen/neutral

______________________________

(sich) neutralisieren

______________________________

gegenseitig

______________________________

die Einheit, -en

______________________________

deswegen

______________________________

= daher betragen

______________________________

die Einheit, die Einheiten

______________________________

z. B.: Die Zahl beträgt 12.

Protonen und Elektronen tragen eine elektrische Ladung. Diese elektrische Ladung ist die kleinste elektrische Ladung und heißt daher Elementarladung (e). Sie kann positiv (+e) sein, dann beträgt sie +1,6  10–19 C (= Coulomb). Sie kann aber auch negativ (–e) sein, dann beträgt sie –1,6  10–19 C. Jedes Proton trägt eine Elementarladung von +e und ist deswegen positiv geladen. Jedes Elektron dagegen trägt eine Elementarladung von –e und ist deswegen negativ geladen.

3

52

3 Der Atomaufbau

| zweiundfünfzig |

3

Jede Elementarladung gilt als eine Einheit: Man schreibt die Ladungen im Kern oder in der Hülle als ganze Zahl: +1, +2, … oder –1, –2 usw. Nur die Neutronen tragen keine elektrische Ladung und sind somit elektrisch neutral. Das ganze Atom ist elektrisch neutral, denn es hat die gleiche Anzahl an Protonen und Elektronen. So neutralisieren sich die Protonen und Elektronen in einem Atom gegenseitig.

 Aufgabe 10 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Protonen

a) ungeladen/neutral

2. Neutronen

b) positiv geladen

3. Elektronen

c) negativ geladen

 Aufgabe 11 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Atomkern

a) ungeladen/neutral

2. Atomhülle

b) positiv geladen

3. Atom

c) negativ geladen

 Aufgabe 12 Im Kern befinden sich 5 Protonen. Wie ist die Ladung? Der Kern hat die Ladung

a) +5

b) –5

53

3.1 Überblick

| dreiundfünfzig |

 Aufgabe 13 Ein Atom mit 7 Protonen im Kern hat in der Hülle … a) 0 Elektronen b) 4 Elektronen c) 7 Elektronen

 Aufgabe 14 a) Die Anzahl der Protonen und Elektronen sind in einem Atom:  gleich  verschieden b) Dadurch

 verteilen

sie sich gegenseitig.

 neutralisieren

sie sich gegenseitig.

 Aufgabe 15 Schreiben Sie bitte die Verben zu diesen Nomen. a) die Verteilung

 ___________________________

b) die Bildung

 ___________________________

c) die Besetzung

 ___________________________

d) die Neutralisierung

 ___________________________

e) die Abhängigkeit von  ___________________________

3

54

3 Der Atomaufbau

| vierundfünfzig |

3

3.2 Der Kern  Aufgabe 16 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. die Masse (M)

___________________________

der Überschuss an + D

___________________________

der Radius, die Radien

___________________________

ungefähr

___________________________

berücksichtigen

___________________________

der Unterschied

___________________________

im Vergleich zu/mit + D

___________________________

aus diesem Grund

___________________________

= deswegen, daher bestimmen (≈ ermitteln)

___________________________

 die Bestimmung

Der Atomkern liegt im Zentrum des Atoms und ist ungefähr 105-mal kleiner als das gesamte Atom. Er ist im Vergleich zur Elektronenhülle also sehr, sehr klein. In diesem kleinen Bereich des Atoms befinden sich die Protonen und Neutronen. Sie bilden den Atomkern. Auf Latein heißt Kern Nukleus. Aus diesem Grund bezeichnet man die Teilchen im Atomkern, also die Protonen und Neutronen, zusammen als Nukleonen.

55

3.2 Der Kern

| fünfundfünfzig |

Bei den leichteren Elementen, also den Elementen mit wenigen Protonen, ist die Anzahl der Protonen und Neutronen im Kern gleich oder ungefähr gleich. Bei den Elementen mit einer größeren Anzahl an Protonen gibt es einen leichten Neutronenüberschuss ( Neutronen + Überschuss). Die Neutronen haben eine etwas größere Masse (~ Gewicht) als die Protonen, aber dieser Unterschied ist klein und unwichtig. Zusammen bilden sie mit mehr als 99,9 % fast die gesamte Atommasse. Deswegen bezeichnet man die Nukleonenzahl (A) auch als Massenzahl (A). Das Elektron ist im Vergleich zu diesen beiden Teilchen 1836-mal leichter. Daher berücksichtigt man die Masse der Elektronen bei der Bestimmung der Atommasse oftmals nicht.

 Aufgabe 17 Welche Aussagen sind richtig (r), welche falsch (f)? Protonen + Neutronen … a) bilden zusammen den Atomkern.

r f

b) heißen zusammen Nukleonen.

r f

c) bilden fast die gesamte Atommasse.

r f

 Aufgabe 18 Ergänzen Sie bitte. Wie schwer sind die Elementarteilchen? a) Die größte Masse haben:

______________________

b) Dann kommen:

______________________

c) Die kleinste Masse haben:

______________________

3

56

3 Der Atomaufbau

| sechsundfünfzig |

3

 Aufgabe 19 Kreuzen Sie bitte an. Was bezeichnet man als Massenzahl? a) die Anzahl der Elektronen und Protonen



b) die Anzahl der Protonen und Neutronen



 Aufgabe 20 Kreuzen Sie bitte an. Wie lautet die Massenzahl folgender Atome? a) Stickstoff (N) hat 7 Elektronen

 A = 14

 A = 15

 A = 16

 A = 17

7 Protonen 8 Neutronen b) Sauerstoff (O) hat 8 Elektronen 8 Protonen 9 Neutronen

 Aufgabe 21 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Elektronenmasse

a) mp

2. Protonenmasse

b) me

3. Neutronenmasse

c) mn

57

3.2 Der Kern

| siebenundfünfzig |

 Aufgabe 22 Schwere Atome haben einen leichten

a) Elektronenüberschuss b) Protonenüberschuss c) Neutronenüberschuss

 Aufgabe 23 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. sich abstoßen

_________________________________

sich anziehen

_________________________________

binden an + Akk

_________________________________

gebunden sein an

_________________________________

etwas zusammenhalten

_________________________________

sich berühren

_________________________________

die Berührung

_________________________________

gleich

_________________________________

entgegengesetzt

_________________________________

die Kraft, die Kräfte

_________________________________

eine Kraft ausüben

_________________________________

wirken

_________________________________

die Wechselwirkung

_________________________________

 (Wechsel + Wirkung) das Formelzeichen, die Formelzeichen  (Formel + Zeichen)

_________________________________

3

58

3 Der Atomaufbau

| achtundfünfzig |

3

Zwischen den Teilchen wirken elektrische Kräfte. Positiv geladene Teilchen ziehen negativ geladene Teilchen an und umgekehrt: Die anziehenden Kräfte wirken von den Elektronen auf die Protonen und von den Protonen auf die Elektronen. Jedes Teilchen übt also eine Kraft auf das andere Teilchen aus. Daher spricht man hier von einer Wechselwirkung. Die elektrische Kraft eines Protons oder Elektrons heißt Coulomb-Kraft. Sie ist bei beiden Teilchen gleich groß. Dennoch sind die Protonen insgesamt viel stärker, denn sie haben eine sehr viel größere Masse als die Elektronen.3 Aufgrund dieser größeren Masse können die Protonen die Elektronen an sich binden. So bleiben die Elektronen an das Atom gebunden. Die Coulomb-Kraft wirkt zwischen Protonen und Elektronen anziehend, aber zwischen Protonen und Protonen oder Elektronen und Elektronen abstoßend. Man kann also sagen: Teilchen mit entgegengesetzter Ladung ziehen sich an, Teilchen mit gleicher Ladung stoßen sich ab. Deswegen halten die Elektronen in der Hülle einen gewissen Abstand zueinander. Im Atomkern aber liegen die Protonen dicht beieinander. Das ist sehr erstaunlich, denn Teilchen mit gleicher Ladung stoßen sich normalerweise ab. Im Atomkern wirkt aber neben der abstoßenden Coulomb-Kraft noch eine zweite Kraft, die Kernkraft. Sie entsteht mit der Berührung zwischen den Protonen. Sie ist viel größer als die Coulomb-Kraft. Deswegen kann sie die Protonen zusammenhalten. Im Kern befinden sich neben den Protonen auch die Neutronen. Auf Abbildungen von Atomen unterscheidet man die Protonen von den Neutronen durch ein

3 Auch zwischen Massen wirken anziehende Kräfte! Eine große Masse zieht eine kleine Masse viel stärker an als umgekehrt.

59

3.2 Der Kern

| neunundfünfzig |

Plus-Zeichen (+). Sie steht für die positive Ladung der Protonen. Dadurch kann man die Protonen leichter von den Neutronen unterscheiden. Neutronen haben keine elektrische Ladung. Ihre elektrische Ladung beträgt 0. Daher sagt man, Neutronen sind neutral. Der Name „Neutron“ kommt von dieser Neutralität. Neutronen haben das Formelzeichen n. Bei den Protonen benutzt man die Formelzeichen p und p+.

 Aufgabe 24 Was stimmt? Voraussetzung: keine Berührung! a) Protonen und Protonen

 stoßen sich ab

 ziehen sich an

b) Protonen und Elektronen

 stoßen sich ab

 ziehen sich an

c) Elektronen und Elektronen

 stoßen sich ab

 ziehen sich an

 Aufgabe 25 Welche elektrischen Kräfte wirken zwischen Protonen und Elektronen? a) die Kernkraft

b) die Coulomb-Kraft

 Aufgabe 26 Welche elektrischen Kräfte wirken zwischen Elektronen? a) die Kernkraft

b) die Coulomb-Kraft

3

60

3 Der Atomaufbau

| sechzig |

3

 Aufgabe 27 Wie ist das Formelzeichen für … a) die Protonen?

 e oder e–

n

 p oder p+

b) die Neutronen?

 e oder e–

n

 p oder p+

c) die Elektronen ?

 e oder e–

n

 p oder p+

 Aufgabe 28 Wie lautet das Wort? Welchen Artikel hat es? * …masse * …kraft * …teilchen * …wirkung * …zeichen *

a) Kern

______ Kern______________________

b) Wechsel

______ Wechsel___________________

c) Atom

______ Atom_____________________

d) Formel

______ Formel____________________

e) Elementar

______ Elementar__________________

 Aufgabe 29 Schreiben Sie bitte die Verben zu den folgenden Nomen. a) die Wirkung

 _______________________________

b) die Anziehung

 _______________________________

c) die Abstoßung

 _______________________________

d) die Bindung

 _______________________________

61

3.2 Der Kern

| einundsechzig |

 Aufgabe 30 Die Coulomb-Anziehung wirkt bei Teilchen mit entgegengesetzter Ladung. Stimmt dieser Satz?

 ja

 nein

 Aufgabe 31 Wie muss der Satz lauten? Ergänzen Sie bitte in richtiger Reihenfolge. a) *Protonen *und Elektronen *aus der Masse *Neutronen *besteht *der Die Atommasse __________________________________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ b) *eine extrem viel kleinere Masse *den Nukleonen *haben *im Vergleich zu Die Elektronen __________________________________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ c) *ist *auch gleichzeitig *deswegen *die Massenzahl Die Nukleonenzahl _______________________________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________

3

62

3 Der Atomaufbau

| zweiundsechzig |

3

 Aufgabe 32 Ergänzen Sie bitte die Lücken mit folgenden Wörtern: * genauso * Elementarteilchen * neutralisieren * Ladung (2) * Masse (2) *

a) Protonen, Neutronen und Elektronen nennt man auch __________________ b) Sie unterscheiden sich in ihrer __________________ und ihrer elektrischen ________________. c) Protonen und Neutronen haben fast dieselbe _________________, aber nicht dieselbe _______________. d) Die Protonen und Elektronen eines Atoms _________________ sich gegenseitig, denn es gibt in einem Atom ____________________ viele Protonen wie Elektronen.

 Aufgabe 33 Ergänzen Sie bitte die Lücken mit folgenden Wörtern: * wirksam * stoßen * Kernkraft * ziehen * zusammen * wirkt *

Teilchen mit gleicher Ladung _______________ sich ab, Teilchen mit entgegengesetzter Ladung _______________ sich an. Die hierbei wirksame Kraft nennt man Coulomb-Kraft. Die Coulomb-Kraft _______________ auch im Kern, denn die Protonen sind alle positiv geladen. Der Kern explodiert aber dennoch nicht, denn dort ist zusätzlich eine viel größere Kraft _______________ als die abstoßende Kraft zwischen den Protonen. Diese Kraft nennt man _______________. Sie wirkt zwischen Proton und Proton, Neutron und Neutron sowie Neutron und Proton. Die Kernkraft ist also größer als die Coulomb-Kraft und hält dadurch die Nukleonen _______________.

63

3.3 Die Protonenzahl

| dreiundsechzig |

3.3 Die Protonenzahl

3

Die Anzahl der Protonen entspricht der Anzahl der Elementarladungen im Atomkern, denn jedes Proton ist Träger einer Elementarladung. So ist z. B. ein Kern mit drei Protonen dreifach positiv geladen. Aus diesem Grund bezeichnet man die Protonenzahl eines Atoms auch als Kernladungszahl (Z). Sie ist für ein Atom charakteristisch und unterscheidet es von anderen Atomen. So kann man Atome aufgrund ihrer Kernladungszahl Elementen zuordnen: Ein Atom mit einem Proton im Kern ist immer ein Wasserstoff-Atom, eins mit zwei Protonen immer ein Helium-Atom usw. Deswegen ist die Protonenzahl (Z) auch eine Art Name oder Symbol für die Elemente. So steht z. B. Z = 1 für das Element Wasserstoff, Z = 2 für das Element Helium usw.

 Aufgabe 34 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. charakteristisch

_________________________________

entsprechen + D

_________________________________

zuordnen

_________________________________

zweifach = 2,

_________________________________

dreifach = 3, vierfach = 4, …

 Aufgabe 35 Was charakterisiert ein Element? a) die Protonenzahl

b) die Neutronenzahl

64

3 Der Atomaufbau

| vierundsechzig |

3

 Aufgabe 36 Wie nennt man die Protonenzahl noch? a) Kernladungszahl

b) die Ladungszahl

 Aufgabe 37 Welches Formelzeichen hat die Protonenzahl? a) X

b) Y

c) Z

 Aufgabe 38 Wie kann man Helium und Lithium noch bezeichnen? a) Helium (He)  ______________________ b) Lithium (Li)  ______________________

 Aufgabe 39 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. die Reihe, die Reihen

_________________________________

der Platz, die Plätze

_________________________________

die Lücke, die Lücken

_________________________________

waagerecht  senkrecht

_________________________________

anhand von + D

_________________________________

entdecken

_________________________________

die Anzahl steigt  fällt / sinkt

_________________________________

das bedeutet / das heißt (das heißt)

_________________________________

65

3.3 Die Protonenzahl

| fünfundsechzig |

Eine andere Bezeichnung für die Protonenzahl eines Atoms ist die Ordnungszahl (Z). Diese Bezeichnung hängt mit dem Aufbau des Periodensystems und der Anordnung der Elemente darin zusammen. Das Periodensystem besteht neben den Gruppen auch aus Perioden. Das sind sieben waagerechte Reihen mit zwei, acht oder mehr Elementen. In der ersten Periode befinden sich Wasserstoff (H) und Helium (He), in der zweiten die Elemente Lithium (Li) bis Neon (Ne) usw. Das bedeutet, das Periodensystem beginnt mit dem Element mit einem Proton (Z = 1), macht weiter mit dem Element mit zwei Protonen (Z = 2), dann mit drei Protonen (Z = 3) usw. Jedes Element hat seinen Platz im System aufgrund seiner Protonenzahl.

Hauptgruppen 1+2

Hauptgruppen 13–18

1 H Li

18 2 Be Nebengruppen 3–12

Na Mg 3 K

4

5

6

7

Ca Sc Ti

V

Cr

Mn Fe

Rb Sr

Y

Zr Nb Mo Tc

8

9

13 14 15 16

17 He

B

C

N

O

F

Ne

Si

P

S

Cl

Ar

10

11

12 Al

Co Ni

Cu

Zn Ga Ge As Se

Br Kr

Ru Rh Pd

Ag

Cd In

I

Cs Ba La Hf Ta W

Re Os Ir

Fr

Ra Ac Rf Db Sg

Bh Hs Mt Ds

Rg

Lanthanoide La Ce Pr

Nd Pm Sm Eu

Gd Tb Dy Ho Er

Actionide

U

Ac Th Pa

Pt

Au Hg TI

Sn Sb Te Pb Bi

Cn Nh FI

Np Pu Am Cm Bk Cf

Xe

Po At Rn

Mc Lv

Ts Og

Tm Yb Lu

Es Fm Md No Lr

3

66

3 Der Atomaufbau

| sechsundsechzig |

3

Die Protonenzahl steigt mit jedem Element um die Zahl eins. Das heißt, jedes Element hat ein Proton mehr oder weniger als seine Nachbarn. Zum Beispiel steht das Element Sauerstoff (O) zwischen den Elementen Stickstoff (N) und Fluor (F). Es hat mit der Ordnungszahl 8 (Z = 8) ein Proton mehr als das Element Stickstoff (Z = 7) und ein Proton weniger als Fluor (F, Z = 9). Früher kannte man die Protonenzahl der noch unentdeckten Elemente anhand der Elemente links und rechts von den Lücken. Das heißt, man konnte aktiv nach Elementen suchen.

 Aufgabe 40 Welche Bezeichnungen verwendet man noch für die Protonenzahl eines Elements? a) betont die Anzahl der Ladungen im Kern: ___________________________ b) betont die „Platz-Nummer“ im PSE: _______________________________

 Aufgabe 41 Das PSE besteht aus Gruppen und … a) Atomen

b) Elementen

c) Perioden

 Aufgabe 42 Schauen Sie sich bitte das PSE an. Welche zwei Elemente sind … a) in der 2. Periode?

 Lithium (Li)

 Bor (B)

 Kalium (K)

b) in der 3. Periode?

 Natrium (Na)

 Eisen (Fe)

 Schwefel (S)

67

3.3 Die Protonenzahl

| siebenundsechzig |

 Aufgabe 43

3

Kreuzen Sie bitte an. Was ist richtig? a) Natrium (Na) hat ein Proton

 weniger als

Magnesium (Mg).

 mehr als b) Chlor (Cl) hat ein Proton

 weniger als

Schwefel (S).

 mehr als c) Kohlenstoff (C) hat ein Proton

 weniger als

Bor (B).

 mehr als

 Aufgabe 44 Bringen Sie die Elemente bitte in die richtige Reihenfolge. Schreiben Sie auch die Ordnungszahl dazu: * Nickel * Zink * Eisen * 26 * 30 * 28

a) Z = ___  ______________ b) Z = ___ ______________ c) Z = ___ ______________

 Aufgabe 45 Ergänzen Sie bitte die Lücken in der Zusammenfassung. * Ordnungszahl * steigt * Perioden * sieben * Platz (2) * Protonenzahl *

a) Das Periodensystem der Elemente ist aus Gruppen und aus ______________ aufgebaut. b) Es gibt insgesamt ____________________ Perioden.

68

3 Der Atomaufbau

| achtundsechzig |

3

c) Jedes Element hat seinen Platz im PSE anhand seiner __________________. Daher kommt der Name ___________________________________________. d) Das Element Wasserstoff steht mit seinem einzigen Proton auf dem ersten ____________, das Element Oganesson mit seinen meisten Protonen auf dem letzten ____________. e) In jeder Periode von links nach rechts ____________ die Anzahl der Protonen im Kern immer um eins. f) Jede Periode endet mit einem Element aus der Gruppe 18.

3.4 Die Neutronenzahl  Aufgabe 46 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. einerseits

_________________________________

andererseits

_________________________________

zusammenhängen mit + D

_________________________________

dennoch

_________________________________

eine Ausnahme sein / bilden

_________________________________

die Hinsicht = der Aspekt

_________________________________

etwas angeben

_________________________________

z. B. eine Zahl angeben

69

3.4 Die Neutronenzahl

| neunundsechzig |

Man kennt derzeit 118 Elemente. Das bedeutet, es gibt Atome mit ein bis hundertachtzehn Protonen im Kern. Andererseits sind aber ca. 1900 Nuklide bekannt, das heißt ca. 1900 unterschiedliche Atomkerne. Also können Atome eines Elements einen unterschiedlichen Atomkern haben. Dies hängt mit der Neutronenzahl der Elemente zusammen. Die meisten Elemente sind Mischelemente (auch: polynuclide Elemente) und bestehen aus Atomen mit unterschiedlichen Atomkernen. Man nennt diese unterschiedlichen Atome eines Elements Isotope. Sie unterscheiden sich allein in ihrer Neutronenzahl. Nehmen wir einmal Kohlenstoff als Beispiel: Das Element Kohlenstoff hat sechs Protonen im Kern. Es gibt KohlenstoffAtome mit 6, 7 und 8 Neutronen. Das bedeutet, Kohlenstoff hat drei Isotope: 12

C, 13C und 14C (auch: C-12, C-13, C-14).

Die angegebenen Massenzahlen bedeuten: 12

C hat 6 Protonen und 6 Neutronen im Kern.

13

C hat 6 Protonen und 7 Neutronen im Kern.

14

C hat 6 Protonen und 8 Neutronen im Kern.

Aussprache

Wie liest man? 12

 C – zwölf

13

 C – dreizehn

14

 N – vierzehn

15

 N – fünfzehn

C / C-12 C / C-13 N / N-14 N / N-15

3

70

3 Der Atomaufbau

| siebzig |

3

 Aufgabe 47 Ein Nuklid ist … a) ein Element mit verschiedenen Atomkernen. b) ein Atomkern mit einer bestimmten Protonen- NeutronenZusammensetzung.

 Aufgabe 48 Ein Isotop ist … a) eine Sorte Atomkern. b) eine Sorte eines Elements.

 Aufgabe 49 Sind 24Na und 24Mg Isotope?

a) ja

b) nein

 Aufgabe 50 Ein Mischelement besteht aus … a) verschiedenen Isotopen . b) verschiedenen Elementen.

 Aufgabe 51 Stickstoff besteht aus den Isotopen 14N und 15N. Das bedeutet, das Isotop 15N hat … a) ein Proton mehr als das Isotop 14N . b) ein Neutron mehr als das Isotop 14N.

71

3.4 Die Neutronenzahl

| einundsiebzig |

Auch das Element Wasserstoff hat drei Isotope. Es gibt Wasserstoff-Atome mit keinem, mit einem und mit zwei Neutronen im Atomkern. Dennoch ist das Element Wasserstoff in zweifacher Hinsicht eine Ausnahme unter den Elementen: Erstens ist es das einzige Element mit Atomen ohne Neutronen im Kern (1H). Dieses Isotop besteht nur aus einem Proton und einem Elektron und kommt in der Natur mit über 99,98 % am häufigsten vor. Zweitens ist es das einzige Element mit unterschiedlichen Namen und Symbolen für seine Isotope: 1

H Protium H

Wasserstoff-Atome mit 1 Proton

2

H Deuterium D

Wasserstoff-Atome mit 1 Proton und 1 Neutron

3

H Tritium T

Wasserstoff-Atome mit 1 Proton und 2 Neutronen

 Aufgabe 52 Wasserstoff besteht aus a) einem Isotopen. b) aus zwei Isotopen. c) aus drei Isotopen.

 Aufgabe 53 a) Welches Isotop von Wasserstoff kommt am häufigsten vor? Antwort: ___________ b) Was ist anders an den Isotopen von Wasserstoff? Antwort: ________________________________________________________

3

72

3 Der Atomaufbau

| zweiundsiebzig |

3

 Aufgabe 54 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. der Einfluss, die Einflüsse

_________________________________

einen Einfluss haben auf + Akk

_________________________________

gelten für + Akk

_________________________________

reaktionsträge ( Reaktion + träge) _________________________________ die Reaktionsgeschwindigkeit

_________________________________

( Reaktion + Geschwindigkeit) hohe  niedrige Reaktions-

________________________________

geschwindigkeit ablaufen, verlaufen

_________________________________

z. B. eine Reaktion läuft langsam ab infolgedessen

_________________________________

deutlich

_________________________________

Normalerweise hat die Zahl der Neutronen kaum einen Einfluss auf die chemischen Eigenschaften eines Atoms. Aber bei Wasserstoff ist der Einfluss groß und darum deutlich. Ein Wasserstoff-Atom mit einem Neutron im Kern (2H) ist schwerer und infolgedessen auch reaktionsträger als ein Wasserstoff-Atom ohne Neutron (1H). Gleiches gilt für die Reaktionsgeschwindigkeit der Atome 2

H und 3H. Das Protium – man nennt es auch Wasserstoff H – hat eine zwei-

bis dreifach kleinere Masse als das Tritium und das Deuterium. Deswegen laufen die Reaktionen mit 1H schneller ab als mit 2H und 3H. Dies ist der Grund

73

3.4 Die Neutronenzahl

| dreiundsiebzig |

für die verschiedenen Namen der Wasserstoff-Isotope. Die Isotope anderer Elemente unterscheiden sich in ihrem chemischen Verhalten kaum voneinander und haben deswegen keine eigenen Namen oder Symbole.

 Aufgabe 55 Die Neutronenzahl der Isotope … a) beeinflusst ihr chemisches Verhalten . b) hat keinen Einfluss auf ihr chemisches Verhalten. Die verschiedenen Atome eines Elements verhalten sich also … c) gleich. d) verschieden.

 Aufgabe 56 Wasserstoff bildet …

a) eine Ausnahme. b) bildet keine Ausnahme.

Die Wasserstoff-Isotope c) haben ein gleiches chemisches Verhalten. d) haben ein verschiedenes chemisches Verhalten. e) haben unterschiedliche Namen und Symbole. Sie haben …

f) die gleiche Reaktionsgeschwindigkeit. g) unterschiedliche Reaktionsgeschwindigkeiten.

3

74

3 Der Atomaufbau

| vierundsiebzig |

3

 Aufgabe 57 Kreuzen Sie bitte an. Welches Wasserstoff-Atom ist … – am leichtesten?

a) 1H

b) 2H

c) 3H

– am reaktionsträgsten?

a) 1H

b) 2H

c) 3H

 Aufgabe 58 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. prozentual

_________________________________

das prozentuale Verhältnis

_________________________________

stabil  instabil

_________________________________

zerfallen

_________________________________

der Zerfall

_________________________________

konstant variiert

_________________________________

variieren

_________________________________

die Häufigkeit

_________________________________

berücksichtigen

_________________________________

Ein Element mit nur einem Isotop nennt man Reinelement (auch: isotopenreines Element). Derzeit kennt man 22 Reinelemente. Die meisten Elemente haben mehrere Isotope. Aus diesem Grund gibt es ca. 1900 verschiedene Nuklide. Es sind aber nicht alle Isotope stabil. Instabile Isotope sind radioaktiv, das heißt, sie zerfallen und werden dadurch zu anderen Nukliden. Man bezeichnet diesen Vorgang als radioaktiven Zerfall. Mit 10 stabilen Isotopen hat das Element Zinn (Sn) die meisten stabilen Isotope.

75

3.4 Die Neutronenzahl

| fünfundsiebzig |

 Aufgabe 59 Ordnen Sie bitte zu. Welche Elemente sind Rein-, welche Mischelemente? 7

Li * 3He *

197

Au * 9Be * 4He * 6Li *

10

B *

11

B *

23

Na *

19

F *

127

I

Reinelemente: ___________________________________________________ Mischelemente: __________________________________________________

 Aufgabe 60 Verbinden Sie bitte. Welche Definition passt? 1. Nuklide

a) Elemente mit nur einer Atomkernsorte

2. Isotope

b) verschiedene Atome eines Elements

3. Reinelement

c) Elemente mit mehr als nur einer Atomkernsorte

4. Mischelement

d) Atome mit bestimmter Protonen- und Neutronenzahl

 Aufgabe 61 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. reaktionsträge

a) zerfallen in andere Nuklide

2. instabile Isotope

b) variiert bei Mischelementen

3. Atommasse

c) niedrige Reaktionsgeschwindigkeit

4. Isotopenhäufigkeit

d) bei natürlichen Elementen konstant

3

76

3 Der Atomaufbau

| sechsundsiebzig |

3

Die prozentuale Zusammensetzung der Elemente aus Isotopen ist in der Natur konstant. So kommen z. B. die Isotope von Bor (B), Kohlenstoff (C) und Stickstoff (N) mit folgender Häufigkeit vor: 10

B und 11B mit 19,8 % und 80,2 %,

12

C und 13C mit 98,89 % und 1,11 %,

14

N und 15N mit 99,63 % und 0,36 %.

Man kennt die Isotopenhäufigkeit und berücksichtigt sie in der Bestimmung der Atommasse. Die Isotopenhäufigkeit kann aber von Region zu Region variieren. Andere Namen für die Isotopenhäufigkeit sind Isotopenverhältnis und Isotopensignatur.

 Aufgabe 62 Ergänzen Sie bitte. Wie ist die prozentuale Zusammensetzung von Bor? a) 10B  __________________ b) 11B  __________________

 Aufgabe 63 Kohlenstoff besteht zu _________ % aus 12C-Atomen und zu ________% aus 13

C-Atomen.

77

3.4 Die Neutronenzahl

| siebenundsiebzig |

 Aufgabe 64 Welche Bezeichnungen gibt es für die prozentuale Zusammensetzung? a) ______________________________________ b) ______________________________________ c) ______________________________________

 Aufgabe 65 1. Isotopenhäufigkeit

a) radioaktives Isotop

2. Reinelement

b) isotopenreines Element

3. instabiles Isotop

c) Isotopenverhältnis

4. Mischelement

d) polynuclides Element

 Aufgabe 66 Bilden Sie Sätze. Beginnen Sie dabei immer mit dem Subjekt des Satzes. a) mit gleicher Protonenzahl / zum selben Element / Atome / gehören _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ b) unterscheiden / sie / in ihrer Neutronenzahl / aber / können / sich _______________________________________________________________ _______________________________________________________________

3

78

3 Der Atomaufbau

| achtundsiebzig |

3

c) Atome eines Elements / nennt / mit ungleicher Neutronenzahl / Isotope / Man ___________________________________________________________ _______________________________________________________________

d) mit Hilfe / Isotope / man / der Massenzahl / unterscheidet _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ e) sind / die meisten Isotope / und / radioaktiv / zerfallen _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ f) konstant / bei den natürlichen Elementen / die Isotopenhäufigkeit / ist _______________________________________________________________ _______________________________________________________________

g) bestehen / 96 / aus mehreren Isotopen / von den 118 Elementen _______________________________________________________________ _______________________________________________________________

79

3.4 Die Neutronenzahl

| neunundsiebzig |

 Aufgabe 67 * Ausnahme * unterscheiden * Atommasse * Namen * Isotope * kommt * Reaktionsgeschwindigkeit *

a) Die Isotope eines Elements _____________________ sich in ihrem chemischen Verhalten kaum voneinander. b) Deswegen haben sie denselben _______________ und dasselbe Symbol. c) Nur Wasserstoff bildet eine __________________. d) Seine drei ________________ haben unterschiedliche Namen und Symbole. e) Der Grund ist der große Unterschied in der _______________________. f) Dies beeinflusst die __________________________________________. g) Das Isotop 1H _________________ am häufigsten vor.

 Aufgabe 68 Was passt zusammen? Verbinden und ergänzen Sie bitte. 1. hoch

a) andererseits

hoch /

_______________________

2. stabil

b) niedrig

stabil /

_______________________

3. doppelt

c) einfach

doppelt /

_______________________

4. schnell

d) instabil

schnell /

_______________________

5. konstant

e) träge

konstant / _______________________

6. einerseits f) variiert

einerseits / _______________________

3

80

3 Der Atomaufbau

| achtzig |

3

3.5 Die Atommasse  Aufgabe 69 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. abzüglich + G

_________________________________

führen zu + D

_________________________________

verlieren

_________________________________

 der Verlust praktisch  unpraktisch

_________________________________

etwas angeben

_________________________________

z. B.: die Zahl, den Wert, die Masse, die Größe usw. das Maß

_________________________________

die Einheit

_________________________________

 die Maßeinheit

_________________________________

der Wert, die Werte

_________________________________

z. B.: Der Wert liegt bei 10. Die Werte liegen zwischen 10 und 24 .

81

3.5 Die Atommasse

| einundachtzig |

Die Masse eines Elements bezeichnet man als Atommasse (A), manchmal auch Atomgewicht. Sie setzt sich zusammen aus der Masse der Nukleonen und Elektronen abzüglich der Kernbindungsenergie ( Kern + Bindung + Energie). Die Kernbindungsenergie hält die Nukleonen im Kern zusammen, führt aber zu einem Verlust an Masse. Diesen Verlust an Masse nennt man Massendefekt (auch: Massenverlust). Man unterscheidet zwischen absoluter (A, selten auch: Aa ) und relativer Atommasse (Ar). Die absolute Atommasse gibt man in Kilogramm (kg) oder Gramm (g) an. Sie ist eine sehr unpraktische Maßeinheit ( Maß + Einheit), denn die Werte sind sehr klein; sie liegen pro Atom zwischen 10–24 und 10–22 g.  Beispiel: Die absolute Atommasse von Wasserstoff 1H beträgt 1,6735  10–24g, die von Sauerstoff 16O beträgt 2,6560  10–23g.

 Aufgabe 70 Ergänzen Sie bitte die Definition der „Atommasse“. Als Atommasse bezeichnet man die Masse eines ___________________. Sie setzt sich zusammen aus der Masse der ___________________ und Elektronen abzüglich der ___________________________________________________.

 Aufgabe 71 Ergänzen Sie bitte folgende Zeichen: + / = / – / Masse der Nukleonen __

Masse der Elektronen

__

Kernbindungsenergie

_________________________ __

Atommasse

3

82

3 Der Atomaufbau

| zweiundachtzig |

3

 Aufgabe 72 Ergänzen Sie bitte die Sätze zur „Kernbindungsenergie“. Die Kernbindungsenergie __________________________________________. Sie führt zu einem ___________________ an __________________________. Man bezeichnet dies als ___________________________________________.

 Aufgabe 73 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? a) absolute Atommasse

A

praktisch

b) relative Atommasse

Ar

unpraktisch

 Aufgabe 74 Schreiben Sie bitte die fehlenden Wörter. a) Verb: verlieren Nomen: _________________ c) Verb: definieren Nomen: _________________

b) Verb: _____________________ Nomen: die Angabe d) Verb: zusammensetzen Nomen: _____________________

83

3.5 Die Atommasse

| dreiundachtzig |

 Aufgabe 75 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. sich etwas vorstellen

_________________________________

einführen

_________________________________

folglich

_________________________________

sich orientieren an + D

_________________________________

geteilt durch, durch

_________________________________

Sechs geteilt durch drei ist/macht zwei. Sechs durch drei ist/macht zwei.

6:3=2

das Ergebnis von + D

_________________________________

vereinfachen

_________________________________

Man kann sich unter den sehr kleinen Zahlen der absoluten Atommasse – wie z. B. bei Wasserstoff 1H mit 1,6735  10–24g – nichts vorstellen. Aus diesem Grund hat die IUPAC 1961 eine weitere Einheit für die Atommasse eingeführt, die Atommasseneinheit u. Diese orientiert sich an der Masse des Kohlenstoffisotops 12C. Sie definiert 1/12 seiner Masse als ein unit. Ein unit ist folglich die absolute Atommasse des Kohlenstoffisotops 12C geteilt durch zwölf. Das macht 1,6605  10–24 g für 1 u. Die Orientierung am Kohlenstoffisotop 12C vereinfacht die Angabe von Atommassen. Hierbei berücksichtigt man nicht das Gewicht eines Atoms in Gramm oder Kilogramm. Man macht einen Vergleich mit der Masse des Kohlenstoffisotops 12C. Deswegen spricht man von der relativen Atommasse, also relativ zum Kohlenstoffisotop 12C. Dieser Vergleich vereinfacht die Vorstellung über das Gewicht des jeweiligen Atoms. Beispielsweise hat Wasserstoff 1

H nach dieser Rechnung eine Masse von 1,0078 u.

3

84

3 Der Atomaufbau

| vierundachtzig |

3

 Aufgabe 76 Die Einheit u nennt man

a) Kohlenstoffeinheit. b) Atommasseneinheit.

 Aufgabe 77 1u=

a)  1/12 M(13C) b)  1/12 M(12C) c)  1/6 M(12C)

Atommasse

1 u = 1/12  m(12C) = 1,66054  10–24 g  1 u = 1,66054  10–24 g  1 g = 6,02214  1023 u

Die relative Atommasse von Atomen bestimmt man folgendermaßen: Man nimmt die absolute Atommasse des betreffenden Atoms und teilt diese Zahl durch 1,6605  10–24 g, also den Wert für 1 u. Das Ergebnis ist die relative Atommasse des Atoms. Mit Hilfe der Atommasseneinheit u kann man die unterschiedlichen Atome besser miteinander vergleichen und sich die Masse eines Atoms leichter vorstellen. Allerdings berücksichtigt sie den kleinen Massenunterschied zwischen Protonen und Neutronen nicht, auch nicht die Masse der Elektronen oder den Massenverlust durch die Bindungsenergie. Deswegen ist die Atommasse aller anderen Elemente außer als die Massenzahl.

12

C nie eine exakte Zahl. Sie ist immer etwas größer

85

3.5 Die Atommasse

| fünfundachtzig |

 Aufgabe 78 Die Atommasse Ar ist …

a) etwas größer als die Massenzahl. b) etwas kleiner als die Massenzahl.

 Aufgabe 79 Was alles berücksichtigt die Einheit u nicht? a) den kleinen Massenunterschied zwischen ___________________________ b) die Masse der _________________________________________________ c) den _________________________________________________________

 Aufgabe 80 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. eindeutig

_________________________________

hauptsächlich

_________________________________

der Mittelwert

_________________________________

( Mitte + Wert) aufrunden  abrunden

_________________________________

aufgerundet  abgerundet

_________________________________

Die Zahl 1,98 ergibt aufgerundet 2. Die Zahl 1,03 ergibt abgerundet 1.

3

86

3 Der Atomaufbau

| sechsundachtzig |

3

Im Periodensystem der Elemente steht die relative Masse eines Elements meistens unter oder über dem chemischen Symbol. So hat beispielsweise Wasserstoff (H) eine relative Atommasse von 1,0079 u. In manchen PSE ist die Zahl aufgerundet und lautet 1,008. Das bedeutet: Wasserstoff-Atome sind im Durchschnitt ca. 1,008-mal schwerer als 1/12 des 12C-Atoms.

1

1,0079

 relative Atommasse

H Wasserstoff

Die meisten Elemente sind Mischelemente und bestehen aus Atomen mit unterschiedlich schweren Kernen. Daher stehen bei den Mischelementen im PSE keine eindeutigen Werte, sondern Durchschnittswerte (Durchschnitt + Wert). Sie berücksichtigen die relative Atommasse der verschiedenen Isotope und deren Häufigkeit in der Natur. Die meisten Elemente sind Mischelemente, daher stehen im PSE hauptsächlich Durchschnittswerte. Aus diesem Grund nennt man die relative Atommasse auch durchschnittliche oder mittlere Atommasse.

 Aufgabe 81 Im PSE ist angegeben …

a) die absolute Atommasse. b) die relative Atommasse.

87

3.5 Die Atommasse

| siebenundachtzig |

 Aufgabe 82 a) Ar(12C) = …

 12,01 u

 12 u

b) Ar(C) = …

 12,01 u

 12 u

3

c) Welcher Wert berücksichtigt die Isotopenhäufigkeit? Antwort: ____________________ d) Welchen Wert hat die IUPAC bestimmt? Antwort: ____________________

 Aufgabe 83 a) Man hat die Werte 5, 3 und 1.

Der Durchschnitt ist

 2  2,5  3

b) Man hat die Werte 4, 4, 7 und 1.

Der Durchschnitt ist

3 4

5

 Aufgabe 84 Ar(12C) = 12 u

a) eindeutiger Wert

b) Durchschnittswert

 Aufgabe 85 Ergänzen Sie bitte die fehlenden Wörter. Achten Sie dabei auf die Grammatik! * absolut * zusammenhalten * unpraktisch * einführen * -verlust * angeben * * entsprechen * Durchschnittswert * Formelzeichen * relativ *

a) Die Bindungsenergie bindet. Das bedeutet, sie ___________ die Nukleonen im Kern __________________. b) Die Bindungsenergie bedeutet auch einen Massen____________________.

88

3 Der Atomaufbau

| achtundachtzig |

3

c) Die __________________ Atommasse kann man sich kaum vorstellen. d) Sie ist eine _____________________ Einheit. e) Deswegen hat die IUPAC eine neue Maßeinheit _____________________ f) Ihr __________________ ist u, vom Englischen „unified atomic mass unit“. g) Ein unit ________________ einem Zwölftel des Kohlenstoff-Isotops 12C. h) Daher spricht man hier von einer _________________ Atommasse, denn sie ist relativ zur Masse des Kohlenstoff-Isotops 12C. i) Das PSE ___________ neben anderen Daten und Werten auch immer die relative Atommasse ___________. j) Die relative Atommasse im PSE ist meist ein ______________________, denn die meisten Elemente bestehen aus mehreren Isotopen mit unterschiedlichen Atommassen.

 Aufgabe 86 Schreiben Sie bitte. Wie sagt man noch? Ergänzen Sie bitte auch den Artikel. a) der Massendefekt = _____________________________________________ b) ______ Mittelwert = ____________________________________________ c) ______ Größe = _______________________________________________ d) ______ relative Atommasse = ____________________________________

89

3.6 Die Hülle

| neunundachtzig |

3.6 Die Hülle

3

 Aufgabe 87 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. leer  voll

_________________________________

verschieden

_________________________________

gewiss + Adjektivendung

_________________________________

= bestimmt +e/en/es/em getrennt  zusammen

_________________________________

die Schale, die Schalen

_________________________________

die Energie

_________________________________

die Energieschale das Energieniveau ( Energie + Niveau) die Energiestufe ( Energie + Stufe) extrem

_________________________________

= sehr, sehr viel

Die Hülle des Atoms ist extrem viel größer als der Atomkern und besteht hauptsächlich aus leerem Raum. In ihr befinden sich die Elektronen. Deswegen nennt man die Atomhülle auch Elektronenhülle. Die Elektronenhülle besteht aus verschiedenen Bereichen. Hier halten sich die Elektronen zum Teil getrennt voneinander auf, denn sie halten einen gewissen Abstand zum Atomkern und zu den anderen Elektronen. Aus historischen

90

3 Der Atomaufbau

| neunzig |

3

Gründen haben diese verschiedenen Bereiche verschiedene Namen: Schalen, Energieniveaus und Orbitale.

 Aufgabe 88 Viel größer ist …

a) der Atomkern.

b) die Atomhülle.

 Aufgabe 89 Die Atomhülle besteht aus verschiedenen Bereichen …, a) denn die Atomhülle ist sehr groß. b) denn die Elektronen stoßen sich ab.

3.7 Das Schalenmodell  Aufgabe 90 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. die Bahn, die Bahnen

_________________________________

die Ebene, die Ebenen

_________________________________

nah, näher, am nächsten

_________________________________

die Hauptschale, Hauptschalen

_________________________________

( Haupt + Schale) niedrige Energie  hohe Energie _________________________________

91

3.7 Das Schalenmodell

| einundneunzig |

Die Atomhülle ist aus einem oder mehreren Energieniveaus ( Energie + Niveau) aufgebaut. Früher stellte man sich diese Energieniveaus als Bahnen um den Atomkern vor. Diese Bahnen nannte man Schalen und nennt sie oft auch heute noch so.

Abbildung 3.1: Die ersten vier Schalen eines Atoms. Derzeit sind Atome mit maximal 7 Schalen bekannt. Man findet sie in der 7. Periode des PSE.

Allerdings ist dieses Bild nicht ganz richtig: Ein Energieniveau ist keine Ebene mit Elektronen darauf. Es ist ein Bereich mit Elektronen darin. In diesen Bereichen sind die Elektronen unterschiedlich verteilt. Einige Elektronen sind näher an der unteren, andere näher an der oberen Schale und andere wiederum mittig. Diese verschiedenen Bereiche zwischen zwei Schalen nennt man auch Unterschalen oder Unterniveaus. Die anderen Schalen nennt man zur besseren Unterscheidung Hauptschalen oder Hauptenergieniveaus.

3

92

3 Der Atomaufbau

| zweiundneunzig |

3

Hauptschalen zeigen große, Unterschalen kleine Energieunterschiede. Das bedeutet, von einer Hauptschale zu einer anderen Hauptschale erhöht sich der Energieunterschied sehr, aber nicht von einer Unterschale zur anderen. Eine Unterschale näher an der oberen Schale hat eine etwas höhere Energie als eine Unterschale näher an der unteren Schale. Das Kapitel über die Orbitale – das ist der moderne Name für die Bereiche innerhalb einer Atomhülle – beschreibt sie genauer.

 Aufgabe 91 Welche zwei Antworten stimmen? Die Atomhülle besteht aus

a) Hauptschalen und Unterschalen. b) oberen Schalen und unteren Schalen. c) Hauptenergieniveaus und Unterniveaus. d) näheren Orbitalen und höheren Orbitalen.

 Aufgabe 92 Am größten ist der Energieunterschied

a) zwischen den Hauptschalen. b) zwischen den Unterschalen.

 Aufgabe 93 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. maximal  minimal

_________________________________

genug

_________________________________

innen

_________________________________

außen

_________________________________

93

3.7 Das Schalenmodell

| dreiundneunzig |

Die erste Schale um den Atomkern heißt auch K-Schale, die zweite L-Schale, die dritte M-Schale usw. Auf der innersten Schale, der K-Schale, können sich maximal zwei Elektronen aufhalten. Diese Schale ist dem Atomkern am nächsten und daher das Energieniveau mit der niedrigsten Energie. Die Schalen weiter weg vom Kern haben eine höhere Energie und auch mehr Raum für Elektronen. So befinden sich auf der zweiten Schale maximal 8, auf der dritten Schale maximal 18 Elektronen. Mathematisch kann man die maximale Anzahl der Elektronen mit der Formel 2n2 berechnen. Das Zeichen n steht für die Nummer der Schale. Ab der zweiten Schale, also in Energiebereichen mit mehr als zwei Elektronen, verteilen sich die Elektronen in Unterschalen. So können sie genug Abstand zueinander halten. Auf der äußersten Schale, also dem höchsten Energieniveau, halten sich maximal 8 Elektronen auf. Nur in den inneren Schalen kann die Zahl höher sein.

 Aufgabe 94 Beschriften Sie bitte die Schalen.

3

94

3 Der Atomaufbau

| vierundneunzig |

3

 Aufgabe 95 Die Nachteile des Schalenmodells sind … a) Man sieht die Hauptschalen nicht. b) Man sieht die Unterschalen nicht. c) Es ist zweidimensional. d) Man sieht die Elektronenverteilung nicht.

 Aufgabe 96 a) Beschriften Sie bitte mit: „Proton“, „Neutron“, „Elektron“, „K-Schale“ und „L-Schale“.

1

2

3

c) Zahl der Elektronen auf dem höchsten Energieniveau:

1

2 3

b) Zahl der Energieniveaus:

d) Name des Atoms:

 Helium

4

 Lithium

95

3.7 Das Schalenmodell

| fünfundneunzig |

 Aufgabe 97 Berechnen Sie bitte mit Hilfe der Formel 2n2. Wie viele Elektronen können sich auf der 4. Schale aufhalten? Antwort: _________________________________________

 Aufgabe 98 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. K-Schale

a) maximal 18 Elektronen

2. L-Schale

b) maximal 2 Elektronen

3. M-Schale

c) maximal 50 Elektronen

4. N-Schale

d) maximal 8 Elektronen

5. O-Schale

e) maximal 32 Elektronen

 Aufgabe 99 Wie viele Schalen hat … a) das Element Sauerstoff mit der Ordnungszahl 8? Antwort: ______________ b) das Element Natrium mit der Ordnungszahl 11? Antwort: ______________ c) das Element Kupfer mit der Ordnungszahl 29? Antwort: ______________

3

96

3 Der Atomaufbau

| sechsundneunzig |

3

 Aufgabe 100 Auf der höchsten Schale können sich maximal ______ Elektronen aufhalten.

 Aufgabe 101 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. Auskunft geben über + Akk

______________________________

außerdem

______________________________

bestimmen, festlegen

______________________________

die Gemeinsamkeit,

______________________________

die Gemeinsamkeiten

Das Periodensystem der Elemente gibt neben der Protonen- und Elektronenzahl eines Elements auch Auskunft über die Anzahl der Schalen in seiner Elektronenhülle. So haben die Elemente in der ersten Periode alle nur eine Schale, die in der zweiten Periode zwei Schalen, die in der dritten Periode drei Schalen usw. Die Nummer einer Periode entspricht also genau der Anzahl an Schalen eines Atoms. Außerdem informiert das PSE über die Anzahl der Elektronen im höchsten Energiebereich, also der äußersten Schale, denn alle Elemente in einer Gruppe haben auf der höchsten Schale dieselbe Anzahl an Elektronen und dieselbe Elektronenverteilung in den Unterschalen. Dies ist der Grund für die Gemeinsamkeiten im chemischen Verhalten der Elemente in einer Gruppe. Die Anzahl an Elektronen auf der höchsten Schale und die Elektronenverteilung darin

97

3.7 Das Schalenmodell

| siebenundneunzig |

bestimmen das chemische Verhalten eines Elements. So haben die Elemente der Gruppe 1 alle ein Elektron auf der höchsten Schale, die Elemente der Gruppe 2 zwei Elektronen, die Elemente der Gruppe 3 drei Elektronen usw.

 Aufgabe 102 Die Elemente in einer Periode haben alle … a) gleich viele Schalen. b) unterschiedlich viele Schalen.

 Aufgabe 103 Wie viele Schalen haben … a) Elemente in der 1. Periode?

Antwort: __________

b) Elemente in der 2. Periode?

Antwort: __________

c) Elemente in der 3. Periode?

Antwort: __________

 Aufgabe 104 Alle Elemente in einer Gruppe haben auf der höchsten Schale gleich viele Elektronen und dieselbe Elektronenverteilung. a) Das ist richtig.

b) Das ist falsch.

c) Aus diesem Grund _____________________________________________ _______________________________________________________________.

3

98

3 Der Atomaufbau

| achtundneunzig |

3

 Aufgabe 105 Verbinden Sie bitte. Welche Antonyme passen zusammen? 1. minimal

a) maximal

2. gleich

b) weit

3. leer

c) voll

4. verteilt

d) verschieden

5. nah

e) zusammen

3.8 Das Orbitalmodell  Aufgabe 106 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. die Wahrscheinlichkeit

______________________________

mit einer Wahrscheinlichkeit von … % die Größe ( groß)

______________________________

die Form, die Formen

______________________________

die Ausrichtung,

______________________________

die Ausrichtungen die Grenze, die Grenzen

______________________________

die Eigenschaft, die Eigenschaften

______________________________

statt von + D

______________________________

die Dichte

______________________________

99

3.8 Das Orbitalmodell

| neunundneunzig |

Das Schalenmodell konnte4 die verschiedenen Energieniveaus in der Atomhülle beschreiben, aber nicht die genaue Verteilung der Elektronen auf diesen Schalen. Das aktuelle Atommodell, das Orbitalmodell, kann die Elektronenverteilung in der Hülle viel besser beschreiben. Statt von Schalen und Unterschalen spricht man hier von Orbitalen. Orbitale sind Bereiche in der Atomhülle mit einer bestimmten Größe, einer bestimmten Form und einer bestimmten Ausrichtung im Raum. In diesen Bereichen halten sich die Elektronen mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 % auf. Deswegen nennt man Orbitale auch Aufenthaltswahrscheinlichkeitsräume (Aufenthalt + Wahrscheinlichkeit + Raum). Ein Orbital ist also ein Bereich ohne exakte Grenzen, aber mit einer hohen Elektronendichte. Diese drei Eigenschaften der Orbitale (Größe, Form und Orientierung im Raum) beschreibt man mathematisch mit den Quantenzahlen ( Quantum + Zahl).

 Aufgabe 107 Was kann das Orbitalmodell besser beschreiben als das Schalenmodell? * Wahrscheinlichkeit * Elektronenverteilung * Quantenzahlen * Elektronendichte *

a) Das Orbitalmodell kann die ______________________________ in der Atomhülle besser beschreiben als das Schalenmodell. b) Orbitale sind Räume mit einer hohen ______________________________. c) Hier befinden sich die Elektronen mit einer _________________________ von 90 %. d) Diese Räume haben eine bestimmte Größe, Form und Ausrichtung. Man beschreibt sie mit Hilfe der ______________________________________.

4 konnte ist eine Vergangenheitsform von können.

3

100

3 Der Atomaufbau

| einhundert |

3

 Aufgabe 108 Welche andere Bezeichnung haben Orbitale? a) Im Schalenmodell: _____________________________________________ b) Im Orbitalmodell: ______________________________________________

 Aufgabe 109 1. In einem Orbital ist die Elektronendichte …

a) besonders hoch. b) besonders niedrig.

2. Orbitale sind Räume …

a) mit festen Grenzen. b) ohne feste Grenzen.

3. Orbitale haben …

a) eine eigene Form. b) keine eigene Form.

4. Orbitale haben …

a) eine eigene Größe. b) keine eigene Größe.

 Aufgabe 110 Die drei Eigenschaften der Orbitale, ________________, ________________ und

______________________________

beschreibt

man

mithilfe

der

_______________________________________________________________.

101

3.8 Das Orbitalmodell

| einhunderteins |

Die Hauptquantenzahl Die erste Quantenzahl heißt Hauptquantenzahl (n). Sie beschreibt die Größe eines Orbitals. Die Hauptquantenzahl entspricht gewissermaßen der Schalennummer oder dem Energieniveau. Deswegen ist die Hauptquantenzahl immer eine natürliche Zahl (n = 1, 2, 3, …) und steht vor dem Orbitalnamen: 1s-Orbital, 2s-Orbital, 3s-Orbital usw. Ein Orbital mit der Hauptquantenzahl 1 ist so groß wie die K-Schale, ein Orbital mit der Hauptquantenzahl 2 so groß wie die K- und L-Schale zusammen, ein Orbital mit der Hauptquantenzahl 3 so groß wie die K-, L- und M-Schale usw. Dabei bedeutet eine niedrige Hauptquantenzahl außerdem eine geringe Entfernung der Elektronen vom Atomkern, eine hohe Hauptquantenzahl eine große Entfernung vom Atomkern. Oft sagt oder schreibt man beispielsweise: „In der K-Schale befinden sich 2 Elektronen.“ Dem aktuellen Atommodell entspricht aber diese Formulierung: „Im 1s-Orbital befinden sich 2 Elektronen.“

Abbildung 3.2: Die Hauptquantenzahl n (n = 1, 2, 3, …) informiert über die Größe eines Orbitals. Der Buchstabe hinter der Zahl informiert über die Form.

3

102

3 Der Atomaufbau

| einhundertzwei |

3

 Aufgabe 111 Hauptquantenzahl n

So groß wie die Schalen …

n=1

_____________________________

n=2

_____________________________

n=3

_____________________________

n=4

_____________________________

 Aufgabe 112 Ergänzen Sie bitte. * 1s-Orbital * 2s-Orbital * 3s-Orbital * 4s-Orbital * 5s-Orbital *

a) Dem Atomkern am nächsten sind die Elektronen im ___________________. b) Am entferntesten vom Atomkern sind die Elektronen im _______________.

Die Nebenquantenzahl Die zweite Quantenzahl heißt Nebenquantenzahl (l). Sie beschreibt die Form eines Orbitals. Orbitale können verschiedene Formen haben. Diese Formen beschreibt man mathematisch mit den Nebenquantenzahlen 0, 1, 2 und 3. Statt der Nebenquantenzahl benutzt man aber meistens die Buchstaben s, p, d und f.5 So nennt man ein Orbital mit der Nebenquantenzahl Null s-Orbital, das mit der Nebenquantenzahl Eins p-Orbital, das mit der Nebenquantenzahl Zwei d-Orbital und das mit der Nebenquantenzahl Drei f-Orbital. Jede Form gibt dem Orbital also seinen Namen. Aufgrund der verschiedenen Formen der Orbitale spricht man auch von Orbitaltypen ( Orbital + Typ).

5 Es gibt auch das g- und das h-Orbital, aber diese sind in der Praxis nicht wichtig.

103

3.8 Das Orbitalmodell

| einhundertdrei |

Das s-Orbital:

Das d-Orbital:

Form: kugelsymmetrisch

Form: wie zwei gekreuzte Hanteln

Das p-Orbital:

Das f-Orbital:

Form: wie eine Hantel

Form: wie eine Rosette

Jedes Energieniveau beginnt mit dem s-Orbital. Ab dem zweiten Energieniveau besitzt jede Schale neben dem s-Orbital auch ein p-Orbital. Ab dem dritten Energieniveau kommt auch das d-Orbital hinzu. Das d-Orbital sieht wie zwei gekreuzte Hanteln aus. Man bezeichnet es auch als Doppelhantel.

 Aufgabe 113 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. kugelsymmetrisch

______________________________

( Kugel + symmetrisch) die Hantel

______________________________

die Rosette

______________________________

gekreuzt

______________________________

3

104

3 Der Atomaufbau

| einhundertvier |

3

 Aufgabe 114 1. l = 0

a) d-Orbital

2. l = 1

b) s-Orbital

3. l = 2

c) p-Orbital

4. l = 3

d) f-Orbital

 Aufgabe 115 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. möglich

______________________________

+ Adjektivendung innerhalb + G

______________________________

zudem, außerdem

______________________________

außer

______________________________

energiereich  energiearm

______________________________

 viel / wenig Energie

Bei Atomen mit mehreren Energieniveaus (= Schalen) befinden sich in den inneren Schalen – außer der innersten – mindestens zwei verschiedene Orbitaltypen. In gewisser Hinsicht entspricht die Nebenquantenzahl also den Unterschalen.6

6 Dieser Vergleich stimmt nur bei der Betrachtung der Orbitaltypen innerhalb eines Hauptenergieniveaus. Aber auch hier nicht zu 100 %. Siehe dazu die Magnetquantenzahl!

105

3.8 Das Orbitalmodell

| einhundertfünf |

Die Anzahl der möglichen Orbitaltypen innerhalb eines Hauptenergiebereichs entspricht der Hauptquantenzahl des Energiebereichs. So befindet sich im Energiebereich mit der Hauptquantenzahl 1 nur ein Orbitaltyp, das 1s-Orbital. Im Energiebereich mit der Hauptquantenzahl 2 können sich maximal zwei Orbitaltypen befinden, das 2s-Orbital und das 2p-Orbital. Im Energiebereich mit der Hauptquantenzahl 3 können sich maximal drei Orbitaltypen befinden, das 3s-Orbital, das 3p-Orbital und das 3d-Orbital usw. Die geringste Größe und Energie innerhalb eines Hauptenergiebereiches hat das s-Orbital. Es hat zudem die kleinste Nebenquantenzahl (l = 0). Das p-Orbital ist etwas größer und energiereicher als das s-Orbital (l = 1). Danach kommen das d- und das f-Orbital (l = 2 und l = 3). Man kann also sagen, die Nebenquantenzahl charakterisiert nicht nur die Form eines Orbitals, sie informiert auch über seine Größe und Energie innerhalb eines Hauptenergiebereichs. Allerdings sind die Energieunterschiede innerhalb eines Hauptenergiebereichs nicht sehr groß.

 Aufgabe 116 Wie heißen diese Orbitale? a) n = 2, l = 0  _______________

b) n = 3, l = 1  _______________

 Aufgabe 117 Welches Orbital ist größer?

a) 3s oder 3p? ____________ b) 2f oder 4s? ____________

3

106

3 Der Atomaufbau

| einhundertsechs |

3

 Aufgabe 118 Näher am Atomkern sind die Elektronen im …

a) 3s-Orbital. b) 4s-Orbital.

Energiereicher sind die Elektronen im …

c) 3s-Orbital. d) 4s-Orbital.

 Aufgabe 119 Bringen Sie bitte die Orbitale in die richtige Reihenfolge. * 2p * 3p * 1s * 2s * 3d * 3s *

_______________________________________________________________

 Aufgabe 120 Wie viele Orbitaltypen kann es mit der Hauptquantenzahl 3 geben? 1

2

3

4

5

 Aufgabe 121 Ergänzen Sie bitte die Zusammenfassung zur Nebenquantenzahl. * Hauptquantenzahl * p-Orbital * Größe * Form * Energie * energieärmsten * Typ *

a) Die Nebenquantenzahl beschreibt die _____________ oder auch den ____________ des Orbitals. b) Die Orbitale mit derselben Hauptquantenzahl unterscheiden sich in ihrem Abstand zum Kern, also in ihrer __________________, und in ihrer __________________ voneinander.

107

3.8 Das Orbitalmodell

| einhundertsieben |

c) In einem Energiebereich entspricht die maximale Anzahl der dort möglichen Orbitaltypen der _________________________________ des Orbitals. d) Unter den Orbitalen mit derselben Hauptquantenzahl ist das s-Orbital am _________________________. Danach kommt das __________________.

 Aufgabe 122 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? a) kugel

1. reich

b) Energie

2. typ

c) Orbital

3. symmetrisch

 Aufgabe 123 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. grafisch ( Grafik)

______________________________

die Achse, die Achsen

______________________________

die Hauptachse ( Haupt + Achse)

______________________________

die Nebenachse ( Neben + Achse)

______________________________

der Magnet

______________________________

das Magnetfeld ( Magnet + Feld)

______________________________

verschieden  identisch

______________________________

3

108

3 Der Atomaufbau

| einhundertacht |

3

Die Magnetquantenzahl Die dritte Quantenzahl heißt Magnetquantenzahl (m) (auch: Orientierungsquantenzahl). Sie beschreibt die räumliche Ausrichtung eines Orbitals in der Atomhülle. Man kann sich die Atomhülle grafisch als einen Raum mit den drei Hauptachsen x, y und z vorstellen. Außerdem gibt es noch die Nebenachsen xy, xz und yz. Ein Orbital kann sich auf einem oder mehreren Achsen befinden. Ein Hantel förmiges p-Orbital z. B. kann sich auf der x-, y- oder z-Achse befinden. Die genaue Ausrichtung kann man nur mit Hilfe eines Magnetfeldes bestimmen.

Abbildung 3.3: Die drei Ausrichtungen des p-Orbitals

Das p-Orbital besteht aus drei Orbitalen: dem px-, py- und pz-Orbital. Elektronen können sich in einem, in zwei oder auch in allen drei p-Orbitalen befinden. Ähnliches gilt für die d- und f-Orbitale. Das d-Orbital besteht aus fünf und das f-Orbital aus sieben Orbitalen. Die Formen der Orbitale eines Orbitaltyps sind nicht immer identisch, so z. B. bei den verschiedenen d- und f-Orbitalen. Aber aufgrund der gleichen Energie ordnet man sie alle demselben Orbitaltyp zu.

109

3.8 Das Orbitalmodell

| einhundertneun |

Orbitale mit gleicher Energie bezeichnet man als entartet. Die Anzahl der entarteten Orbitale eines Orbitaltyps kann man mit der Formel 2l + 1 bestimmen. Beispielsweise besteht das p-Orbital (l = 1) aus 2l + 1 = 3 Orbitalen. Man beschreibt die Orbitale mit der Haupt- und Nebenquantenzahl. Die Magnetquantenzahl ist nur für die Bestimmung der Anzahl von Orbitalen eines Orbitaltyps wichtig.

 Aufgabe 124 Die Atomhülle ist ein Raum mit ______ Haupt- und ______ Nebenachsen.

 Aufgabe 125 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Hauptachse

a) x-Achse, y-Achse und z-Achse

2. Nebenachse

b) xy-Achse, xz-Achse und yz-Achse

 Aufgabe 126 Die Magnetquantenzahl steht für … a) die Form eines Orbitals. b) die Größe eines Orbitals. c) die Ausrichtung eines Orbitals.

 Aufgabe 127 Eine weitere Bezeichnung für die Magnetquantenzahl lautet _______________ _______________________________________________________________.

3

110

3 Der Atomaufbau

| einhundertzehn |

3

 Aufgabe 128 Das s-Orbital hat keine bevorzugte Ausrichtung. Es ist __________________.

 Aufgabe 129 Mit der Formel _________________ kann man die Anzahl möglicher Ausrichtungen eines Orbitaltyps bestimmen.

 Aufgabe 130 Wie viele Ausrichtungen können folgende Orbitale haben? 1. das p-Orbital:

a)  1

b)  2

c)  3

2. das d-Orbital:

a)  3

b)  5

c)  7

3. das f-Orbital:

a)  7

b)  8

c)  9

 Aufgabe 131 Die Energie entarteter Orbitale ist …

a) identisch . b) unterschiedlich.

Entartete Orbitale sind …

c) 3s d) 3px

e) 3py

 Aufgabe 132 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Schale

a) Magnetquantenzahl

2. Unterschale

b) Hauptquantenzahl

3. getrennte Bereiche

c) Nebenquantenzahl

der Unterschale

f) 3pz

g) 3d

111

3.9 Die Elektronen

| einhundertelf |

 Aufgabe 133 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. der Charakter

______________________________

die Materie

______________________________

die Welle, die Wellen

______________________________

ausbreiten

______________________________

sich verhalten

______________________________

sichtbar

______________________________

eine Form annehmen

______________________________

3.9 Die Elektronen Elektronen haben einen doppelten Charakter: Einerseits sind sie Materieteilchen, also Teilchen mit einer bestimmten Masse, andererseits sind sie Materiewellen, also Wellen mit einer bestimmten Ausbreitung. Infolgedessen verhalten sich Elektronen in verschiedenen Situationen unterschiedlich, mal mehr wie ein Teilchen und mal mehr wie eine Welle. Der Wellencharakter wird z. B. bei der Größe und Form der Orbitale sichtbar: Ein Orbital besteht oftmals nur aus einem Elektron, maximal aus zwei Elektronen. Und dennoch sieht es wie eine Wolke7 aus. Das bedeutet, ein Elektron breitet sich in einem Raum aus und nimmt dabei bestimmte Formen an, und dies ohne feste Grenzen.

7 Daher nennt man Orbitale auch Elektronenwolken. Eine andere Bezeichnung ist Ladungswolke, denn diese „Wolken“ sind negativ geladen.

3

112

3 Der Atomaufbau

| einhundertzwölf |

3

Aufgrund seines Wellencharakters kann man bei einem Elektron seinen Aufenthaltsort niemals genau bestimmen.8 Man kann nur von Wahrscheinlichkeiten sprechen. Daher nennt man Orbitale auch Aufenthaltswahrscheinlichkeitsräume. Im letzten Kapitel haben wir die Orbitale beschrieben und dabei die Quantenzahlen eingeführt. Die Quantenzahlen sind aber im Grunde die Eigenschaften der Elektronen, nicht der Orbitale. Man spricht und schreibt aber dennoch über Orbitale, denn so können wir Menschen uns den Atomaufbau besser vorstellen.

 Aufgabe 134 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Welle

a)

2. Teilchen

b)

 Aufgabe 135 Elektronen …

a) breiten sich im Raum aus. b) bleiben gleich groß.

Man kann den Ort eines Elektron …

c) genau bestimmen. d) niemals genau bestimmen.

8 Werner Heisenberg formulierte die Regel: Aufgrund des Doppelcharakters der Elektronen kann man von keinem Elektron gleichzeitig den Ort und den Impuls (≈ die kinetische Energie) bestimmen. Man kann immer nur eine Information exakt bestimmen. Die Regel nennt man Unschärferelation ( unscharf + Relation).

113

3.9 Die Elektronen

| einhundertdreizehn |

 Aufgabe 136 a) Verb: ________________

Nomen: das Verhalten

b) Verb: ________________

Nomen: die Ausbreitung

c) Verb: charakterisieren

Nomen: der ___________________

 Aufgabe 137 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. drehen

______________________________

die Drehung

______________________________

indirekt  direkt

______________________________

der Zusammenhang,

______________________________

die Zusammenhänge Es geht um + Akk,

______________________________

Thema ist … der Zustand, die Zustände

______________________________

entgegenwirken

______________________________

besitzen ≈ haben

______________________________

die Bewegung ,

______________________________

die Bewegungen wachsen, größer werden

______________________________

z. B.: eine wachsende Zahl die Lage, die Position

______________________________

in der Tat, tatsächlich

______________________________

3

114

3 Der Atomaufbau

| einhundertvierzehn |

3

3.10 Die Eigenschaften Kinetische und potentielle Energie Die fundamentalen Eigenschaften der Elektronen sind ihre Masse, ihre Ladung und ihr Spin (Drehung um die eigene Achse). Die Energie ist indirekt auch eine Eigenschaft der Elektronen, denn es besteht ein enger Zusammenhang zwischen Masse und Energie, insbesondere bei den Elektronen. Masse und Ladung waren in früheren Kapiteln Thema. Deswegen geht es im folgenden Kapitel um die Energie oder auch: Energiezustände der Elektronen. Jedes Elektron in der Atomhülle besitzt kinetische und potentielle Energie. Die kinetische Energie eines Elektrons wirkt der Coulomb-Anziehung des Kernes entgegen. Andere Bezeichnungen für die kinetische Energie charakterisieren sie sehr gut; so spricht man auch von Bewegungs- oder seltener auch Geschwindigkeitsenergie. In der Tat ist die Geschwindigkeit eines Elektrons eine wichtige Größe bei der Beschreibung seiner kinetischen Energie. Ein schnelles Elektron hat mehr kinetische Energie als ein langsames Elektron. Schnell ist es in der Nähe des Atomkerns, langsamer wird es mit wachsender Entfernung vom Kern. Die potentielle Energie eines Elektrons befindet sich in seiner Lage in der Atomhülle. Auch hier ist der Abstand zum Atomkern bestimmend. Elektronen in der Nähe des Atomkerns haben eine geringere potentielle Energie als Elektronen in größerer Entfernung.

115

3.10 Die Eigenschaften

| einhundertfünfzehn |

 Aufgabe 138 Neben den Eigenschaften Masse, Ladung und Spin ist auch _______________ eine Eigenschaft der Elektronen.

 Aufgabe 139 Die kinetische Energie eines Elektrons wirkt ___________________________ ___________________________________________.

 Aufgabe 140 Andere Bezeichnungen für die kinetische Energie lauten __________________ und ___________________________________________________________.

 Aufgabe 141 Was charakterisiert die folgenden Energieformen? Verbinden Sie bitte. 1. kinetische Energie

a) Geschwindigkeit der Bewegung

2. potentielle Energie

b) Abstand zum Atomkern

 Aufgabe 142 Die kinetische Energie ist …

a) klein bei geringer Geschwindigkeit. b) groß bei geringer Geschwindigkeit.

Die potentielle Energie ist …

c) klein in Kernnähe. d) groß in Kernnähe.

3

116

3 Der Atomaufbau

| einhundertsechzehn |

3

 Aufgabe 143 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. zunehmen  abnehmen

_________________________________

die Zunahme  die Abnahme

_________________________________

dementsprechend

_________________________________

günstig

_________________________________

möglich  möglichst

_________________________________

Die Gesamtenergie eines Elektrons hängt also von seinem Abstand zum Atomkern ab: In Kernnähe ist die kinetische Energie hoch, aber die potentielle Energie gering; weiter entfernt vom Atomkern ist die kinetische Energie niedrig, aber die potentielle Energie hoch. Im Vergleich ist die Zunahme der potentiellen Energie größer als die Abnahme der kinetischen Energie. Deswegen wächst die Gesamtenergie eines Elektrons mit wachsender Entfernung zum Atomkern. Umgekehrt ist die Gesamtenergie der Elektronen in Kernnähe kleiner, am kleinsten im 1s-Orbital. Hier befinden sie sich im energieärmsten Zustand. Eine möglichst geringe Gesamtenergie ist für die Atome am günstigsten. Deshalb suchen Elektronen immer möglichst energiearme Zustände und verteilen sich dementsprechend im Raum um den Kern herum. Sie können allerdings nicht alle im energieärmsten Zustand bleiben, denn es besteht die CoulombAbstoßung zwischen ihnen. Diese Wechselwirkung zwischen den Elektronen führt zu den verschiedenen Abständen vom Atomkern und damit verbunden zu den unterschiedlichen Energiezuständen der Elektronen.

117

3.10 Die Eigenschaften

| einhundertsiebzehn |

 Aufgabe 144 Woraus setzt sich die Gesamtenergie eines Elektrons zusammen? Antwort: ________________________________________________________

 Aufgabe 145 Wovon hängt die Gesamtenergie eines Elektrons ab? Antwort: ________________________________________________________

 Aufgabe 146 1. Was wächst von Schale zu Schale schneller: die kinetische oder die potentielle Energie? _____________________________________________________________ 2. Was geschieht mit der Gesamtenergie des Elektrons von Schale zu Schale? _____________________________________________________________ 3. Warum haben die Elektronen im 1s-Orbital den energieärmsten Zustand? _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ 4. Warum halten sich nicht alle Elektronen im 1s-Orbital auf? _____________________________________________________________ _____________________________________________________________

3

118

3 Der Atomaufbau

| einhundertachtzehn |

3

 Aufgabe 147 Welcher Zustand ist für Atome am günstigsten? Antwort: ________________________________________________________

 Aufgabe 148 Wie heißen die Nomen zu diesen Verben? a) zunehmen

 die ________________________

b) abnehmen

 die ________________________

c) bewegen

 die ________________________

d) drehen

 die ________________________

 Aufgabe 149 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. der Fokus

______________________________

der Fokus liegt auf + D

Energiezustände Elektronen unterscheiden sich nur in ihrer Energie voneinander. Diese hängt von ihrem Ort in der Atomhülle, also von ihrem Orbital ab. Daher kann man ein Orbital auch als einen Energiezustand bezeichnen. Der Unterschied zwischen diesen zwei Bezeichnungen liegt in ihrem Fokus: In der Bezeichnung „Orbital“ liegt der Fokus auf dem Ort des Elektrons, in der Bezeichnung „Energiezustand“ auf seiner Energie.

119

3.10 Die Eigenschaften

| einhundertneunzehn |

Die Quantenzahlen Wir sagten9, die ersten drei Quantenzahlen beschreiben die Orbitale. Richtiger ist aber die Aussage: Die Quantenzahlen beschreiben die Zustände der Elektronen10. Man kann mit Hilfe der vier Quantenzahlen (Haupt-, Neben-, Magnetund Spinquantenzahl) jedes Elektron von einem anderen Elektron im Atom unterscheiden und seinen wahrscheinlichen Aufenthaltsort bestimmen.

 Aufgabe 150 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Orbitale

a) vier Quantenzahlen

2. Elektronen

b) drei Quantenzahlen

 Aufgabe 151 Mit Hilfe der Quantenzahlen kann man _______________________________ _______________________________________________________________.

9 sagten: eine Vergangenheitsform ( Vergangenheit + Form) des Verbs sagen. 10 Orbitale sind „nur“ Orte. Hier halten sich die Elektronen auf. Der Zustand eines Elektrons gibt folgende Aspekte wieder: Wo und wie bewegt sich das Elektron in der Atomhülle und wie hoch ist seine Energie im Vergleich zu den anderen Elektronen?

3

120

3 Der Atomaufbau

| einhundertzwanzig |

3

Im Schalenmodell entspricht die Hauptquantenzahl (n) dem Energieniveau der Schale, im Orbitalmodell der Größe des Orbitals. Richtiger aber ist folgende Aussage: Die Hauptquantenzahl informiert über die Energie des jeweiligen Elektrons. Indirekt informiert sie dadurch auch über seine Entfernung vom Atomkern. Im Orbitalmodell entspricht die Nebenquantenzahl (l) der Form des Orbitals. Die Form des Orbitals, also die Bahn eines Elektrons, ist aber mit seiner Bewegung, genauer: mit seinen Drehungen auf seiner Bahn verbunden. Deswegen spricht man statt von der Nebenquantenzahl auch vom Drehimpuls des Elektrons. Elektronen im s-Orbital bewegen sich ohne Drehungen um den Atomkern und bilden dabei eine kugelsymmetrische Bahn. Folglich haben sie keinen Drehimpuls (l = 0). Elektronen im p-Orbital dagegen machen auf ihrem Weg um den Atomkern einmal eine Drehung (Drehimpuls l = 1) und bilden dabei eine Hantel förmige Bahn. Elektronen im d-Orbital hingegen haben die Nebenquantenzahl l = 2, denn sie drehen sich zweimal auf ihrer Bahn um den Atomkern. Und so weiter. Man sieht: Die Nebenquantenzahl entspricht der Anzahl der Drehungen eines Elektrons auf seiner Bahn um den Atomkern. Deswegen steht sie zugleich für die Form der Orbitale. Die verschiedenen Drehimpulszahlen (=Nebenquantenzahlen) haben zu einer Unterteilung der Elektronen in folgende Elektronenarten ( Elektron + Art) geführt:

• • • •

l = 0  s-Elektronen l = 1  p-Elektronen l = 2  d-Elektronen l = 3  f-Elektronen

121

3.10 Die Eigenschaften

| einhunderteinundzwanzig |

Richtiger ist also folgende Aussage: Die Nebenquantenzahl informiert über die Anzahl der Drehungen und damit verbunden über die Bahn des jeweiligen Elektrons. Indirekt gibt sie auch Auskunft über seine Entfernung vom Atomkern und ergänzt dadurch das Wissen um die Energie des Elektrons zusätzlich zu seinem Hauptenergieniveau (n). Denn in der Drehung selbst liegt auch Energie.

 Aufgabe 152 Die Nebenquantenzahl bezeichnet man auch als ________________________.

 Aufgabe 153 In welche Arten unterteilt man die Elektronen? a) in die ______________________ b) in die ______________________ c) in die ______________________ d) in die ______________________

Bei der Magnetquantenzahl (m oder mI) geht es um die Anzahl der möglichen Bahnen auf demselben Energieniveau. P-Elektronen z. B. können sich auf drei verschiedenen Achsen befinden: Zwei Elektronen auf der x-, zwei Elektronen auf der y- und zwei Elektronen auf der z-Achse. Folglich sind für p-Elektronen drei Zustände möglich.

3

122

3 Der Atomaufbau

| einhundertzweiundzwanzig |

3

Die vierte Quantenzahl der Elektronen ist die Spinquantenzahl (s oder ms). Das englische Wort spin (S) hat die Bedeutung Rotation, Drehung und steht im Deutschen für die Drehung der Elektronen um die eigene Achse. Folglich ist im Spin eines Elektrons ein Teil seiner kinetischen Energie. Dieser Teil ist allerdings nicht sehr groß. Die Spinquantenzahl ist bei Elektronen immer s = 1/2. Die Rotationsrichtung der Elektronen um die eigene Achse ist gleich oder ungleich ihrer Rotationsrichtung um den Atomkern. Bei gleicher Rotationsrichtung spricht man von einem parallelen Spin (auch: Spin-up), bei entgegengesetzter Richtung spricht man von einem antiparallelen Spin (auch: Spin-down).

 Aufgabe 154 Der Spin (S) …

a) meint die Drehung der Elektronen um den Kern. b) meint die Drehung der Elektronen um sich selbst.

 Aufgabe 155 Eine weitere Bezeichnung für Drehung ist das Wort _____________________.

 Aufgabe 156 Wie ist die Rotationsrichtung der Elektronen um die eigene Achse? Sie ist __________________________________________________________ _______________________________________________________________.

123

3.10 Die Eigenschaften

| einhundertdreiundzwanzig |

 Aufgabe 157 Ein Synonym für den parallelen Spin ist __________________, ein Synonym für den antiparallelen Spin _____________________________.

 Aufgabe 158 Ergänzen Sie bitte die fehlenden Bezeichnungen und Werte.

a)

Ausrichtung: Spin-up

b)

(auch: _____________ Spin)

Ausrichtung: _______________ (auch: _________ _______________ Spin)

In jedem Orbital können sich aufgrund der Coulomb-Abstoßung maximal zwei Elektronen aufhalten. Diese zwei Elektronen unterscheiden sich immer in ihrem Spin, also in ihrer Drehrichtung, und minimieren so die abstoßende Kraft zwischen sich: Ein Elektron hat immer einen parallelen, das andere immer einen antiparallelen Spin. Diesen Unterschied in der Rotationsrichtung kann man mit einem Magneten feststellen, denn die Rotation der Elektronen erzeugt im Orbital ein magnetisches Feld. Bei einem parallelen Spin ist die Richtung des magnetischen Feldes – also die Positionen der Pole Nord und Süd – eine andere als bei einem antiparallelen Spin. Deswegen ist die Bezeichnung magnetische Spinquantenzahl (ms) die genauere Bezeichnung.

3

124

3 Der Atomaufbau

| einhundertvierundzwanzig |

3

Die Spinquantenzahl von Elektronen beträgt 1/2. Aufgrund der unterschiedlichen Richtungen unterscheidet man zwischen den Spinquantenzahlen +1/2 (= Spin-up) und –1/2 (= Spin-down). Diese gelten als zwei verschiedene Energiezustände innerhalb eines Orbitals.

 Aufgabe 159 1. Der Wert für ms …

a) kann bei Elektronen nur positiv sein. b) kann bei Elektronen nur negativ sein. c) kann bei Elektronen positiv oder negativ sein.

2. In jedem Orbital …

a) haben die Elektronen unterschiedliche Spins. b) haben die Elektronen den gleichen Spin.

 Aufgabe 160 Ergänzen Sie bitte folgende Aussagen zum Elektronenspin. * minimiert * Spinrichtung * rotiert * Elektronenpaars * feststellen * Abstoßung *

a) Jedes Elektron ____________ um sich selbst. Man nennt dies Eigenrotation, Eigendrehung oder Spin. b) Die unterschiedliche ______________________ des __________________ in einem Orbital ___________________ die Coulomb-_________________ zwischen ihnen. c) Die unterschiedlichen Spinrichtungen in einem Orbital kann man nur mit Hilfe eines Magneten _________________________.

125

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhundertfünfundzwanzig |

 Aufgabe 161 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. zuerst

______________________________

die Regel, die Regeln

______________________________

nach einer Regel erfolgen

______________________________

besetzen

______________________________

ein Orbital / einen Energiezustand besetzen  die Besetzung

______________________________

die Besetzung eines Orbitals

3.11 Die Verteilung in der Hülle Für Atome ist eine möglichst geringe Gesamtenergie am günstigsten. Also muss die Elektronenverteilung in der Atomhülle mit der geringsten Energie verbunden sein. Im Orbital mit der geringsten Entfernung zum Atomkern haben die Elektronen die niedrigste Gesamtenergie. Allerdings können sie sich nicht alle hier aufhalten, denn aufgrund ihrer negativen Ladung stoßen sie sich ab. Dies führt zu einer Verteilung in der Atomhülle mit verschiedenen Abständen zum Atomkern und zu den anderen Elektronen. Dabei besetzen die Elektronen den Zustand möglichst geringster Energie. Diesen Zustand der geringsten Energie nennt man Grundzustand. Er ist der stabilste Zustand eines Atoms.

3

126

3 Der Atomaufbau

| einhundertsechsundzwanzig |

3

Die Verteilung der Elektronen in der Atomhülle erfolgt nach bestimmten Regeln. Man spricht vom Aufbauprinzip. Sie legt die Reihenfolge der Orbitalbesetzung in einem Atom fest. Alle diese Regeln hängen mit der Gesamtenergie des Atoms zusammen: Sie wollen die Gesamtenergie minimieren. Die erste Regel lautet: Die Elektronen eines Atoms besetzen den Zustand möglichst geringster Energie. Beispielsweise besetzen sie zuerst die Orbitale in der ersten und zweiten Schale, dann erst die dritte Schale. Außerdem besetzen sie beispielsweise zuerst das 2s-Orbital und dann erst das 2p-Orbital.

 Aufgabe 162 Am stabilsten sind Atome mit einer …

a) niedrigen Gesamtenergie. b) hohen Gesamtenergie.

Die Elektronenverteilung …

c) ist Folge der vielen Orbitale. d) ist Folge der Coulomb-Kräfte.

 Aufgabe 163 In welchem Zustand ist ein Atom am stabilsten? a) im angeregten Zustand

b) im Grundzustand

 Aufgabe 164 Bringen Sie die Besetzung der Orbitale in die richtige Reihenfolge. * 2s * 1s * 3d * 2p * 3p * 3s *

___________________________________________________

127

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhundertsiebenundzwanzig |

 Aufgabe 165 Wie nennt man die Orbitalbesetzung im energieärmsten Zustand? Antwort: ___________________________________________

 Aufgabe 166 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. das Prinzip

_________________________________

nach einem Prinzip

_________________________________

Zwei wichtige Regeln für die Verteilung der Elektronen in einem Atom stammen von den Physikern Wolfgang Pauli und Friedrich Hund. Man bezeichnet die Regel von Wolfgang Pauli das „Pauli-Prinzip“. Es besagt: In einem Atom können keine zwei Elektronen für alle 4 Quantenzahlen dieselben Werte haben. Sie müssen sich in mindestens einer Quantenzahl voneinander unterscheiden. Elektronen in demselben Orbital haben dieselben Werte für n, l und mI. Das sind 3 Quantenzahlen! Das bedeutet, sie müssen sich in der Spinquantenzahl (s) unterscheiden. Für Elektronen gibt es aber nur zwei mögliche Spinquantenzahlen, s = +1/2 oder s = –1/2. Folglich können sich in einem Orbital maximal zwei Elektronen aufhalten. Nur so können sich diese zwei Elektronen in mindestens einer Quantenzahl voneinander unterscheiden.

3

128

3 Der Atomaufbau

| einhundertachtundzwanzig |

3

 Aufgabe 167 a) Das Pauli-Prinzip besagt: Keine zwei Elektronen in einem Atom _________ _____________________________________________________________. b) Die zwei Schlussfolgerungen aus dem Pauli-Prinzip sind: 1. In einem Orbital müssen sich die Elektronen in ihrer _______________________ voneinander unterscheiden. 2. In einem Orbital können sich nur ___________ ___________________ befinden, denn es gibt nur ___________ Spinrichtungen.

 Aufgabe 168 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. einzeln

_________________________________

zu zweit

_________________________________

das Paar

_________________________________

gepaart  ungepaart

_________________________________

129

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhundertneunundzwanzig |

Auch die Orbitalbesetzung nach der Hund’schen Regel möchte die Gesamtenergie der Elektronen und damit verbunden des Atoms minimieren: In einem Orbital mit verschiedenen Ausrichtungen besetzen zuerst die Elektronen mit der gleichen Spinrichtung (parallel) die entarteten Orbitale. Sie besetzten sie also einzeln und ein Orbital nach dem anderen.

Bei vier Elektronen







falsch!    

Bei drei Elektronen







falsch!  

px

py

pz

px

 py

pz

Abbildung 3.4: Die Besetzung der drei p-Orbitale. Die Elektronen besetzen die entarteten Orbitale zuerst einzeln ( = paralleler Spin), also ein Orbital nach dem anderen.

 Aufgabe 169 Die Elektronenverteilung …

a) erfolgt nach gewissen Regeln. b) erfolgt unsystematisch.

Elektronen besetzen zuerst …

c) die energiereichsten Orbitale. d) die energieärmsten Orbitale.

Auf diese Weise …

e) hat das Atom eine geringe Gesamtenergie. f) hat das Atom eine hohe Gesamtenergie.

3

130

3 Der Atomaufbau

| einhundertdreißig |

3

 Aufgabe 170 Zwei Elektronen besetzen zuerst …

a) gepaart dasselbe Orbital. b) ungepaart zwei entartete Orbitale.

Ungepaarte Elektronen haben alle …

c) dieselbe Spinrichtung. d) eine unterschiedliche Spinrichtung.

Ungepaarte Elektronen haben alle …

e) einen antiparallelen Spin. f) einen parallelen Spin.

 Aufgabe 171 Das p-Orbital hat drei Ausrichtungen und folglich drei ___________________ (= energetisch gleichwertige) Orbitale: das px-Orbital, py-Orbital und pz-Orbital. Nach der Regel von _______________ verteilen sich die Elektronen zuerst einzeln auf die drei p-Orbitale und haben dabei alle einen _________________ Spin. Dadurch minimieren sie die Coulomb-________________ zwischen sich.

 Aufgabe 172 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. eine Regel beachten

______________________________

eine Regel anwenden

______________________________

die Ermittlung

______________________________

 ermitteln, herausfinden

131

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhunderteinunddreißig |

Die Elektronenkonfiguration Die Verteilung der Elektronen in der Atomhülle nennt man Elektronenkonfiguration. Für die Ermittlung der Elektronenkonfiguration eines Atoms muss man das Pauli-Prinzip und die Hund’sche Regel beachten. Beispielsweise hat das Stickstoff-Atom sieben Elektronen. Die Elektronenkonfiguration im Grundzustand sieht folgendermaßen aus: Stickstoff (N): 1s2 2s2 2p3  Im 1s-Orbital befinden sich zwei Elektronen: 1s2 Im 2s-Orbital befinden sich zwei Elektronen: 2s2 Im 3p-Orbital befinden sich drei Elektronen: 2p3 Das 1s-und 2s-Orbital des Stickstoff-Atoms sind voll besetzt, das heißt, in ihnen befinden sich die maximal mögliche Anzahl an Elektronen. Die drei pOrbitale der zweiten Schale sind halb besetzt, das heißt, in ihnen ist immer nur ein Elektron mit parallelem Spin. Statt halb besetzt benutzt man auch das Wort ungepaart.

 Aufgabe 173 Die Elektronenverteilung eines Atoms bezeichnet man als ____________________________.

3

132

3 Der Atomaufbau

| einhundertzweiunddreißig |

3

 Aufgabe 174 Beschriften Sie bitte. * Anzahl der Elektronen * Hauptquantenzahl * Orbitaltyp *

________________

__________________

3p5 __________________

 Aufgabe 175 1. Welches Orbital ist unbesetzt?

a) px0

b) px1

c) px2

2. Welches Orbital ist halb besetzt?

d) px0

e) px1

f) px2

3. Welches Orbital ist voll besetzt?

g) px0

h) px1

i) px2

 Aufgabe 176 In welchem Orbital ist das Elektron ungepaart? a) px1

b) px2

 Aufgabe 177 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

a) Anzahl der Elektronen: _______ b) Anzahl der ungepaarten Elektronen: _______

133

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhundertdreiunddreißig |

Aussprache

Wie liest man? 1 s1  eins – s – eins 1 s2  eins – s – zwei 2 p3  zwei – p – drei 3 d5  drei – d – fünf

Es gibt zwei Möglichkeiten für die Angabe der Elektronenkonfiguration: Die Kästchenschreibweise, auch Orbitaldiagramm genannt, und die Schreibweise mit Zahlen und Buchstaben:

Schreibweise mit Zahlen und Buchstaben:

Als Orbitaldiagramm:

1s2 2s2 2p1

 Aufgabe 178 Man schreibt immer zuerst die Elektronen mit __________________ Spin, also mit einem Spin-up ().

3

134

3 Der Atomaufbau

| einhundertvierunddreißig |

3

 Aufgabe 179 Verbinden Sie bitte. Was passt? 1. H (Z = 1)

a) 1s1

2. Li (Z = 3)

b) 1s2 2s2 2p2

3. C (Z = 6)

c) 1s2 2s2 2p4

4. O (Z = 8)

d) 1s2 2s1

 Aufgabe 180 Wie ist Elektronenkonfiguration folgender Atome? 1. Bor (B, Z = 5)

 ________________________________________

2. Fluor (F, Z = 9)  ________________________________________ 3. Na (Na, Z = 11)  ________________________________________

Anomale Elektronenkonfigurationen Die Besetzung der Orbitale erfolgt nicht immer in Reihenfolge zunehmender Hauptquantenzahl. Nach der Besetzung der 3p-Orbitale erfolgt die Besetzung nach einem neuen Prinzip: Die Elektronen besetzen zuerst das 4s-Orbital und dann das 3d-Orbital, denn das 4s-Orbital ist energiegünstiger als das 3d-Orbital. Dies hängt mit der Coulomb-Abstoßung in den Orbitalen zusammen. In einem s-Orbital ist mehr Platz für zwei Elektronen. Deswegen ist die Wechselwirkung zwischen den Elektronen in einem s-Orbital kleiner als in einem dOrbital.

135

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhundertfünfunddreißig |

 Aufgabe 181 Die Besetzungsreihenfolge der Orbitale ist: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Welche Reihenfolgen sind anomal? a) zuerst 4s, dann 3d b) zuerst _____, dann _____ c) zuerst _____, dann _____ usw.

 Aufgabe 182 Warum besetzen die Elektronen zuerst das 4s-Orbital und dann das 3d-Orbital? Das 4s-Orbital ___________________________________________________.

Die verkürzte Elektronenkonfiguration Man kann die Elektronenkonfiguration der Elemente verkürzt angeben. Hierfür nimmt man die Elektronenkonfiguration der Elemente aus der 18. Gruppe, also Helium (He) bis Oganesson (Og). Natrium beispielsweise ist das erste Element in der 3. Periode. Es hat die Elektronenkonfiguration von Neon (Ne) und besetzt zusätzlich ein neues Orbital, das 3s-Orbital. Die verkürzte Elektronenkonfiguration von Natrium lautet also: Na: [Ne]3s1.

3

136

3 Der Atomaufbau

| einhundertsechsunddreißig |

3

Kalium ist das erste Element in der 4. Periode. Es hat die Elektronenkonfiguration von Argon (Ar) und besetzt zusätzlich ein neues Orbital, das 4s-Orbital. Die verkürzte Elektronenkonfiguration von Kalium lautet also: K: [Ar]4s1. Das Element Calcium steht direkt nach dem Element Kalium und hat ein Elektron mehr in seinem 4s-Orbital. Daher lautet seine Elektronenkonfiguration: Ca: [Ar]4s2. Bei der Angabe der Elektronenkonfiguration muss man immer auch die anomale Reihenfolge der Orbitalbesetzung beachten. Andererseits geben viele PSE die Elektronenkonfiguration aller Elemente an. Man findet sie auch ganz leicht im Internet.

 Aufgabe 183 Die verkürzte Elektronenkonfiguration von Lithium (Z = 3) ist _____________.

 Aufgabe 184 Was stimmt? Schauen Sie in ein PSE. 1.

Mg (Z = 12):

a) [He]2s22p63s2

b) [Ne]3s2

2.

Sc (Z = 21):

c) [Ar]4p1

d) [Ar]3d14s2

137

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhundertsiebenunddreißig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

das Atom, die Atome

______________________________

der Atomkern, die Atomkerne

______________________________

das Proton, die Protonen

______________________________

das Neutron, die Neutronen

______________________________

die Nukleonen

______________________________

die Massenzahl

______________________________

die Ordnungszahl,

______________________________

auch: die Kernladungszahl die Atommasse,

______________________________

auch: das Atomgewicht absolute Atommasse (A, auch: Aa)

______________________________

relative Atommasse (Ar, in u)

______________________________

auch: mittlere/durchschnittliche Atommasse die Kernbindungsenergie

______________________________

der Massendefekt

______________________________

auch: der Massenverlust das Elektron, die Elektronen

______________________________

die Elektronenhülle

______________________________

auch: die Atomhülle die Bahn, die Bahnen

______________________________

3

138

3 Der Atomaufbau

| einhundertachtunddreißig |

3

das Energieniveau, die Energieniveaus

______________________________

auch: die Energiestufe, die Energiestufen die Schale, die Schalen

______________________________

die Hauptschale, Hauptschalen

______________________________

die Unterschale, die Unterschalen

______________________________

die Elektronenverteilung

______________________________

die Elektronenkonfiguration

______________________________

das Orbital, die Orbitale

______________________________

das Orbitalmodell

______________________________

die Quantenzahl, die Quantenzahlen

______________________________

Hauptquantenzahl (n)

______________________________

Nebenquantenzahl (l)

______________________________

Magnetquantenzahl (m oder mI)

______________________________

auch: die Orientierungsquantenzahl die Ausrichtung

______________________________

auch: die Orientierung der Spin (S), auch: die Eigendrehung

______________________________

auch: magnetische Spinquantenzahl die Rotationsrichtung,

______________________________

auch: die Drehrichtung paralleler Spin, auch: Spin-up

______________________________

antiparalleler Spin, auch: Spin-down

______________________________

139

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhundertneununddreißig |

die Nebenquantenzahl,

______________________________

auch: der Drehimpuls die Magnetquantenzahl

______________________________

auch: die Drehachse die Elektronenkonfiguration

______________________________

das Orbitaldiagramm

______________________________

die Kästchenschreibweise

______________________________

das Teilchen

______________________________

die Welle

______________________________

die potentielle Energie

______________________________

die kinetische Energie

______________________________

auch: Bewegungsenergie, Geschwindigkeitsenergie die Gesamtenergie

______________________________

der Energiezustand

______________________________

entartet

______________________________

energiearm  energiereich

______________________________

das Pauli-Prinzip

______________________________

die Hund’sche Regel

______________________________

der Grundzustand

______________________________

ein Elektron ist gepaart

______________________________

ein Elektron ist ungepaart

______________________________

die Anziehung

______________________________

3

140

3 Der Atomaufbau

| einhundertvierzig |

3

sich abstoßen

______________________________

die Abstoßung

______________________________

die Wechselwirkung,

______________________________

die Wechselwirkungen die Kraft, die Kräfte

______________________________

eine Kraft ausüben auf + Akk

______________________________

die elektroschwache Wechselwirkung

______________________________

auch: die Coulomb-Kraft die Wechselwirkung

______________________________

das Formelzeichen

______________________________

die Maßeinheit

______________________________

das Reinelement

______________________________

auch: isotopenreines Element, anisotopes Element das Mischelement

______________________________

das Elektronenpaar,

______________________________

die Elektronenpaare sich aufhalten, sich befinden

______________________________

das Isotop, die Isotope

______________________________

die Isotopenhäufigkeit

______________________________

das Isotopenverhältnis

______________________________

der Neutronenüberschuss

______________________________

radioaktiv

______________________________

141

3.11 Die Verteilung in der Hülle

| einhunderteinundvierzig |

zerfallen

______________________________

der Zerfall

______________________________

die Ladung, die Ladungen

______________________________

die Elementarladung

______________________________

eine Ladung haben/tragen

______________________________

elektrisch geladen

______________________________

positiv geladen

______________________________

negativ geladen

______________________________

ungeladen, auch: neutral

______________________________

neutralisieren

______________________________

die Elektronendichte

______________________________

die Elektronenwolke,

______________________________

auch: die Ladungswolke kugelsymmetrisch

______________________________

hantelförmig

______________________________

rosettenförmig

______________________________

der Radius, die Radien

______________________________

besetzt

______________________________

 besetzt = Orbital mit 2 Elektronen  halb/einfach besetzt = Orbital mit 1 Elektron  unbesetzt = Orbital ohne Elektronen sich anziehen der Aufenthaltswahrscheinlichkeitsraum ______________________________

3

4 Chemische Bindungsarten

Die meisten Elemente kommen in der Natur nur in Verbindungen vor, so z. B. Sauerstoff in O2, H2O, ZnO, CH3CHO usw. Manche Elemente aber kommen fast nur atomar vor, das heißt, sie existieren hauptsächlich als einzelne Atome (z. B. He, Ne, Ar). Dies hängt mit ihrer Elektronenkonfiguration zusammen: Die Schale atomarer Elemente ist auf der höchsten Energiestufe (= Außenschale, Valenzschale) vollbesetzt. Dies ist ein sehr energiearmer und stabiler Zustand. Aus diesem Grund sind Elemente wie Helium, Neon oder Argon sehr reaktionsträge.

 Aufgabe 1 Ordnen Sie bitte zu. * F2 * He * O2 * Ar * CuS * Kr * Ne * CaCl2 *

a) atomar:

______________________________

b) Verbindung: ______________________________

 Aufgabe 2 Eine vollbesetzte Außenschale ist eine … a) ungünstige Elektronenkonfiguration.

b) ideale Elektronenkonfiguration.

© Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH, ein Teil von Springer Nature 2019 S. Sagman, Einführung in die Allgemeine Chemie, https://doi.org/10.1007/978-3-658-26417-8_4

144

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertvierundvierzig |

4

 Aufgabe 3 Welche zwei Schalen bilden nach dem Schalenmodell eine Außenschale? a) 1s2

b) 2s2

c) 2s22p6

Eine voll besetzte Außenschale – im Orbitalmodell Valenzorbital genannt – ist die ideale Elektronenkonfiguration für alle Atome. In diesem Zustand sind sie energetisch stabil. Edelgase haben voll besetzte Valenzorbitale. Deswegen bezeichnet man ihre Elektronenkonfiguration als Edelgaskonfiguration. Edelgase reagieren nicht leicht mit anderen Atomen oder Verbindungen und kommen daher fast nur atomar vor. Sie stehen im PSE am Ende einer Periode und bilden die Gruppe 18. Außer Helium haben sie alle 8 Elektronen auf der Außenschale (= Außenelektronen, Valenzelektronen), genauer: zwei s- und sechs p-Elektronen.

 Aufgabe 4 Die Elektronenkonfiguration der Edelgase nennt man ____________________.

 Aufgabe 5 Die Elektronen auf der Außenschale bezeichnet man als Außenelektronen. Eine weitere Bezeichnung lautet _________________________________________.

145

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertfünfundvierzig |

 Aufgabe 6 Wie viele Außenelektronen haben diese Atome?

Die Edelgasregel ( Edelgas + Regel) kommt von der besonderen Elektronenverteilung der Edelgase und besagt: „Alle Atome mit einer Edelgaskonfiguration sind besonders stabil. Dies gilt für einzelne Atome sowie für Atome in einer Verbindung.“ Alle Edelgase haben – bis auf Helium – acht Valenzelektronen auf ihrer Außenschale. Auch Hauptgruppenelemente in stabilen Verbindungen haben eine voll besetzte Außenschale mit acht Valenzelektronen (= Elektronenoktett). Diese Feststellung hat zur Oktettregel geführt. Demnach sind alle Hauptgruppenelemente mit acht Valenzelektronen auf ihrer Außenschale im für sie energieärmsten Zustand. Deswegen nennt man die Oktettregel auch 8-ElektronenRegel. Ausnahmen von dieser Regel sind das Edelgas Helium sowie Wasserstoff, denn mit einem voll besetzten 1s-Orbital haben sie bereits den Edelgaszustand. Daher gilt die Oktettregel für diese zwei Elemente nicht. Die Oktettregel gilt außerdem nicht für die Nebengruppenelemente. Hier besetzen Valenzelektronen auch die d-Orbitale. Voll besetzt ist die Außenschale in diesem Fall also mit 18 Valenzelektronen: d10s2p6. Aus diesem Grund spricht man bei den Nebengruppenelementen von der 18-Elektronen-Regel.

4

146

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsechsundvierzig |

4

Es gibt auch von dieser Regel Ausnahmen. Manche Nebengruppenelemente haben nur 17 Valenzelektronen auf der Außenschale. Ein Grund dafür ist Platzmangel ( Platz + Mangel). Diese Elemente können aus Platzgründen nicht mit genügend Atomen reagieren.

 Aufgabe 7 Die ____________________ basiert auf der besonderen Elektronenkonfiguration der Edelgase.

 Aufgabe 8 Wie lautet die Edelgasregel für Hauptgruppenelemente? Hauptgruppenelemente ____________________________________________ _______________________________________________________________.

 Aufgabe 9 Die Edelgasregel für Hauptgruppenelemente nennt man auch ______________ oder ___________________________________________________________.

 Aufgabe 10 Für welche Hauptgruppenelemente gilt diese Regel nicht? Sie gilt nicht für _________________________________________________.

147

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsiebenundvierzig |

 Aufgabe 11 Ein Synonym für die Edelgaskonfiguration lautet Edelgas______________.

 Aufgabe 12 Welches zusätzliche Orbital müssen Nebengruppenelemente füllen? _______________________________________________________________

 Aufgabe 13 Welche Edelgasregel gilt für die meisten Nebengruppenelemente? _______________________________________________________________

 Aufgabe 14 Ergänzen Sie bitte. * vorkommen * erreichen * erfüllen * gelten * sein *

1. die Edelgaskonfiguration ___________________ 2. energetisch stabil _________________________ 3. atomar __________________________________ 4. als Regel ________________________________ 5. eine Regel _______________________________

4

148

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertachtundvierzig |

4

Atome erreichen die Edelgaskonfiguration auf verschiedene Weise. Sie geben ihre Valenzelektronen ab, nehmen die Valenzelektronen anderer Atome auf oder teilen sich ihre Valenzelektronen mit anderen Atomen. Folglich unterscheidet man zwischen drei Arten von chemischer Bindung: • die Ionenbindung • die Atombindung • die Metallbindung Diese drei Bindungsarten führen direkt zur Edelgaskonfiguration. Deswegen zählen sie zu den Primärbindungen. Andere Bezeichnungen sind Starke Bindungen und Bindungen erster Ordnung.

Es kommen aber auch andere Bindungsarten vor. Diese nennt man Sekundärbindungen (auch: Schwache Bindungen, Bindungen zweiter Ordnung). Zu den Sekundärbindungen zählt man • die Dipol-Dipolbindung • die Wasserstoffbrückenbindung • die London’schen Dispersionskräfte Die folgenden Kapitel stellen diese Bindungsarten genauer vor.

149

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertneunundvierzig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Bindung, die Bindungen

______________________________

eine Bindung eingehen/ausbilden

______________________________

die Bindungsart,

______________________________

auch: Bindungstyp die Primärbindung

______________________________

auch: Starke Bindung die Sekundärbindung

______________________________

auch: Schwache Bindung die Valenzschale,

______________________________

auch: Außenschale, das Valenzorbital das Valenzelektron

______________________________

auch: Außenelektronen die Edelgaskonfiguration

______________________________

die Edelgaskonfiguration erreichen

______________________________

die Edelgasregel

______________________________

die Oktettregel

______________________________

18-Elektronen-Regel,

______________________________

auch: 18-Valenzelektronen-Regel eine Regel erfüllen

______________________________

atomar vorkommen

______________________________

4

150

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertfünfzig |

4

4.1 Die Atombindung Bei einer Atombindung überlappen sich die Orbitale von zwei verschiedenen Atomen. Die Atome werden dann zu einem Molekül und haben ein gemeinsames Orbital (= Molekülorbital). Hier befinden sich die Valenzelektronen der zwei Atome.  Beispiel 1: Das H2-Molekül Bei einem Wasserstoff-Molekül überlappen sich zwei s-Orbitale. Der Bereich der Überlappung bildet das Molekülorbital. Hier befinden sich die zwei Außenelektronen beider Wasserstoff-Atome. Sie sind jetzt ein Elektronenpaar.

Abbildung 4.1: Die Überlappung zweier s-Orbitale

Die Überlappung von zwei Orbitalen führt zu einer Atombindung. Die Reaktionspartner sind über das Molekülorbital miteinander verbunden. Bei einem Molekülorbital aus zwei s-Orbitalen spricht man von einer s-s-Bindung.

 Aufgabe 15 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. sich überlappen, sich überlagern

______________________________

die Überlappung (+ G, von + D)

______________________________

151

4.1 Die Atombindung

| einhunderteinundfünfzig |

 Beispiel 2: Das F2-Molekül Das Fluor-Atom hat die Elektronenkonfiguration [He] 2s22p5. Ein Valenzelektron im p-Orbital ist ungepaart. In einer Verbindung mit einem anderen FluorAtom überlappen sich zwei halb besetzte p-Orbitale und bilden dadurch ein voll besetztes Molekülorbital. Die Bindung ist eine p-p-Bindung:

Abbildung 4.2: Die Überlappung zweier p-Orbitale

Typischerweise gehen Nicht-Metalle Atombindungen ein. Oft (aber nicht immer!) entstehen dabei kleine Moleküle, meistens Gase und Flüssigkeiten. Elementmoleküle bestehen aus nur einer Atomart, wie beispielsweise die Moleküle H2, Cl2, N2 oder P4. Die meisten Moleküle jedoch bestehen aus verschiedenen Atomsorten. Beispiele für solche Atomverbindungen sind H2O, NH3, CO2 und SO2.

 Aufgabe 16 Was für ein Orbital entsteht bei der Überlappung zweier Orbitale? Antwort: ________________________________________________________

4

152

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertzweiundfünfzig |

4

 Aufgabe 17 Wann entsteht eine s-s-Bindung? Mit der Überlappung von __________________________________________

 Aufgabe 18 Welche Elemente bilden typischerweise Atombindungen? Antwort: ________________________________________________________

 Aufgabe 19 Nur Atome eines Elements verbinden sich zu Molekülen. a) Das stimmt.

b) Das ist falsch.

 Aufgabe 20 Wie nennt man eine Atombindung noch? a) Rotation

b) Elektronenpaarbindung

Charakteristisch für eine Atombindung ist die Bildung eines Molekülorbitals und die gemeinsame Nutzung von Valenzelektronen. Die Verbindung entsteht aufgrund der elektrostatischen Kräfte zwischen den Atomkernen und den Elektronen. Die Coulomb-Anziehung hält die Reaktionspartner über das gemeinsame Elektronenpaar zusammen. Man nennt das gemeinsame Elektronenpaar auch bindendes Elektronenpaar, aber nur zur besseren Unterscheidung von den anderen Valenzelektronen. Die anderen Valenzelektronen bezeichnet man als nicht-bindende oder auch freie Elektronenpaare.

4.1 Die Atombindung

153 | einhundertdreiundfünfzig |

 Aufgabe 21 a) Beschriften Sie bitte das H2O-Molekül! * freies Elektronenpaar (2) * bindendes Elektronenpaar (2) *

b) Das H2O-Molekül besteht aus ________ -Metallen. c) Es hat in der Außenschale ______ Elektronenpaare. d) ______ davon sind freie Elektronenpaare, ______ bindende Elektronenpaare. e) In der Außenschale des Sauerstoff-Atoms befinden sich ______ Elektronen. f) In der Außenschale der Wasserstoff-Atome befinden sich ______ Elektronen. g) Alle drei Atome haben die ______________konfiguration.

4

154

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertvierundfünfzig |

4

 Aufgabe 22 Was hält die Atome zusammen? a) das bindende Elektronenpaar

b) die Coulomb-Anziehung

Eine Schreibweise von Elementen und Molekülen berücksichtigt die Elektronenpaare sowie ungepaarten Elektronen auf der Außenschale. Das Konzept stammt von Gilbert Newton Lewis. Daher nennt man diese Schreibweise Lewis-Schreibweise oder auch Lewis-Formeln (auch: Valenzstrichformeln). Ein Punkt steht dabei für ein Elektron (Punkt = •), ein Strich für ein Elektronenpaar (Strich = ▬). Der Strich kann für ein bindendes sowie ein freies Elektronenpaar stehen. Der Strich für ein bindendes Elektronenpaar steht zwischen den Reaktionspartnern.

Elemente: Wasserstoff

H•

Helium • He •

Magnesium

• • Mg • •

Moleküle:

 Aufgabe 23 Zeichne die Lewis-Formeln für folgende Atome: a) B

b) C

c) N

d) O

e) F

155

4.1 Die Atombindung

| einhundertfünfundfünfzig |

Manche Atome können nur eine Bindung ausbilden, andere zwei, drei oder vier. Dementsprechend nennt man sie einbindig, zweibindig, dreibindig oder vierbindig. Fünf-, sechs- oder siebenbindige Atome gibt es in der Regel nicht. Die Zahl der möglichen Bindungen eines Atoms hängt von der Anzahl seiner ungepaarten Elektronen ab. Ein Atom mit einem Valenzelektron kann nur eine Bindung ausbilden, ein Atom mit zwei Valenzelektronen zwei usw. Man bezeichnet diese Fähigkeit als Bindigkeit (auch Bindungswertigkeit, Wertigkeit, Valenz).

 Aufgabe 24 Ermitteln Sie bitte die fehlenden Werte. Verbindung

Bindigkeit in römischen Zahlen: I, II, III, IV

Cl2

Cl-Atom: _______

O2

O-Atom:

_______

NH3

N-Atom:

_______

H-Atom: _______

H2S

S-Atom:

_______

H-Atom: _______

In manchen Molekülen haben Atome mit einem anderen Atom Mehrfachbindungen. Das bedeutet, sie teilen sich nicht nur ein Elektronenpaar. Insbesondere in der Organischen Chemie gibt es viele Moleküle mit Mehrfachbindungen: C=O

Doppelbindung, Zweifachbindung

N≡N

Dreifachbindung

Die Vierfach- und insbesondere die Fünffachbindung kommen selten vor.

4

156

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsechsundfünfzig |

4

Das Kohlenstoff-Atom hat die Elektronenkonfiguration [He] 2s22p2. Es hat also ein freies Elektronenpaar (auch: einsames Elektronenpaar) im s-Orbital und zwei ungepaarte Valenzelektronen im p-Orbital. Demnach ist Kohlenstoff zweibindig. In allen Molekülen kommt Kohlenstoff aber vierbindig vor, z. B. in den Molekülen CH4 und CO2. Die Vierbindigkeit des Kohlenstoff-Atoms hängt mit dem Phänomen der Hybridisierung zusammen. Bei einer Hybridisierung organisieren sich die Valenzelektronen und die Orbitale neu. Es entstehen gleichförmige ( gleich + Form) und energetisch gleichwertige ( gleich + Wert) Hybridorbitale. Bei Kohlenstoff besetzt ein Valenzorbital aus dem s-Orbital ein leeres pOrbital. Das s-Orbital und die 3 p-Orbitale verbinden sich zu vier neuen, gleichförmigen und gleichwertigen Hybrid-Orbitalen. Dadurch entsteht für Kohlenstoff die neue Elektronenkonfiguration [He] 2s1 2p3.

Abbildung 4.3: Die Hybridisierung von Kohlenstoff

Für eine Hybridisierung muss man dem Atom zuerst Energie zuführen, es also anregen. Erst durch die Anregung geht ein Elektron aus dem s-Orbital in ein p-Orbital über. In diesem angeregten Zustand bilden sich die neuen HybridOrbitale. Den Endzustand nennt man hybridisierten Zustand.

157

4.1 Die Atombindung

| einhundertsiebenundfünfzig |

Hybridorbitale sind eine Mischung von zwei Orbitaltypen, dem Typ s-Orbital und dem Typ p-Orbital. Sie haben zu einem bestimmten Prozentsatz die Form eines s-Orbitals und zu einem bestimmten Prozentsatz die Form eines p-Orbitals. Normalerweise ist zwischen dem s-Orbital und dem p-Orbital ein kleiner Energieunterschied: Das s-Orbital ist energieärmer. Aus diesem Grund besetzen die Valenzorbitale zuerst das s-Orbital und danach das p-Orbital. Nach einer Hybridisierung aber sind alle halb besetzten Valenzorbitale exakt auf derselben Energiestufe und haben die gleiche Form. Das heißt, das Kohlenstoff-Atom hat kein kugelsymmetrisches s-Orbital mehr. Nach der Hybridisierung hat es vier lineare Hybridorbitale. Die Form des Hybridorbitals hängt von der Anzahl der p-Orbitale ab: Bei einer sp-Hybridisierung, also der Hybridisierung eines s-Orbitals mit einem leeren (!) p-Orbital, entsteht eine Kombination aus einem s- und einem p-Orbital. Die zwei neuen sp-Hybridorbitale haben zu 50 % die Form eines s-Orbitals und zu 50 % die Form eines p-Orbitals. Bei einer sp2-Hybridisierung entsteht eine Mischung aus einem s-Orbital, einem einfach besetzten p-Orbital und einem leeren p-Orbital. Die drei gleichwertigen sp2-Hybridorbitale haben zu 33,3 % die Form eines s-Orbitals und zu 66,7 % die Form eines p-Orbitals. Bei einer sp3-Hybridisierung entsteht eine Kombination aus einem s-Orbital, zwei einfach besetzten p-Orbitalen und einem leeren p-Orbital. Die vier gleichwertigen sp3-Hybridorbitale haben zu 25 % die Form eines s-Orbitals und zu 75 % die Form eines p-Orbitals.

4

158

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertachtundfünfzig |

4

 Aufgabe 25 * Hybridorbitale * leeres * zweibindig * angeregten * vierbindig * Energiezufuhr *

Das Kohlenstoff-Atom ist im Grundzustand __________________. Mit einer ________________ regt man eins der s-Elektronen an. Dieses steigt in ein ________________ p-Orbital. Die ursprüngliche Elektronenkonfiguration des Kohlenstoff-Atoms ändert sich. In diesem _________________ Zustand bilden sich aus den drei einfach besetzten p-Orbitalen und dem halb besetzten s-Orbital vier gleichwertige und gleichförmige ________________________. Das Kohlenstoff-Atom ist in diesem hybridisierten Zustand _______________.  Aufgabe 26 Wie sagt man noch? 1. einfach besetzt

= a) _________ besetzt

2. freies Elektronenpaar

= b) _________ Elektronenpaar

3. Mischung

= c) _____________________

 Aufgabe 27 1. anregen

a) Nomen:

_____________________

2. anordnen

b) Nomen:

_____________________ __

3. mischen

c) Nomen:

_____________________ __

4. Energie zuführen

d) Nomen:

_____________________ __

 Aufgabe 28 * sp * sp2 * sp3 * Das Kohlenstoff-Atom ist nach einer ________-Hybridisierung vierbindig.

159

4.1 Die Atombindung

| einhundertneunundfünfzig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Atombindung, auch:

______________________________

Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung homöopolare Bindung die Bindigkeit, auch:

______________________________

die Bindungswertigkeit die Wertigkeit, die Valenz einbindig, zweibindig, dreibindig, …

______________________________

auch: Bindungstyp die Valenzstrichformel n

______________________________

auch: Lewis-Formeln, die Lewis-Schreibweise die Mehrfachbindung

______________________________

die Einfachbindung,

______________________________

die Zweifachbindung (auch: Doppelbindung) usw. die Hybridisierung

______________________________

das Hybridorbital

______________________________

der angeregte Zustand

______________________________

die Energiezufuhr

______________________________

Energie zuführen die Anregung

______________________________

4

160

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsechzig |

4

4.2 Die polare Atombindung Atome in einer Verbindung ziehen unterschiedlich stark am bindenden Elektronenpaar. Nur in Verbindungen mit einer Atomsorte ist die Elektronendichte zwischen den Bindungspartnern gleichmäßig verteilt, etwa in den Molekülen H2, O2, N2, und Cl2. Eine gleichmäßige Verteilung der Elektronendichte bezeichnet man als eine unpolare Atombindung (auch: rein kovalente Bindung). Eine polare Atombindung ist eine Atombindung mit einem Ladungsschwerpunkt ( Ladung + Schwerpunkt). Das Atom mit der größeren CoulombAnziehung zieht das gemeinsame Elektronenpaar näher zum eigenen Atomkern. Dadurch entstehen im Molekül die Partialladungen δ+ und δ-. Eine Partialladung ist jedoch keine ganze Ladung, denn das bindende Elektronenpaar befindet sich weiterhin im Molekülorbital beider Bindungspartner. Alle Moleküle aus unterschiedlichen Elementen sind polar.

Aussprache

Wie liest man? δ+

 delta plus

δ–

 delta minus

Die Anziehungskraft eines Elements ist charakteristisch für dieses. Keine zwei Elemente ziehen gleich stark an ihren Bindungselektronen. Diese für jedes Element charakteristische Kraft bezeichnet man als seine Elektronegativität.

161

4.2 Die polare Atombindung

| einhunderteinundsechzig |

Die Elektronegativität (EN) hängt von der Protonenzahl des Atoms sowie von seinem Radius ab. Ein Atomkern mit vielen Protonen übt eine stärkere Anziehungskraft auf Elektronen aus als ein Atom mit weniger Protonen im Kern. Ein kleiner Atomradius bedeutet einen kleineren Abstand zum Atomkern als bei einem Atom mit einem größeren Radius. Deswegen ist die Elektronegativität eines Atoms mit kleinem Radius höher als bei einem Atom mit größerem Radius. Verschiedene Wissenschaftler haben mit verschiedenen Methoden die Elektronegativitätswerte zu ermitteln versucht. Die Werte sind bei jedem Wissenschaftler verschieden, denn es existiert keine eindeutige Methode zur Messung der Elektronegativität. Aber man kennt die Elektronegativität der einzelnen Elemente im Vergleich zu den anderen Elementen. So ist z. B. Fluor das elektronegativste Element, Francium das elektropositivste. Heute benutzt man hauptsächlich die Elektronegativitätswerte von Pauling. Die Werte liegen bei ihm zwischen zirka 4,0 und 0,7. Allerdings haben die konkreten Werte keine mathematische Basis. Pauling hat Fluor als dem elektronegativsten Element willkürlich den Wert 3,98 zugewiesen11. Die weiteren Werte sind im Vergleich mit Fluor entstanden. Mit den Elektronegativitätswerten kann man das chemische Verhalten der Elemente vorhersehen. Man erkennt leichter die Tendenz zur Abgabe oder Aufnahme von Elektronen (bei einer ionischen Verbindung). Man erkennt zudem die Polarität innerhalb eines Moleküls sowie die Position der Partialladungen (bei Atombindungen) und ganzen Ladungen (bei ionischen Bindungen).

11 zugewiesen: die Vergangenheitsform von zuweisen (≈ geben).

4

162

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertzweiundsechzig |

4

Abbildung 4.4 zeigt die Elektronegativitätswerte der Hauptgruppenelemente nach Pauling, auch Pauling-Skala genannt.

H 2,2 Li 0,98

Be 1,57

B 2,04

C 2,55

N 3,04

O 3,44

F 3,98

Na 0,93

Mg 1,31

Al 1,61

Si 1,9

P 2,19

S 2,58

Cl 3,16

K 0,82

Ca 1,0

Ga 1,81

Ge 2,01

As 2,18

Se 2,55

Br 2,96

Rb 0,82

Sr 0,95

In 1,78

Sn 1,96

Sb 2,05

Te 2,1

I 2,66

Cs 0,79

Ba 0,89

Ti 1,8

Pb 1,8

Bi 1,9

Po 2,0

At 2,2

Fr 0,7

Ra 0,89

Abbildung 4.4: Die Elektronegativitätswerte der Hauptgruppenelemente

 Aufgabe 29 1. Die höchsten Elektronegativität hat ____________________. 2. Danach kommt

____________________.

3. Dann kommt

____________________.

4. Dann kommt

____________________.

5. Dann kommt

____________________.

163

4.2 Die polare Atombindung

| einhundertdreiundsechzig |

 Aufgabe 30 1. Die geringste Elektronegativität hat ____________________. 2. Danach kommt

____________________.

3. Dann kommt

____________________.

4. Dann kommen

____________________ und ____________________.

 Aufgabe 31 1. Die Elektronegativität der Elemente wird von Periode zu Periode … a) höher .

b) niedriger.

2. Die Elektronegativität der Elemente wird von Gruppe zu Gruppe … a) höher.

b) niedriger.

 Aufgabe 32 In der Pauling-Skala fehlen die Werte einiger Elemente, denn … a) er fand sie uninteressant. b) diese Elemente waren noch nicht bekannt.

Die Polarität einer Bindung hängt von der Differenz zwischen den Elektronegativitätswerten der Bindungspartner ab. Rein kovalent ist eine Bindung aus zwei Atomen der gleichen Elements. Schwach polar sind Bindungen mit einer Elektronegativitätsdifferenz zwischen 0,1 und 0,5. Mittel polar sind Bindungen mir einer Elektronegativitätsdifferenz zwischen 0,6 und 1,0. Stark polar sind Bindungen mir einer Elektronegativitätsdifferenz zwischen 1,1 und 1,6.

4

164

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertvierundsechzig |

4

Ab einem Wert von 1,7 ist die Bindung meistens keine Atombindung mehr. Eine Ausnahme bilden Atombindungen mit Wasserstoff. Hier kann die Elektronegativitätsdifferenz auch höher liegen.  Beispiel: Fluorwasserstoff Die Elektronegativität von Fluor ist fast 4, die von Wasserstoff ist 2,2. Damit liegt die Elektronegativitätsdifferenz bei einem Wert von fast 1,8. Die Bindung zwischen beiden Atomen ist also stark polar. δ+

δ+

H ◄ F Allerdings führt diese starke Polarität in der Bindung auch zu einem polar aufgebauten Molekül. Ein Ende hat eine positive Partialladung, das andere Ende eine negative. Es hat also einen Minus-Pol und einen Plus-Pol. Deswegen zählt Fluorwasserstoff zu den Dipolen. Auch das Wasser-Molekül ist ein Dipol. An einem Ende liegt das elektronegativere Sauerstoff-Atom, am anderen Ende die zwei weniger elektronegativen Wasserstoff-Atome. Dadurch bilden sich auch in diesem Molekül zwei Pole. Der Dipol-Charakter eines Moleküls hängt also auch von seiner räumlichen Struktur ab. Die Partialladungen müssen sich an unterschiedlichen Enden befinden. Das CO2 -Molekül beispielsweise ist kein Dipol: δ– δ+ δ–

O=C=O Alle Bindungen im Molekül sind polar. Aber das Molekül hat keinen polaren Aufbau. Deswegen ist es kein Dipol.

165

4.2 Die polare Atombindung

| einhundertfünfundsechzig |

 Aufgabe 33 Wie hoch ist die Elektronegativitätsdifferenz in folgenden Molekülen? a) H2:

_______________________

b) LiH: _______________________ c) HBr: _______________________ d) SeO: _______________________

 Aufgabe 34 * Pole * Elektronegativität * unpolar * Partialladungen * polar * räumlichen * Polarität * Elektronendichte * Plus *

a) Eine Atombindung zwischen Atomen desselben Elements ist ___________. So sind auch Moleküle aus nur einem Element. b) Atombindungen zwischen zwei verschiedenen Elementen sind immer _____________. c) Die Differenz in der ________________________ führt zu einer asymmetrischen Verteilung der __________________ zwischen den zwei Bindungspartnern. d) Dadurch entstehen __________________________ im Molekül. e) Bei einem Molekül mit zwei verschiedenen Partialladungen an den verschiedenen Enden entstehen zwei __________________: ein Minus-Pol und ein ______________-Pol. f) Die ____________________ eines Moleküls hängt neben der Elektronegativitätsdifferenz auch von seiner _____________________ Struktur ab.

4

166

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsechsundsechzig |

4

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

polar  unpolar

______________________________

unpolar, auch: reinkovalent

______________________________

die Polarität

______________________________

die Elektronegativität (EN)

______________________________

elektronegativ  elektropositiv

______________________________

die Elektronegativitätsdifferenz

______________________________

die Partialladung (δ+, δ–)

______________________________

der Ladungsschwerpunkt

______________________________

das Dipol

______________________________

der Minus-Pol

______________________________

der Plus-Pol

______________________________

167

4.3 Die Ionenbindung

| einhundertsiebenundsechzig |

4.3 Die Ionenbindung Die Ionenbindung (auch: ionische Bindung) ist eine Bindung zwischen Metallen und Nichtmetallen. Charakteristisch für eine Ionenbindung ist eine große Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Bindungspartnern (˃1,7) sowie die vollständige Abgabe und Aufnahme von Valenzelektronen. Dabei entstehen elektrisch geladene Atome, man nennt diese Ionen. Eine ionische Verbindung gehen typischerweise Alkalimetalle oder Erdalkalimetalle ein. Diese geben ein oder mehrere ihrer Valenzelektronen ab. Man nennt diesen Vorgang Ionisierung. Aufgrund ihres Protonenüberschusses ( Protonen + Überschuss) sind sie nun positiv geladen. Positiv geladene Atome (und Moleküle) bezeichnet man als Kationen. Ihre Reaktionspartner sind typischerweise die Halogene oder Sauerstoff. Diese nehmen die Valenzelektronen ihres Reaktionspartners auf und haben dadurch einen Elektronenüberschuss. Aufgrund ihrer negativen Ladung nennt man sie Anionen. Das bekannteste Beispiel für eine Ionenbindung ist die Verbindung NaCl, also Kochsalz. Dabei geht ein Elektron des elektropositiven Natrium-Atoms auf das elektronegativere Chlor-Atom über:

Im Grundzustand hat Natrium ein einfach besetztes s-Orbital ([Ne] 3s1), Chlor ein einfach besetztes p-Orbital ([Ne] 3s2 3p5). Nach der Reaktion mit Chlor haben beide Ionen eine voll besetzte Außenschale und damit die Edelgaskonfiguration: Das Natrium-Ion hat die Edelgaskonfiguration von Neon, Chlor die Edelgaskonfiguration von Argon.

4

168

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertachtundsechzig |

4

 Aufgabe 35 Eine Ionenbindung entsteht meistens zwischen … a) Metallen. b) Nicht-Metallen. c) Metallen und Nicht-Metallen.

 Aufgabe 36 Bei einer Ionenbindung ist die Elektronegativitätsdifferenz … a) sehr hoch über 1,7.

b) sehr niedrig unter 1,7.

 Aufgabe 37 Bei einer Ionenbindung … a) teilen sich die Reaktionspartner ihre Bindungselektronen. b) überträgt ein Atom Valenzelektronen auf seinen Reaktionspartner.

 Aufgabe 38 Ergänzen Sie bitte die fehlenden Verben und Nomen. 1. abgeben

a) Nomen: die _______________ von Elektronen

2. ______________

b) Nomen: die Übertragung von Elektronen

3. ______________

c) Nomen: der Übergang von Atom A zu Atom B

169

4.3 Die Ionenbindung

| einhundertneunundsechzig |

 Aufgabe 39 1. Kation

a) negativ geladen

2. Anion

b) positiv geladen

Aussprache

4

Wie liest man? Na+  n – a – plus Mg2+  m – g – zwei – plus F– O

2–

 f – minus  o – zwei – minus

 Aufgabe 40 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Kation

a) Mg2+

2. Anion

a) H3O+

b) F¯

b) SO42–

c) NH4+

c) Br¯

 Aufgabe 41 1. Li+ ist einfach …

a) positiv geladen.

b) negativ geladen.

2. O2– ist zweifach …

a) positiv geladen.

b) negativ geladen.

170

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsiebzig |

4

 Aufgabe 42 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. zu viele Elektronen

a) Protonenüberschuss

2. zu wenig Elektronen

b) Elektronenmangel

3. zu viele Protonen

c) Protonenmangel

4. zu wenig Protonen

d) Elektronenüberschuss

Mit der Ionisierung (auch: Ionisation) ändert sich der Radius des Atoms, nun ein Kation, sehr. Es gibt aber keine eindeutigen Werte zu den Ionenradien ( Ion + Radius), denn die Elektronenhülle hat keine feste Grenze. Daher unterscheiden sich die Messergebnisse der Wissenschaftler, und die Werte zu den Ionenradien ändern sich von Quelle zu Quelle. Wichtig ist daher das Wissen um die Tendenz: Kationen werden mit der Ionisierung viel kleiner. Der Grund für diese Verkleinerung ist der Verlust eines oder mehrerer Valenzorbitale. So hat Lithium mit der Elektronenkonfiguration 1s22s1 einen Atomradius von 157 pm ( Pikometer). Als Kation mit nur einem 1s-Orbital hat es einen Ionenradius von nur noch 58 pm! Das heißt, die Abgabe eines Elektrons verkleinert den Radius sehr stark. Manche Atome geben mehr als nur ein Valenzelektron ab. Ihr Ionenradius ist dementsprechend sehr viel kleiner als ihr ursprünglicher Atomradius. Einer der Gründe für die Verkleinerung des Radius nach der Elektronenabgabe ist die damit verbundene Verringerung der Coulomb-Abstoßung, denn eine kleinere Anzahl an Elektronen bedeutet eine geringere Wechselwirkung

171

4.3 Die Ionenbindung

| einhunderteinundsiebzig |

zwischen den Elektronen in der Atomhülle. Weniger Elektronen bedeutet, die Coulomb-Abstoßung nimmt ab und der Abstand der Elektronen zum Atomkern wird geringer. Hinzu kommt die effektive Kernladung Zeff. Die effektive Kernladung beschreibt die Anziehungskraft des Kerns auf die Elektronen in der Hülle. Sie wird mit abnehmender Elektronenzahl und dem damit verbundenen Protonenüberschuss größer. Die größere Anziehungskraft verringert den Abstand der Elektronen zum Atomkern und dadurch auch den Radius des Ions. Diese Wirkung kann man gut an isoelektrischen Kationen sehen. Isoelekrische Kationen sind Ionen mit unterschiedlicher Protonen-, aber derselben Elektronenzahl. Eine höhere Protonenzahl bei gleicher Elektronenzahl bedeutet automatisch einen kleineren Radius. So haben die Kationen Na+, Mg2+ und Al3+ mit 10 Elektronen alle dieselbe Elektronenkonfiguration, aber aufgrund ihrer unterschiedlichen Protonenzahl sehr unterschiedliche Radien: Na+ mit 11 Protonen: 116 pm, Mg2+ mit 12 Protonen: 86 pm und Al3+ mit 13 Protonen: 68 pm. Der Protonenüberschuss vergrößert also die Anziehungskraft des Kerns auf die Elektronen und verkleinert damit den Ionenradius.

 Aufgabe 43 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Der Ionenradius …

a) von Mn

c) ist 124 pm.

2. Der Atomradius …

b) von Mn4+

d) ist 0,54 pm.

4

172

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertzweiundsiebzig |

4

 Aufgabe 44 Schreiben Sie bitte die Definition zum Ionenradius. * eines Atoms * im ionisierten Zustand * den Radius * bezeichnet *

Der Ionenradius __________________________________________________ _______________________________________________________________.

 Aufgabe 45 Man kann den Ionenradius …

a) leicht messen. b) nur experimentell bestimmen.

 Aufgabe 46 Die Werte der Ionenradien …

a) sind eindeutig. b) unterscheiden sich von Quelle zu Quelle.

 Aufgabe 47 Verbinden Sie bitte. Wie wird der Radius? 1. bei Aufnahme eines Elektrons

a) kleiner

2. bei Abgabe eines Elektrons

b) größer

 Aufgabe 48 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Mn2+

a) 81 pm

2. Mn4+

b) 67 pm

3. Mn3+

c) 60 pm

4. Mn7+

d) 72 pm

173

4.3 Die Ionenbindung

| einhundertdreiundsiebzig |

 Aufgabe 49 Wofür steht das Formelzeichen Zeff? Für die _________________________________________________________.

 Aufgabe 50 Die effektive Kernladung …

a) nimmt bei Elektronenabgabe zu. b) nimmt bei Elektronenabgabe ab.

 Aufgabe 51 Was passiert bei Elektronenabgabe mit der Coulomb-Abstoßung? Antwort: _______________________________________________________.

Der Atomradius wird nach der Elektronenaufnahme größer, denn das neue Elektron führt zu einer Vergrößerung der Coulomb-Abstoßung und dadurch auch zu einer Vergrößerung der Abstände zwischen den Elektronen. Zudem wird die effektive Kernladung kleiner. Dies alles vergrößert den Durchmesser des Ions. Jedes zusätzliche Elektron verstärkt diesen Effekt. So hat Sauersoff als neutrales Atom einen Atomradius von 66 pm. Als zweifach negativ geladenes Ion hat es einen Ionenradius von 140 pm. Sein Radius vergrößert sich also um mehr als ein Zweifaches allein aufgrund eines Überschusses von zwei Elektronen.

4

174

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertvierundsiebzig |

4

 Aufgabe 52 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. kleiner werden

a) sich verändern

f) die Vergrößerung

2. größer werden

b) sich verkleinern

g) die Verringerung

3. anders werden

c) sich verstärken

h) die Verkleinerung

4. geringer werden

d) sich vergrößern

i) die Veränderung

5. stärker werden

e) sich verringern

j) die Verstärkung

 Aufgabe 53 Jedes zusätzliche Elektron __________________ den Ionenradius.

Für die Entfernung eines Elektrons aus einem Atom oder eines Ions braucht man eine gewisse Energiemenge ( Energie + Menge). Diese Energiemenge nennt man Ionisierungsenergie (IE). Sein Wert hängt vom Atom- bzw. Ionenradius ab. Bei Ionen, also hauptsächlich Kationen, hängt er außerdem von der Anzahl der bereits entfernten Elektronen ab.

 Aufgabe 54 Was denken Sie: Wo ist die Ionisierungsenergie höher? 1. Bei Atomen mit

a) kleinem Radius

b) großem Radius

2. Bei der Bildung von

a) Mg+

b) Mg2+

175

4.3 Die Ionenbindung

| einhundertfünfundsiebzig |

 Aufgabe 55

4

Ergänzen Sie bitte die Lücken. * Abstoßung * Ionisierungsenergie * Bindungspartners * Anziehung * * Protonenüberschuss * effektive * benötigt *

a) Atome und Kationen mit einem kleinen Radius haben eine hohe ___________________________, denn bei einer kleinen Anzahl an Elektronen ist die ___________________ Kernladung höher und die Coulomb___________________ zwischen den Elektronen geringer. Bei Kationen nimmt die Ionisierungsenergie mit steigender Kernladung zu, denn ein hoher _______________________________ bedeutet eine starke Coulomb______________ zwischen Kern und Hülle bzw. eine hohe effektive Kernladung. b) Für die Elektronenaufnahme benötigen Atome und Ionen Energie. Diese Energie ist so groß wie die Ionisierungsenergie des ___________________. Sie muss größer sein als die Coulomb-Anziehung zwischen dem Elektron und dem Kern. Nach der Elektronenaufnahme muss das Atom bzw. Ion das zusätzliche Elektron an sich binden können und ___________________ auch hierfür Energie. Dennoch ist die Gesamtenergie eines Ions kleiner als in seiner neutralen Form als Atom. Mit dem Erlangen der Edelgaskonfiguration gibt es wieder Energie ab.

 Aufgabe 56 Die Ionisierungsenergie muss größer sein als …

a) die Coulomb-Anziehung. b) die Coulomb-Abstoßung.

176

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsechsundsiebzig |

4

Es gibt erste, zweite, dritte und höhere Ionisierungsenergien (IE1, IE2, IE3,…). Beispielsweise ist die erste Ionisierungsenergie für die Bildung von Mg+ niedriger als die zweite Ionisierungsenergie für die Bildung von Mg2+. Jedes zusätzliche Elektron erhöht die benötigte Ionisierungsenergie. Besonders hoch wird die Ionisierungsenergie bei der Abspaltung eines Elektrons aus einer neuen Valenzschale, denn der Energieunterschied zwischen den Valenzschalen ist höher als der zwischen den Unterschalen. Die Bildung von Mg3+ ist folglich mit einer sehr viel höheren Ionisierungsenergie verbunden als die Bildung von Mg+ und Mg2+. Allerdings kommen Mg3+-Ionen in der Praxis nicht vor, denn Magnesium erreicht als Mg2+-Kation die Edelgaskonfiguration von Neon. Edelgasen und Ionen mit einer Edelgaskonfiguration kann man nur mit einer sehr hohen Ionisierungsenergie ein Elektron entfernen, denn für alle Atome ist der Edelgaszustand der energieärmste und daher auch der günstigste Zustand.

 Aufgabe 57 Die erste Ionisierungsenergie ist …

a) am höchsten. b)

am niedrigsten.

 Aufgabe 58 1. Elemente in höheren Perioden haben eine geringere Ionisierungsenergie, denn ________________________________________________________. 2. Das bedeutet: _________________________________________________ ____________________________________________________________.

177

4.3 Die Ionenbindung

| einhundertsiebenundsiebzig |

 Aufgabe 59 Mangan kommt als Mn2+-, Mn3+- und als Mn4+- Ion vor. Die Bildung von Mn

____

benötigt die höchste Ionisierungsenergie.

 Aufgabe 60 Natrium kommt nur als Na+-Ion vor, niemals als Na2+-Ion, denn ___________ _______________________________________________________________.

 Aufgabe 61 Die Abspaltung welcher Elektronen benötigt eine höhere Ionisierungsenergie? a) Die Abspaltung der zwei Valenzelektronen von Beryllium [He]2s2 b) Die Abspaltung der zwei Valenzelektronen von Calcium [Ar]4s2 c) Der Grund hierfür ist ___________________________________________ ____________________________________________________________.

 Aufgabe 62 Ergänzen Sie bitte die Synonyme. 1. Verb: entfernen

Nomen: die ______________

2. Verb: _____________________

Nomen: die Abspaltung

4

178

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertachtundsiebzig |

4

Die Ionenladung ist eine wichtige Größe, denn sie beeinflusst die Anziehungskraft zwischen den Ionen. Eine hohe Ionenladung ist mit einer stärkeren Anziehungskraft verbunden als eine kleine Ionenladung. Die Alkalimetalle erreichen durch die Abgabe eines Elektrons die Edelgaskonfiguration. Dieser Zustand ist energieärmer als der Zustand mit nur einem s-Elektron auf der Außenschale. Deswegen sind Alkalimetalle sehr reaktionsfreudig und geben ihr Valenzelektron leicht ab. Dabei entstehen Kationen mit einer einfachen Ladung: Li+, Na+, K+ usw. Die Erdalkalimetalle erreichen durch die Abgabe von zwei Elektronen die Edelgaskonfiguration. Auch dieser Zustand ist energieärmer als der Zustand mit zwei s-Elektronen auf der Außenschale. Daher haben auch die Erdalkalimetalle eine hohe Reaktivität und geben ihre Valenzelektronen leicht ab. Dabei entstehen Kationen mit einer zweifachen Ladung: Be2+, Mg2+ usw. Die Ionisierungsenergie bei den Alkali- und Erdalkalimetallen ist niedrig. Die Chalkogene erreichen durch die Aufnahme von zwei Elektronen die Edelgaskonfiguration. Chalkogene sind sehr reaktionsfreudig und ziehen die Valenzelektronen ihrer Bindungspartner komplett an sich. Dabei entstehen Anionen mit einer zweifachen Ladung: O2–, S2–, Se2– usw. Die Halogene erreichen durch die Aufnahme von einem Elektron die Edelgaskonfiguration. Sie haben eine sehr hohe Reaktivität und ziehen das Valenzelektron ihres Bindungspartners komplett an sich. Dabei entstehen Anionen mit einer einfachen Ladung: F–, Cl–, Br– usw. Bei den Elementen anderer Gruppen ist die Ionenladung nicht so leicht zu bestimmen. Innerhalb einer Gruppe kommen manche Elemente mit verschiedenen Ladungen vor, z. B. Blei mit Pb2+ und Pb4+. Diese sind Elemente aus hö-

179

4.3 Die Ionenbindung

| einhundertneunundsiebzig |

heren Perioden, haben also eine höhere Kernladung. Diese hohe Kernladung übt eine starke Anziehung auf die zwei s-Elektronen der Valenzschale aus. Daher geben Elemente mit einer hohen Protonenzahl nicht so leicht ihre sElektronen ab. Für die Entfernung des inerten Elektronenpaars, so nennt man die zwei fest an den Kern gebundenen s-Elektronen auf der Valenzschale, ist eine höhere Ionisierungsenergie nötig. Aus diesem Grund geben Elemente aus höheren Perioden leichter ihre p-Elektronen ab als ihre s-Elektronen. Sie haben keine Edelgaskonfiguration, aber sie sind dennoch in einem energetisch günstigen Zustand.

Folgende Regeln gelten zur Bestimmung der Ionenladung:  Der Effekt des inerten Elektronenpaares gilt nur in höheren Perioden.  Bor und Kohlenstoff bilden keine Ionen.  Die Elemente aus der 13. Gruppe bilden einfach und dreifach geladene Kationen. Die Ausnahme bildet Aluminium. Es kommt nur als dreifach geladenes Kation vor. Thalium bildet öfter TI+-Ionen als TI3+-Ionen, denn die Leerung des p-Orbitals ist mit einer niedrigeren Ionisierungsenergie verbunden als die Abspaltung des inerten Elektronenpaares.  Die Elemente aus der 14. Gruppe bilden vierfach oder zweifach geladene Kationen.  Die Elemente aus der 15. Gruppe bilden dreifach oder fünffach geladene Kationen.  Die Elemente aus der 3. bis 12. Gruppe nennt man Übergangsmetalle. Sie bilden meist mehrere unterschiedlich geladene Kationen.

4

180

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertachtzig |

4

 Aufgabe 63 Eine hohe Ionenladung bedeutet …

a) eine schwächere Ionenbindung. b) eine stärkere Ionenbindung.

 Aufgabe 64 Welche Elemente sind besonders reaktionsfreudig? a) die Halogene

c) die Alkalimetalle

b) die Edelgase

d) die Kohlenstoffgruppe

 Aufgabe 65 a) Alkalimetalle bilden

___________________ geladene Kationen.

b) Erdalkalimetalle bilden ___________________ geladene Kationen. c) Chalkogene bilden

___________________ geladene Anionen.

d) Halogene bilden

___________________ geladene Anionen.

 Aufgabe 66 Wofür benötigt man weniger Ionisierungsenergie? a) für die Leerung der d-Orbitale b) für die Entfernung des inerten Elektronenpaares

 Aufgabe 67 Nur Atome mit _________________ Radius haben ein inertes Elektronenpaar.

181

4.3 Die Ionenbindung

| einhunderteinundachtzig |

Zur Nomenklatur 1. Einatomige Kationen bekommen die Endung Ion: Ag+  Silber-Ion Mg2+  Magnesium-Ion Fe3+  Eisen-Ion Pb4+  Blei-Ion

2. Einatomige Anionen bekommen zusätzlich die Endung -id. F–

 Fluorid  Fluorid-Ion

Cl–

 Chlorid  Chlorid-Ion

Br–

 Bromid  Bromid-Ion

I–

 Iodid

 Iodid-Ion

Aber: Hier nimmt man den Stamm des lateinischen Elementnamens! O2–  Oxid

 Oxid-Ion

H–

 Hydrid-Ion

S2–

 Sulfid

 Sulfid-Ion

D–

 Deuterid-Ion

N3–  Nitrid

 Nitrid-Ion

C4–  Carbid-Ion

3. In ionischen Verbindungen nennt man zuerst das Kation, dann das Anion: Na+Cl–

 Natriumchlorid

Al3+O2–

 Aluminiumoxid

Ag+I–

 Silberiodid

Cd2+S2–

 Cadmiumsulfid

4

182

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertzweiundachtzig |

4

Viele Kationen und Anionen bestehen aus mehreren Atomen. Diese polyatomaren Ionen nennt man auch Molekül-Ionen, denn sie bestehen aus mehreren Atomen mit mindestens einer kovalenten Bindung. Zusammen bilden sie eine stabile Gruppierung und sind positiv oder negativ geladen. Gängige mehratomige Anionen sind die Oxoanionen: Dies sind Molekül-Ionen mit mindestens einem Sauerstoff-Atom. Dieser Sauerstoff als das elektronegativste Element in der Verbindung ist das negativ geladene Teilchen des gesamten Molekül-Ions.

4. Oxoanionen bekommen die Endung -at. Der Bindungspartner des Sauerstoff-Atoms gibt den Namen. CO32–

 Carbonat

SO42–

 Sulfat

NO3–

 Nitrat

HPO42–  Hydrogenphosphat

C = Carbon im Lateinischen

H = Hydrogenium im Lateinischen

5. Auch hier nennt man zuerst das Kation, dann das Anion : NH4NO3

 Ammoniumnitrat

Cu(ClO4)2

 Kupferperchlorat

 Aufgabe 68 Ein Synonym von „polyatomar“ lautet __________________________.

183

4.3 Die Ionenbindung

| einhundertdreiundachtzig |

Bei der Reaktion zwischen einem Metall und Nicht-Metall reagieren unendlich viele Atome miteinander. Es entsteht ein Ionengitter ( Ionen + Gitter, auch: Ionenkristall, Kristallgitter) mit einer regelmäßigen und dreidimensionalen Anordnung von Kationen und Anionen. Beispielsweise ist im Ionengitter von Natriumchlorid jedes Na+-Ion von sechs Cl–-Ionen und jedes Cl–-Ion von sechs Na+-Ion umgeben.

Eine dunkle Kugel steht für ein Chlor-Ion, eine helle Kugel für ein Natrium-Ion.

Abbildung 4.5: Das Ionengitter von Natriumchlorid

Ein Gitter besteht aus unendlich vielen und identisch aufgebauten Elementarzellen ( elementar + Zelle, EZ). In diesen befindet sich die typische Anordnung von Kation und Anion. Die Beschreibung einer Elementarzelle ist also gleichzeitig auch die Beschreibung der Gitterstruktur. Hierfür gibt man die Koordinationszahl der Ionen in der Verbindung an. Die Koordinationszahl entspricht der Anzahl der Nachbarn eines Ions. Natriumchlorid hat die Koordinationszahl Na[6]Cl[6], denn jedes Kation ist von sechs Anionen und jedes Anion von sechs Kationen umgeben. Die ionische Bindung ist eine sehr starke Bindung: Erstens sind die elektrostatischen Kräfte zwischen geladenen Teilchen sehr hoch, und zweitens wirken

4

184

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertvierundachtzig |

4

die elektrostatischen Kräfte der Ionen im Ionengitter ungerichtet, das heißt, sie wirken nicht auf ein spezielles Ion. Sie wirken auf alle Ionen in der Umgebung. So halten sich die Ionen im Gitter zusammen.

 Aufgabe 69 Natriumchlorid besteht aus …

a) einem Natrium- und einem Chlorid-Ion. b) sehr vielen Natrium- und Chlorid-Ionen.

 Aufgabe 70 Kationen und Anionen bilden ein dreidimensionales _____________________. Andere Bezeichnungen dafür sind Ionenkristall und Kristallgitter.

 Aufgabe 71 Ein Ionenkristall ist aus unendlich vielen _____________________ aufgebaut.

 Aufgabe 72 In einem Ionenkristall sind Kationen und Anionen von einer bestimmten Anzahl von Ionen umgeben. Diese Ionen haben alle eine ___________________ Ladung. Die elektrostatischen Kräfte wirken ___________________________.

 Aufgabe 73 Die Anzahl der Nachbarn in einem Ionenkristall nennt man _______________ ____________________.

185

4.3 Die Ionenbindung

| einhundertfünfundachtzig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Ionenbindung, auch:

______________________________

ionische Bindung das Ion, die Ionen

______________________________

das Kation  das Anion

______________________________

mehratomig  einatomig

______________________________

der Protonenüberschuss

______________________________

der Elektronenmangel

______________________________

die Ionisierung, auch: Ionisation

______________________________

die Ionisierungsenergie (IE)

______________________________

der Ionenradius, die Ionenradien

______________________________

die effektive Kernladung (Zeff)

______________________________

die Reaktivität

______________________________

reaktionsfreudig

______________________________

die Ionenladung

______________________________

das Ionengitter

______________________________

auch: Ionenkristall, Kristallgitter die Elementarzelle

______________________________

die Gitterstruktur

______________________________

die Koordinationszahl

______________________________

gerichtete  ungerichtete

______________________________

elektrostatische Kräfte

4

186

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsechsundachtzig |

4

4.4 Metalle und die metallische Bindung Ungefähr 80 % aller Elemente sind Metalle. In den Nebengruppen ist jedes Element ein Metall. In den Hauptgruppen sind es die Hälfte. Allein unter den Edelgasen und Halogenen gibt es keine Metalle. Unter den Hauptgruppenelementen gibt es außerdem sieben Elemente mit metallischem Charakter: Bor, Silicium, Germanium, Arsen, Selen, Antimon und Tellur. Diese Elemente haben zum Teil metallische Eigenschaften. Man nennt sie deshalb Halbmetalle.

1

2

13

14

15

16

17

H

18 He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs

Ba

TI

Pb

Bi

Po

At

Rn

Fr

Ra

Nh

FI

Mc

Lv

Ts

Og

Metalle Halbmetalle Nichtmetalle

Abbildung 4.6: Die Einteilung der Elemente in Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle

187

4.4 Metalle und die metallische Bindung

| einhundertsiebenundachtzig |

 Aufgabe 74 1. In diesen zwei Gruppen befinden sich keine Metalle:

______,

______

2. Die Halbmetalle befinden sich in den Gruppen:

______,

______

______,

______

3. Alle Elemente dieser Gruppe bestehen aus Metallen:

______

Anders als Nichtmetalle sind Metalle elektropositiv und haben eine niedrige Ionisierungsenergie. Unter allen Elementen ist die Ionisierungsenergie der Alkalimetalle am niedrigsten. Aufgrund ihrer Elektronenkonfiguration sind Alkalimetalle auch die reaktionsfähigsten ( Reaktion + fähig) Metalle. Sie reagieren sehr leicht an der Luft, mit Wasser (H2O) und den Halogenen. Wegen ihrer hohen Reaktivität existiert kein Alkalimetall in reiner Form. Sie sind immer mit einem anderen Element verbunden. Mit wachsendem Radius wird die Elektronegativität der Alkalimetalle immer kleiner, auch die Ionisierungsenergie nimmt ab. Dementsprechend hat das letzte Element in der Gruppe, Francium, die geringste Elektronegativität sowie die geringste Ionisierungsenergie. Auch ist es das größte Kation. Alkalimetalle bilden große Kationen. Aus diesem Grund haben Verbindungen mit Alkalimetallen eine geringe Dichte. Lithium als das Metall mit der geringsten Dichte ist daher auch das leichteste Metall. Die Alkalimetalle bilden alle die gleiche Kristallstruktur und haben Schmelzpunkte zwischen 180° C (Lithium) und 27° C (Francium) sowie Siedepunkte zwischen 1317° C (Lithium) und 677° C (Francium).

4

188

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertachtundachtzig |

4

 Aufgabe 75 Synonyme für reaktionsfreudig sind reaktiv und ___________________.

 Aufgabe 76 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Schmelzpunkt

a) Feste Stoffe schmelzen und werden flüssig.

2. Siedepunkt

b) Flüssige Stoffe sieden und werden gasförmig.

Die Erdalkalimetalle haben ein Valenzelektron mehr als die Alkalimetalle und haben deswegen eine höhere Ionisierungsenergie. Trotzdem sind auch sie sehr reaktiv: Mit Ausnahme von Magnesium und Beryllium reagieren sie sehr leicht an der Luft und sehr heftig mit Wasser. Von Beryllium bis Radium wächst der Atom- und Ionenradius, die Reaktionsfähigkeit wird stärker, die Ionisierungsenergie nimmt ab und die Elektronegativität wird niedriger. Nur das erste Element unter den Erdalkalimetallen, Beryllium, ist eine Ausnahme: Es ist sehr elektronegativ (1,57) und bildet viel kleinere Kationen als die anderen Erdalkalimetalle. Außerdem kann es neben der metallischen Bindung auch kovalente Bindungen ausbilden. Nach den Alkalimetallen zählen die Erdalkalimetalle zu den reaktivsten Metallen. Auch sie kommen wie die Alkalimetalle nur in gebundener Form vor. Sie haben einen viel höheren Schmelz- und Siedepunkt als die Alkalimetalle und bilden – im Gegensatz zu den Alkalimetallen – verschiedene Kristallstrukturen.

189

4.4 Metalle und die metallische Bindung

| einhundertneunundachtzig |

 Aufgabe 77 1. Welche Erdalkalimetalle reagieren nicht an der Luft? ______________ und _________________ 2. Wie reagieren Erdalkalimetalle mit Wasser? ___________________________________ 3. Welches Erdalkalimetall ist als einziges elektronegativ? ___________________________________ 4. Ist die Schmelz- und Siedetemperatur der Erdalkalimetalle höher oder niedriger als bei den Alkalimetallen? ___________________________________

Man unterteilt die Metalle in Leichtmetalle und Schwermetalle. Allerdings ist die Definition der Schwermetalle nicht immer eindeutig. Es gibt verschiedene Definitionen. Die gängigste Unterscheidung zwischen den Leichtmetallen und Schwermetallen nimmt die Dichte als Basis. Dabei beschreibt man die Leichtmetalle als Metalle mit einer geringen Dichte. Dazu zählen alle Alkalimetalle, Erdalkalimetalle und die Metalle Scandium, Yttrium, Titan und Aluminium. Als Schwermetalle gelten Metalle mit einer Dichte von mehr als 4,5 g/cm3. Manchmal ist die Grenzgröße auch 5,0 g/cm3 oder 6,0 g/cm3. Daher zählt Titan mal zu den Schwermetallen, mal nicht. Osmium hat die höchste Dichte mit 22,57 g/cm3.

4

190

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertneunzig |

4

 Aufgabe 78 Zu den Leichtmetallen zählt … a) Magnesium (Mg)

mit einer Dichte von 1,74 g/cm3.

b) Natrium (Na)

mit einer Dichte von 0,97 g/cm3.

c) Aluminium (Al)

mit einer Dichte von 2,70 g/cm3.

d) Silber (Ag)

mit einer Dichte von 10,49 g/cm3.

 Aufgabe 79 a) Schwermetalle sind Metalle mit einer __________ Dichte. b) Allerdings gibt es keine eindeutige _________________ zu den Schwermetallen. c) Die __________________ bei der Dichte variiert. d) Außerdem nimmt man manchmal nicht nur die Dichte als ______________ für die Definition.

Man unterteilt die Metalle außerdem in edle und unedle Metalle. Diese Unterteilung basiert auf dem chemischen Verhalten der Edelmetalle (= edle Metalle). Sie reagieren unter Normalbedingungen nicht mit dem Sauerstoff aus der Luft und auch nicht mit Salzsäure (HCl). Sie sind also sehr reaktionsträge. Deswegen kommen sie in der Natur oft in elementarer Form vor (= gediegen). Bekannte Beispiele für Edelmetalle sind Gold (Au), Platin (Pt) und Silber (Ag).

191

4.4 Metalle und die metallische Bindung

| einhunderteinundneunzig |

 Aufgabe 80 Ergänzen Sie bitte die Lücken im Text zu den Edelmetallen. * Silber * Gold * Sauerstoff * Folgende * Quecksilber * schwach *

a) ____________ Metalle sind Edelmetalle: b) Ruthenium (Ru), Rhodium (Rh), Palladium (Pd), ___________ (Ag), _______________ (Hg), Rhenium (Re) Osmium (Os), Iridium (Ir), Platin (Pt) und _________ (Au). c) Osmium bildet unter den Edelmetallen eine Ausnahme. Es ist ein Edelmetall, aber es reagiert trotzdem leicht mit ________________, z. B. zu OsO4. d) Auch Kupfer ist eigentlich ein Edelmetall, denn es ist ________________ reaktiv. Aber man hat es früher nicht als Edelmetall gesehen und auch nicht so bezeichnet. Heute zählt man es mal zu den Edelmetallen, mal zu den halbedlen Metallen. Für Physiker sind nur Kupfer, Silber und Gold Edelmetalle. Sie definieren den Begriff „Edelmetall“ quantenmechanisch.

Die chemische Bindung zwischen Metallen bezeichnet man als metallische Bindung oder auch als Metallbindung. Wie Ionen bilden auch Metalle Kristalle. Diese Kristalle bestehen aber nicht aus entgegengesetzt geladenen Ionen. Sie bestehen nur aus positiv geladenen Metall-Kationen und den delokalisierten Valenzelektronen dieser Atome. „Delokalisiert“ bedeutet: Diese Elektronen sind an kein Orbital gebunden. Sie bewegen sich fast völlig frei und ungeordnet im ganzen Metallgitter, von einem Orbital zu einem anderen Orbital. Dabei nehmen sie fast das gesamte Volumen

4

192

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertzweiundneunzig |

4

des Metalls ein. So besteht Aluminium z. B. aus 18 % Al3+-Kationen und aus 82 % delokalisierten Elektronen. Delokalisierte Elektronen in einem Metallgitter bezeichnet man als Elektronengas oder Elektronenwolke, die Kationen in einem Metallgitter bezeichnet man als Atomrümpfe oder auch als Ionenrümpfe ( Atom/Ion + Rumpf).

Zwei Modelle erklären die metallische Bindung: 1. Das Elektronengasmodell Nach Elektronengasmodell geben die Metalle ihre Valenzelektronen vollständig ab. Diese bilden ein Elektronengas, auch Fermigas genannt. Dieses „Gas“ ist überall im Kristall und bindet die Metalle aneinander. Das sind Hunderte von Metallatomen. Man kann sagen: Die Anziehungskräfte zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen und dem Elektronengas halten die Metall-atome zusammen. 2. Das Bändermodell Das Bändermodell ist ein quantenmechanisches Modell und daher genauer als das Elektronengasmodell. Chemiker müssen das Bändermodell nicht genau verstehen. Sehr oberflächlich kann man daher sagen: In einer Metallbindung haben die Atome kaum Abstand zueinander. Deswegen berühren sie sich. Alle Valenzorbitale und auch die unbesetzten Orbitale aus der inneren ( innen) Elektronenhülle überlappen sich. Durch diese Überlappungen sind alle Valenzorbitale sowie die Atomrümpfe miteinander verbunden. So können die Elektronen von einem Orbital in ein anderes Orbital übergehen und sich im ganzen Gitter bewegen. Die Überlappung der Orbitale führt zu einem großen zusammenhängenden Orbital. Dieses nennt man Band.

193

4.4 Metalle und die metallische Bindung

| einhundertdreiundneunzig |

 Aufgabe 81 Der Aufbau eines Metallgitters unterscheidet sich vom Aufbau eines Ionengitters, denn Metallkristalle bestehen nicht aus entgegengesetzt geladenen Ionen. Sie bestehen aus ________________ und ___________________ Elektronen. Daher wirken innerhalb eines Metallkristalls andere elektrostatischen Kräfte als in einem Ionenkristall. Im _______________________ bezeichnet man die fast freien Valenzelektronen als ________________, als _____________________ oder auch als ___________________________. Dieses hält die Metallatome zusammen. Es nimmt außerdem fast das gesamte ________________ des Metalls ein, bei Aluminium 82 %. Die Bindungskräfte sind wie in einem Ionenkristall __________________, das heißt, die Coulomb-Anziehung der Atomrümpfe wirkt in alle Richtungen.

Die metallische Bindung ist nicht so stark wie die ionische oder kovalente Bindung. Sie hat aber Eigenschaften beider Bindungstypen. Hier die Unterschiede und Gemeinsamkeiten: Eine metallische Verbindung gleicht aufgrund seines Aufbaus als Kristall einer ionischen Verbindung. Auch sind bei beiden Bindungstypen die elektrostatischen Kräfte ungerichtet. Der Charakter der Bindung dagegen gleicht einer kovalenten Bindung, denn die Bindungspartner berühren sich mit ihren Orbitalen und teilen sich ihre Valenzelektronen. Daher trägt kein Metall-Kation eine echte Ladung und daher besteht keine Coulomb-Abstoßung zwischen den Metallatomen. Die Atomrümpfe bilden abwechselnd zu allen Nachbarn eine Bindung aus. Nur hat hier ein Atomrumpf viel mehr Bindungspartner. Die genaue

4

194

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertvierundneunzig |

4

Zahl hängt von den Atomradien und der Anordnung im Gitter ab. Meistens sind Metallatome von zwölf oder acht anderen Metallatomen umgeben. In einem Ionenkristall befinden sich die Valenzelektronen der Metalle in der Elektronenhülle der Anionen. Sie bewegen sich nur innerhalb dieser einen Elektronenhülle. Aus diesem Grund bezeichnet man sie als quasi-gebunden ( quasi + gebunden). Im Unterschied dazu sind die Elektronen in einem Metallkristall quasi-frei. Sie gehören keinem bestimmten Metallatom und können viele Atome miteinander verbinden. Bei einer metallischen Verbindung mit nur einer Metallsorte sind alle Ionen im Gitter gleich groß. Folglich wirken die elektrostatischen Kräfte auf alle Ionenrümpfe gleich stark. Außerdem sind alle Rümpfe aufgrund derselben Ladung von gleich vielen Nachbarn umgeben. Daher kristallisieren Metalle in nur wenigen Gitterstrukturen, hauptsächlich in drei. Bei ionischen Verbindungen sind viel mehr Kombinationen bezüglich der Bindungspartner möglich (andere Atomsorte, andere Ladung, mehratomig, einatomig). Dies beeinflusst die Anordnung im Kristall. Daher existieren ionische Verbindungen in mehr Gitterstrukturen als metallische Bindungen.

 Aufgabe 82 Als Synonyme verwendet man die Bezeichnungen Atomrumpf, Ionenrumpf, ___________________ sowie ___________________.

195

4.4 Metalle und die metallische Bindung

| einhundertfünfundneunzig |

 Aufgabe 83 Die bindenden Elektronen in einer ionischen Verbindung sind quasi-gebunden. Die bindenden Elektronen im Metallgitter dagegen sind __________________.

 Aufgabe 84 Von wie vielen Atomrümpfen kann ein Atomrumpf umgeben sein? Von ___________________________________________________________.

Eine kleine Zahl an Metallatomen geht keine metallische Bindung ein. Sie geben ihre Valenzelektronen nicht an das Metallgitter ab. Sie verbinden sich mit zwei oder mehreren Atomen im Gitter und bilden so kovalente Bindungen. Bei einer Metallbindung aus nur einem Element haben alle Atome den gleichen Atomradius und die gleiche Bindungsstärke. Deswegen kristallisieren sie in nur einer Gitterstruktur. Dabei kristallisieren 80 % der Metalle in einer der drei häufigsten Gitterstrukturen. Einige Elemente jedoch haben eine individuelle Gitterstruktur (Ga, Sn, Bi, Po, Mn, Pa, U, Np, Pu). Den Grund für diese elementspezifische Gitteranordnung kennt man nicht. Viele Metalle – wie z. B. Eisen oder Strontium – können in verschiedenen Gitterstrukturen kristallisieren. Man nennt diese Metalle polymorph. Die Gitterstruktur hängt vom Temperaturniveau und dem Druck ab. Deswegen können Chemiker durch Wärmezufuhr ( Wärme + Zufuhr) die Gitterstruktur dieser Metalle beeinflussen.

4

196

4 Chemische Bindungsarten

| einhundertsechsundneunzig |

4

Die Anordnung in einem Kristall ist so dicht wie möglich. Ein Metallatom bindet sich meistens mit der maximalen Anzahl an Atomen. Deswegen nennt man ein Metallkristall dichteste Kugelpackung. Der Begriff Kugelpackung kommt von der Form der Atomrümpfe: Sie sind rund wie Kugeln. Ein Metallkristall ist also eine Packung aus Atomkugeln. Diese Kugelpackung besteht aus Schichten mit einer spezifischen Anordnung: Die zweite Schicht liegt teilweise in den Lücken der ersten Schicht. Die dritte Schicht wiederholt den Aufbau der ersten Schicht oder bildet eine neue Anordnung. Dann besetzt sie andere Lücken als die zweite Schicht. Auch bei der dichtesten Anordnung entstehen Lücken (auch: Hohlräume) im Gitter. Diese Lücken sind unterschiedlich groß und hängen von der Anzahl und Größe der Atomkugeln ab: Eine große Anzahl an Kugeln und kleine Lücken bedeuten eine größere Dichte als eine kleine Anzahl an Kugeln und große Lücken. Die dichtest gepackten Metalle haben eine Raumerfüllung von 74 %. 80 % der Metalle kristallisieren in einer der häufigsten Gitterstrukturen. Andere Metalle haben eine andere Schichtenfolge. Manche kristallisieren in Strukturen ohne dichteste Kugelpackung. Trotzdem können sie eine fast gleich effektive Raumerfüllung haben.

 Aufgabe 85 Metalle einer Atomsorte kristallisieren immer gleich, denn alle Atome im Gitter haben _____________________ Atomradius und ____________________ Bindungsstärke.

197

4.4 Metalle und die metallische Bindung

| einhundertsiebenundneunzig |

 Aufgabe 86 Bei einem bestimmten _____________________ und unter einem bestimmten _______________ können viele Metalle eine weitere Gitterstruktur ausbilden. Metalle mit dieser Eigenschaft nennt man ______________________.

 Aufgabe 87 Die Anordnung in einem Gitter ist bei Metallen so __________ wie möglich. Daher ist es aus __________________ aufgebaut. Jede Schicht besetzt die ______________ (auch: Hohlräume) aus der Schicht darunter.

 Aufgabe 88 Die maximale ______________________ beträgt unter den Metallkristallen 74 %.

 Aufgabe 89 Welche Schichtfolge gibt es nicht? a) A-B-A-B-A-B … b) A-B-C-A-B-C … c) A-B-C-D-A-B-C-D …

 Aufgabe 90 Die Hohlräume in einem Gitter sind unterschiedlich groß. Ihre Größe hängt von der Anzahl und ____________ der Atomkugeln ab.

4

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4 Chemische Bindungsarten

| einhundertachtundneunzig |

4

Fast alle Hauptgruppenmetalle kommen in Verbindungen mit nur einer Rumpfladung vor: So sind alle Alkalimetalle einfach geladen und tragen die Rumpfladung (1+), alle Erdalkalimetalle sind zweifach geladen und tragen die Rumpfladung (2+), alle Erdmetalle sind (auch) dreifach geladen und tragen die Rumpfladung (3+). Indium (In) und Thallium (TI) haben zwei mögliche Rumpfladungen: +1, +3. Drei weitere Hauptgruppenmetalle haben aufgrund des inerten Elektronenpaares zwei Rumpfladungen: Zinn (+2, +4), Blei (+2, +4) und Bismut (+3, +5). Nebengruppenmetalle (auch Übergangsmetalle) können bis zu sechs Rumpfladungen haben, so etwa Vanadium (V) und Mangan (Mn) mit den Rumpfladungen +2, +3, +4, +5, +6, +7. Der Grund für diese verschiedenen Möglichkeiten ist die besondere Elektronenkonfiguration der Übergangsmetalle. Diese haben auch d-Elektronen in ihrer zweitäußersten Außenschale. Sie können diese wie Valenzelektronen abgeben und mit den d-Orbitalen Bindungen ausbilden.

 Aufgabe 91 Man unterscheidet zwischen _________________________________ und _________________________________

(auch: ______________________).

Der Unterschied zwischen diesen zwei Gruppen besteht in ihrer Elektronenkonfiguration: Übergangsmetalle haben auch

_____________________ in

ihrer zweitäußersten Außenschale. Dadurch können sie verschieden viele Bindungen _________________ und haben daher teilweise bis zu sechs mögliche _______________________________________________________________.

199

4.4 Metalle und die metallische Bindung

| einhundertneunundneunzig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Hauptgruppenmetalle

______________________________

die Nebengruppenmetalle

______________________________

auch: Übergangsmetalle Leichtmetall Schwermetall

______________________________

die Dichte

______________________________

eine geringe Dichte 

______________________________

eine hohe Dichte haben das Edelmetall

______________________________

in elementarer Form

______________________________

auch: gediegen edle /unedle/ halbedle Metalle

______________________________

schwach reaktiv  stark reaktiv

______________________________

der Atomrumpf, das Ionenrumpf

______________________________

die Rumpfladung

______________________________

das Elektronengas, Fermigas

______________________________

auch: die Elektronenwolke das Elektronengasmodell

______________________________

das Bändermodell

______________________________

das Band, die Bänder

______________________________

delokalisierte Elektronen

______________________________

das Volumen

______________________________

4

200

4 Chemische Bindungsarten

| zweihundert |

4

die Metallbindung

______________________________

auch: metallische Bindung kristallisieren

______________________________

polymorph

______________________________

der Druck

______________________________

die Temperatur

______________________________

der Schmelzpunkt

______________________________

der Siedepunkt

______________________________

die Kugel

______________________________

die Packung

______________________________

die Kugelpackung

______________________________

dichteste Kugelpackung

______________________________

ohne dichteste Kugelpackung

______________________________

die Raumerfüllung

______________________________

die Lücke, die Lücken

______________________________

auch: der Hohlraum, die Hohlräume die Luft

______________________________

die Reaktionsfähigkeit

______________________________

reaktionsfähig

______________________________

201

4.5 Intermolekulare Bindungen

| zweihunderteins |

4.5 Intermolekulare Bindungen Auch zwischen den Molekülen wirken Kräfte. Man nennt sie zwischenmolekulare oder intermolekulare Kräfte. Sie entstehen aufgrund der Wechselwirkungen zwischen den Molekülen und halten diese zusammen. Erst durch ihre Anziehungskraft ist Wasser nicht gasförmig, sondern flüssig. Erst durch sie kann Wasser fest werden, also gefrieren. Zwischenmolekulare Kräfte beeinflussen folglich den Aggregatzustand sowie den Siede- und Schmelzpunkt der Stoffe. Sie sind jedoch viel schwächer als die kovalente oder ionische Bindung. Deswegen zählen sie zu den schwachen Bindungen. Zum Vergleich: Mit nur 16 kJ/mol kann man durch Erhitzen die Bindungen zwischen den HClMolekülen überwinden. Für die Aufspaltung der kovalenten HCl-Bindung jedoch benötigt man 431 kJ/mol. Dabei wirken in flüssigem HCl gleich zwei Arten von intermolekularen Kräften! Der Siede- oder Schmelzpunkt eines Stoffes gibt einen Hinweis auf die Stärke der in ihm wirkenden intermolekularen Kräfte. Bei hohen Siede- und Schmelztemperaturen sind mehr zwischenmolekulare Kräfte wirksam. Es gibt drei Arten von zwischenmolekularen Kräften: – die Dipol-Dipol-Kräfte, – die London'schen Dispersionskräfte und – die Wasserstoffbrückenbindung. Sie sind unterschiedlich stark, beruhen aber alle auf der Anziehungskraft zwischen polarisierten Molekülen. Selbst zwischen den atomar vorkommenden Elementen wie den Edelgasen bestehen Anziehungskräfte, und selbst bei ihnen basieren die zwischenmolekularen Kräfte auf der Polarisierbarkeit von allen Atomen.

4

202

4 Chemische Bindungsarten

| zweihundertzwei |

4

1. Die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen Die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen wirken zwischen dem partiell positiv geladenen Atom eines Moleküls und dem partiell negativ geladenen Atom eines anderen Moleküls. Hierfür müssen die Moleküle aber sehr nahe beieinander sein.

Die Punkte zwischen den H2S-Molekülen stehen für die Dipol-Dipol-Bindung.

Die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind nach der Wasserstoffbrückenbindung die zweitstärkte zwischenmolekulare Bindungsart.

2. Die Dispersionskräfte Die Erklärung für die Anziehungskräfte zwischen unpolaren Molekülen stammt von dem Physiker Fritz London. Deswegen nennt man diese Bindungsart London’sche Dispersionskräfte (auch: Dispersionskräfte, LondonKraft, Van-der-Waals-Bindung). Dispersionskräfte entstehen zwischen unpolaren Molekülen, aber auch zwischen atomar vorkommenden Elementen (He, Ne, Ar usw.). Sie basieren auf der Polarisierbarkeit von allen Atomen (auch Edelgasen!) und Molekülen.

203

4.5 Intermolekulare Bindungen

| zweihundertdrei |

 Beispiel: Edelgase Die Polarisierung entsteht zuerst zwischen einem Atomkern und den Elektronen eines anderen Atoms in der Nähe. Der Kern zieht die Elektronen des anderen Atoms in die eigene Richtung und polarisiert es dadurch. Dieses Atom ist jetzt ein momentaner (auch: temporärer) Dipol. Die Bewegung der Elektronen im temporären Dipol führt – aufgrund der Coulomb-Abstoßung – zu einer Bewegung der Elektronen im anderen Atom. Auch dieses Atom ist jetzt ein Dipol. Man nennt es einen induzierten Dipol, denn ein anderer Dipol hat es polarisiert.

 Beispiel: Unpolare Moleküle In einem unpolaren Molekül ist die durchschnittliche Elektronenverteilung gleichmäßig. Es gibt aber auch Momente einer Ladungsverschiebung. Dann ist das bindende Elektronenpaar zufällig mehr auf der Seite eines Bindungspartners. Es entsteht eine erhöhte Elektronendichte auf einer Seite des Moleküls und diese bewirkt dann die Polarisierung von einem anderen Molekül in der Nähe. So entstehen temporäre und induzierte Dipole. Die Dispersionskräfte bezeichnen die Anziehungskräfte zwischen temporären und induzierten Dipolen. Die Stärke der Dispersionskraft hängt von der Polarisierbarkeit eines Moleküls ab. Nicht alle Moleküle sind gleich stark polarisierbar. Große Moleküle sind leichter polarisierbar als kleine Moleküle, denn die Entfernung der Elektronen vom Atomkern ist hier größer und damit auch der Einfluss von anderen Elektronen. Auch die Gestalt des Moleküls entscheidet über seine Polarisierbarkeit. Kompakt gebaute Moleküle sind nicht so leicht polarisierbar wie weniger kompakt gebaute, langkettige ( lang + Kette) Moleküle.

4

204

4 Chemische Bindungsarten

| zweihundertvier |

4

Dispersionskräfte sind die schwächste Bindungsart und dauern nur für eine extrem kurze Zeit. Dennoch sind sie sehr wichtig. Nur aufgrund der Dispersionskräfte können unpolare Moleküle flüssig oder fest werden. Außerdem kommen sie unter allen Molekülen vor, also auch unter polaren, und führen insgesamt sogar zu mehr zwischenmolekularen Wechselwirkungen als die Dipol-Dipol-Kräfte: In flüssigem HCl sind die Dispersionskräfte zu ungefähr 80% für die Entstehung von molekularer Anziehung verantwortlich. Dispersionskräfte sind in kugelsymmetrischen Teilchen wie den Edelgasen ungerichtet und wirken in alle Richtungen. In allen anderen Teilchen sind sie gerichtet und wirken nur zwischen zwei momentanen Dipolen.

3. Die Wasserstoffbrückenbindung Die Wasserstoffbrückenbindung zählt zu den schwachen Bindungen. Dennoch ist sie unter den zwischenmolekularen Kräften die stärkste. Sie basiert auf der Anziehung zwischen dem Wasserstoffatom in einer polaren Bindung und einem freien Elektronenpaar an einem kleinen elektronegativen Ion oder Atom in der Nähe:

Zwischen dem positivierten H-Atom und dem freien Elektronenpaar des negativierten F-Atoms bestehen Anziehungskräfte.

205

4.5 Intermolekulare Bindungen

| zweihundertfünf |

Die Wasserstoffbrückenbindung ist eine spezielle Form der Dipol-DipolWechselwirkung. Sie ist dennoch eine eigene Art intermolekularer Kräfte, denn sie gilt nur für die Bindung zwischen stark positivierten H-Atomen und dem freien Elektronenpaar von stark negativierten Atomen.

 Aufgabe 92 Zu welchen Bindungen zählt man die zwischenmolekularen Kräfte? a) zu den starken Bindungen

b) zu den schwachen Bindungen

 Aufgabe 93 Worauf basieren die zwischenmolekularen Kräfte? Sie basieren auf _________________________________________________.

 Aufgabe 94 Die Dipol-Dipol-Kraft ist die

a) stärkste b) zweitstärkste c) schwächste

 Aufgabe 95 Dipolkräfte sind … a) gerichtet.

b) ungerichtet.

intermolekulare Kraft.

4

206

4 Chemische Bindungsarten

| zweihundertsechs |

4

 Aufgabe 96 Die __________________________ sind für die Anziehung zwischen unpolaren Molekülen verantwortlich.

 Aufgabe 97 Worauf basieren die Dispersionskräfte? _______________________________________________________________

 Aufgabe 98 Die Polarisierbarkeit von Atomen und Molekülen hängt ab von … a) ihrer Größe. b) ihrer Gestalt. c) ihrer Kernladung.

 Aufgabe 99 Die Dispersionskraft ist …

a) stärker als die Dipol-Dipol-Kraft. b) schwächer als die Dipol-Dipol-Kraft.

 Aufgabe 100 Die Dispersionskraft wirkt …

a) zwischen allen Molekülen. b) nur zwischen unpolaren Molekülen.

207

4.5 Intermolekulare Bindungen

| zweihundertsieben |

 Aufgabe 101 Die Wasserstoffbrückenbindung ist eine spezielle Form der _______________ _____________________. Sie wirkt zwischen stark ____________________ H-Atomen und dem freien Elektronenpaar von stark ____________________ Atomen.

 Aufgabe 102 Die Wasserstoffbrückenbindung ist die a) stärkste

intermolekulare Kraft.

b) zweitstärkste c) schwächste

 Aufgabe 103 Folgende Kräfte sind gerichtet: a) _____________________________________________________________ b) _____________________________________________________________ c) _____________________________________________________________

 Aufgabe 104 Welche zwei Dipole gehören zusammen? a) temporärer Dipol

b) permanenter Dipol

c) induzierter Dipol

 Aufgabe 105 Ist das Wasser-Molekül ein momentaner oder permanenter Dipol? Wasser ist ein ___________________________________________________.

4

208

4 Chemische Bindungsarten

| zweihundertacht |

4

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die schwache Bindung,

_____________________________

auch: Bindung zweiter Ordnung zwischenmolekulare Kräfte,

______________________________

auch: intermolekulare Kräfte die Dipol-Dipol-Kraft,

______________________________

auch: die Dipol-Dipol-Bindung, die Dipol-Dipol-Wechselwirkung London’sche Dispersionskräfte,

______________________________

auch: Dispersionskräfte, die London-Kraft, die Van-der-Waals-Bindung polarisieren

______________________________

die Polarisierbarkeit

______________________________

leicht  schwer polarisierbar

______________________________

der momentane Dipol,

______________________________

auch: temporäre der induzierte Dipol

______________________________

induzieren

______________________________

die Wasserstoffbrückenbindung

______________________________

das positivierte Atom

______________________________

das negativierte Atom

______________________________

5 Chemische Reaktionen

Bei chemischen Reaktionen reagieren Elemente und/oder Verbindungen miteinander. Dabei entstehen neue Verbindungen und/oder Elemente. Mit Reaktionsgleichungen kann man diese Reaktionen veranschaulichen. Man sieht mit ihrer Hilfe die qualitativen und quantitativen Aspekte einer Reaktion. Es gibt drei Möglichkeiten der Darstellung chemischer Gleichungen: 1. Wortgleichungen In einer Wortgleichung schreibt man den vollen Namen aller Stoffe, z. B. Zink, Wasser, Natriumchlorid, Schwefel,… Die Ausgangsstoffe stehen am Anfang einer Reaktion, die Endstoffe am Ende. Beispiel: Wasserstoff + Sauerstoff  Wasser Man sagt: Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff zu Wasser. Wasserstoff und Sauerstoff sind in diesem Beispiel die Ausgangsstoffe, Wasser der Endstoff. Wichtig: Eine Wortgleichung gibt keine Auskunft über die Stoffmengen ( Stoff + Menge). 2. Formelgleichungen In einer Formelgleichung schreibt man die Symbole oder Formeln aller Stoffe, z. B. Zn, H2O, NaCl, S, … Beispiel: 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)

© Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH, ein Teil von Springer Nature 2019 S. Sagman, Einführung in die Allgemeine Chemie, https://doi.org/10.1007/978-3-658-26417-8_5

210

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertzehn |

5

In einer Formelgleichung sind aufgrund der stöchiometrischen Zahlen die Stoffmengen erkennbar. Man kann auch den Aggregatzustand der Stoffe angeben (l = flüssig, g = Gas, s = fest). 3. Gleichungen mit Strukturformeln Gleichungen mit Strukturformeln veranschaulichen die Verknüpfungsstellen ( Verknüpfung + Stelle) innerhalb einer Verbindung. Oft zeichnet man mit Hilfe von Valenzstrichen und Punkten auch die freien Elektronenpaare und Elektronen (auch Radikale) der Atome, außerdem auch elektrische Ladungen und Teilladungen (+, -, δ–, δ+). Dadurch kann man Polarisationen innerhalb einer Verbindung besser erkennen und den Reaktionsverlauf ( Reaktion + Verlauf) schneller erahnen und/oder sichtbar machen. Die Angabe von Stoffmengen ist nicht immer wichtig. Gleichungen mit Strukturformeln schreibt man eher in der Organischen Chemie.

 Aufgabe 1 Verbinden Sie bitte. Was passt zusammen? 1. Am Anfang einer Reaktion stehen …

a) die Ausgangsstoffe.

2. Am Ende einer Reaktion stehen …

b) die Endstoffe.

211

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertelf |

 Aufgabe 2 a) Bei einer chemischen Reaktion entstehen neue Stoffe.

r f

b) Reaktionsgleichungen veranschaulichen diesen Vorgang.

r f

c) Es gibt verschiedene Möglichkeiten der Darstellung.

r f

d) Sie geben alle dieselben Informationen.

r f

e) Diese Angaben sind immer quantitativ.

r f

f) Diese Angaben sind immer qualitativ.

r f

 Aufgabe 3 Wie spricht man diese Zeichen aus? 1. reagiert mit

a) 

2. zu

b) + (zwischen den Ausgangsstoffen)

3. und

c) + (zwischen den Endstoffen)

 Aufgabe 4 1. Wortgleichung

a) H• + •Cl  H ̶ Cl

2. Formelgleichung

b) Eisen + Schwefel  Eisensulfid

3. Strukturgleichung

c) Fe(s) + S(s)  FeS(s)

5

212

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertzwölf |

5

 Aufgabe 5 Welche Informationen enthalten die folgenden Darstellungsmethoden (immer oder auch oft)? Formelgleichung:

Gleichung mit Strukturformeln:

 Ausgangs- und Endstoffe

 Ausgangs- und Endstoffe

 Mengen- und Atomverhältnis

 Mengen- und Atomverhältnis

 Aggregatzustand der Stoffe

 Aggregatzustand der Stoffe

 Verknüpfungsstellen

 Verknüpfungsstellen

 freie Elektronen

 freie Elektronen

 freie Elektronenpaare

 freie Elektronenpaare

 elektrische Ladungen

 elektrische Ladungen

 elektrische Teilladungen

 elektrische Teilladungen

 Aufgabe 6 Ergänzen Sie bitte die Lücken im Text mit folgenden Wörtern: * bilden * reagieren * qualitative * Bindungen * Strukturformeln * * Reaktionsgleichung * Stoffmengen * Formelgleichungen * Stoffen *

Chemische Reaktionen sind ein wesentlicher Bestandteil der Chemie. Sie bilden die Basis für Änderungen und Herstellung von ______________________. Bei chemischen Reaktionen ___________ Elemente und/oder Verbindungen miteinander. Dadurch lösen sich alte ________________ und neue Bindungen _____________ sich. Besonders genau kann man diese Änderungen mit Hilfe von _______________________ veranschaulichen. Andere Möglichkeiten der

213

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertdreizehn |

Darstellung in einer _________________________ sind Elementsymbole, Formeln und in einer Wortgleichung die Namen der Stoffe. Chemiker benutzen keine Wortgleichungen, denn sie sind nicht international und geben außerdem keine Auskunft über die ______________________ in der Reaktion. Nicht nur ____________________, auch quantitative Angaben sind eine wichtige Information. Diese kommen in _________________ vor. Hier kann man das Atomverhältnis in der Verbindung und das Mengenverhältnis in der Reaktion sehen.

Aussprache Wie spricht man „Cu + O2  CuO2“? Kupfer

verbindet sich mit Sauerstoff

zu

Kupferoxid.

Kupfer

reagiert mit

Sauerstoff

zu

Kupferoxid.

Kupfer

setzt sich mit

Sauerstoff

zu

Kupferoxid (… um).

Kupfer

und

Sauerstoff

reagieren zu

Kupferoxid.

 Aufgabe 7 Schreiben Sie bitte die Reaktionsgleichungen. Bitte benutzen Sie für das Symbol + die Worte „reagiert mit“. Bitte benutzen Sie für das Symbol  das Wort „zu“. a) Cu + S  CuS _______________________________________________________________ b) Li + Cl  LiCl _______________________________________________________________

5

214

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertvierzehn |

5

c) Ag + Br  AgBr _______________________________________________________________ d) Mg + O  MgO _______________________________________________________________ e) Ca + H2 CaH2 _______________________________________________________________

 Aufgabe 8 Schreiben Sie bitte die Gleichungen. a) Blei/zu/Sauerstoff/mit/Bleioxid/verbindet sich _______________________________________________________________ b) verbindet sich/Titandihydrid/zu/Wasserstoff/mit/Titan _______________________________________________________________ c) zu/Eisen/Schwefel/und/Eisensulfid/reagieren _______________________________________________________________ d) und/Schwefel/Quecksilbersulfid/Quecksilber/reagieren/zu _______________________________________________________________

215

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertfünfzehn |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

reagieren mit

______________________________

reagieren zu

______________________________

veranschaulichen

______________________________

die Reaktion mit + D

______________________________

der Stoff, die Stoffe

______________________________

der Ausgangsstoff, die Ausgangsstoffe

______________________________

der Endstoff, die Endstoffe

______________________________

die Stoffmenge

______________________________

die Reaktionsgleichung,

______________________________

die Reaktionsgleichungen, auch: das Reaktionsschema, die Reaktionsschemata die Wortgleichung

______________________________

die Formelgleichung

______________________________

verknüpfen

______________________________

eine Verknüpfung herstellen,

______________________________

eine Verknüpfung schaffen die Verknüpfungsstelle,

____________________________

die Verknüpfungsstellen der Verlauf, der Ablauf

______________________________

 Reaktionsverlauf, Reaktionsablauf der Prozess, der Vorgang

______________________________

5

216

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertsechzehn |

5

5.1 Aspekte chemischer Reaktionen Chemische Reaktionen (auch chemische Umsetzung, chemischer Prozess) sind Reaktionen zwischen Atomen. Dies können einzelne Atome, Atome in Molekülen oder auch in Ionen sein. Bei diesen Reaktionen entstehen neue Verbindungen mit neuen chemischen und/oder physikalischen Eigenschaften. Stoffe wandeln sich also während der Reaktion in neue Stoffe um. Deswegen spricht man auch von einer Stoffumwandlung ( Stoff + Umwandlung) oder einer Stoffumsetzung. Man kann chemische Reaktionen unter verschiedenen Aspekten betrachten. Interessant sind z. B. folgende Fragen: – Wann entsteht eine Reaktion? – Wann entsteht welche neue Verbindung? – Was genau passiert bei der Reaktion? Warum? – Wie schnell verläuft die Reaktion? – Kann man die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhen? Wenn ja, wie? Einige dieser Fragen sind das Thema von diesem Kapitel.

5.2 Grundtypen Chemische Reaktionen sind Stoffumwandlungen. Die Stoffe vor der Reaktion heißen Ausgangsstoffe (auch Edukte, Reaktanten). Die Stoffe nach der Reaktion nennt man Reaktionsprodukte oder einfacher nur Produkte. Man stellt den Ablauf einer chemischen Reaktion als Reaktionsgleichung dar: Edukt (+ zweites Edukt + …)  Produkt (+ zweites Produkt + …)

217

5.2 Grundtypen

| zweihundertsiebzehn |

Es existieren drei verschiedene Reaktionstypen:  Eine Analyse, seltener auch Stoffzerlegung, nennt man eine Reaktion mit einem Edukt und mehr als zwei Produkten. Beispiel: Wasser  Wasserstoff + Sauerstoff Hier zerlegt man den Ausgangsstoff in seine Elemente. Das Edukt ist eine Verbindung.  Eine Synthese, seltener auch Stoffvereinigung, nennt man eine Reaktion mit zwei oder mehr Edukten und einem einzigen Produkt. Beispiel: Kupfer + Schwefel  Kupfersulfid Hier vereinigt man mehrere Ausgangsstoffe zu einem neuen Stoff. Die Edukte sind Elemente, das Produkt eine Verbindung.  Eine Umsetzung nennt man eine Reaktion mit zwei oder mehr Edukten und zwei oder mehr Produkten. Sie besteht aus den Teilreaktionen Analyse und Synthese. Bei einer einfachen Umsetzung reagieret ein Element mit einer Verbindung. Dabei entsteht ein neues Element und eine neue Verbindung. Beispiel: Aluminium + Eisenoxid  Eisen + Aluminiumoxid Teilreaktion Analyse:

Eisenoxid  Eisen + Sauerstoff

Teilreaktion Synthese: Aluminium + Sauerstoff  Aluminiumoxid

5

218

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertachtzehn |

5

Bei einer doppelten Umsetzung reagieren zwei Verbindungen miteinander. Dabei entstehen zwei neue Verbindungen.  Beispiel:

Magnesiumchlorid + Silbersulfat  Silberchlorid und Magnesiumsulfat

Bei dieser Reaktion finden zwei Analysen und zwei Synthesen statt. Daher der Name doppelte, also zweifache Umsetzung.

 Aufgabe 9 Welches ist das Synonym? 1. chemische Umsetzung

a) Edukt

2. Reaktant

b) Endstoff

3. Produkt

c) chemischer Prozess

 Aufgabe 10 Ergänzen Sie bitte den Artikel. a) _____ chemische Umsetzung

b) _____ Ausgangsstoff

c) _____ chemischer Prozess

d) _____ Endstoff

e) _____ chemische Reaktion

f) _____ Edukt

g) _____ Stoffumwandlung

h) _____ Reaktant

i) _____ Stoffumsetzung

j) _____ Produkt

219

5.2 Grundtypen

| zweihundertneunzehn |

 Aufgabe 11 Wie heißen folgende Reaktionstypen? * einfache Umsetzung * Synthese * doppelte Umsetzung * Analyse *

a) AB  A + B

_____________________________________

b) A + B  AB

_____________________________________

c) AC + B  AB + C

_____________________________________

d) AB + CD  AD + CB

_____________________________________

 Aufgabe 12 Ergänzen Sie bitte den Artikel. a) _____ Analyse

d) _____ Teilreaktion

b) _____ Synthese

e) _____ Reaktionsschema

c) _____ einfache Umsetzung

f) _____ Reaktionsgleichung

5

220

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertzwanzig |

5

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Stoffumsetzung, Stoffumwandlung

______________________________

das Edukt, die Edukte

______________________________

der Reaktant, die Reaktanten

______________________________

der Reaktionstyp, die Reaktionstypen

______________________________

die Synthese, die Bildung (von + D)

______________________________

die (Stoff-)Vereinigung

______________________________

vereinigen

______________________________

die Analyse, die (Stoff-)Zerlegung

______________________________

zerlegen

______________________________

in seine Elemente zerlegen

______________________________

die Umsetzung, die Umsetzungen

______________________________

die Teilreaktion, die Teilreaktionen

______________________________

die einfache Umsetzung

______________________________

die doppelte Umsetzung

______________________________

die Geschwindigkeit

______________________________

die Reaktionsgeschwindigkeit

______________________________

stattfinden

______________________________

der Aspekt, die Aspekte

______________________________

passieren, geschehen

______________________________

221

5.3 Die Redoxreaktion

| zweihunderteinundzwanzig |

 Aufgabe 13 Übersetzen Sie bitte in Ihre Muttersprache. der Mechanismus: ________________________________________________ die Mechanismen * umlagern:

________________________________________________

die Umlagerung ablaufen:

________________________________________________

der Ablauf die Kenntnis:

________________________________________________

die Kenntnisse das Prinzip:

________________________________________________

die Prinzipien * Die Betonung liegt auf der Silbe „um“!

5.3 Die Redoxreaktion Bei einer chemischen Reaktion laufen bestimmte Prozesse ab: Elektronen und/oder Atomkerne lagern sich um, alte Bindungen lösen sich, neue Bindungen bilden sich. Diese Prozesse sind abhängig von den Eigenschaften der Reaktionspartner und laufen daher nach unterschiedlichen Prinzipien ab. Man nennt einen bestimmten, charakteristischen Reaktionsablauf Reaktionsmechanismus. Er setzt sich aus einzelnen Elementarreaktionen zusammen und

5

222

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertzweiundzwanzig |

5

bildet am Ende die Gesamtreaktion. Manche Reaktionsmechanismen sind typisch für die Allgemeine Chemie, andere für die Organische Chemie. Die genaue Kenntnis über diese Elementarreaktionen ist sehr wichtig für Chemiker, denn dadurch können sie chemische Reaktionen beeinflussen. In der Allgemeinen Chemie zählen die Redoxreaktionen zu den wichtigsten Reaktionsmechanismen. Der Name setzt sich aus den Abkürzungen für Reduktion und Oxidation zusammen: die Reduktion steht für eine Elektronenabgabe, die Oxidation für eine Elektronenaufnahme. Charakteristisch für eine Redoxreaktion ist also eine Elektronenübertragung: Einer der Reaktionspartner gibt Elektronen an seinen Reaktionspartner ab. Damit reduziert er seinen Partner. Als zweite Teilreaktion gilt die Aufnahme dieser Elektronen. Dieser Reaktionspartner oxidiert seinen Partner. Die Redoxreaktion setzt sich aus diesen zwei Teilreaktionen zusammen, aber beide Vorgänge laufen gleichzeitig ab. Etwas anderes ist nicht möglich. Deswegen besteht der Name dieser Reaktion aus der Kombination beider Teilreaktionen. Eine typische Redoxreaktion ist die Bildung von Ionen.

 Beispiel: Die Bildung von Natriumchlorid Teilreaktion Oxidation:

2 Na  2 Na+ + 2e–

Teilreaktion Reduktion:

Cl2 + 2e–  2 Cl–

Gesamtreaktion:

2 Na + Cl2  2 NaCl

223

5.3 Die Redoxreaktion

| zweihundertdreiundzwanzig |

Die Redoxreaktion findet zwischen einem Elektronendonator und einem Elektronenakzeptor statt. Ein Elektronendonator gibt Elektronen ab (von donare = schenken) und reduziert dabei seinen Reaktionspartner. Deswegen nennt man einen Elektronendonator auch Reduktionsmittel. Er selbst oxidiert bei diesem Vorgang. Der Elektronenakzeptor nimmt diese Elektronen auf und oxidiert dabei seinen Reaktionspartner. Deshalb ist eine weitere Bezeichnung für Elektronenakzeptor Oxidationsmittel. Er selbst wird reduziert. Bei der Bildung von Natriumchlorid reduziert Chlor das Natrium und Natrium oxidiert das Chlor. Reaktionspartner in einer Redoxreaktion bilden zusammen das Redoxpaar. Im obigen Beispiel sind dies das Natrium und das Chlor. In der Elektrochemie hat diese Bezeichnung eine andere Bedeutung. Hier benutzt man sie für die oxidierte und reduzierte Form eines Elements innerhalb einer Teilreaktion. Im obigen Beispiel sind Na und Na+ (Na/Na+) sowie 2 Cl– und Cl2 (2 Cl–/Cl2) ein Redoxpaar.

Man sagt auch … Chlor reduziert das Natrium.



Natrium wird reduziert. viel seltener: Natrium reduziert.

Natrium oxidiert das Chlor.



Chlor wird oxidiert. oder Chlor oxidiert. Man sagt auch …

Chlor reduziert das Natrium.



Chlor entzieht Natrium ein Elektron. Chlor entreißt Natrium ein Elektron.

Die Verben entziehen und entreißen betonen die „aggressive“ Seite eines Reduktionsmittels.

5

224

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertvierundzwanzig |

5

 Aufgabe 14 Oxidation

a) Elektronenaufnahme

b) Elektronenabgabe

Reduktion

c) Elektronenaufnahme

d) Elektronenabgabe

 Aufgabe 15 Wie heißen diese Teilreaktionen? Cu2+ + 2 e–  Cu

a) Oxidation

b) Reduktion

Fe  Fe2+ + 2 e–

c) Oxidation

d) Reduktion

 Aufgabe 16 1. Ein Elektronendonator … a) gibt Elektronen ab. b) nimmt Elektronen auf. c) wird oxidiert.

d) wird reduziert.

2. Ein Elektronenakzeptor … a) gibt Elektronen ab. b) nimmt Elektronen auf. c) wird oxidiert.

d) wird reduziert.

225

5.4 Typische Oxidationsmittel

| zweihundertfünfundzwanzig |

 Aufgabe 17 +

1. H2  2 H + 2e

5 –

a) H nimmt Elektronen auf. b) H gibt Elektronen ab. c) H wird reduziert.

2. O2 + 4e-  2 O2–

3. I2 + 2e–  2 I–

4. K  K+ + e–

d) H wird oxidiert.

a) O nimmt Elektronen auf. b) O gibt Elektronen ab. c) O wird reduziert.

d) O wird oxidiert.

a) I nimmt Elektronen auf.

b) I gibt Elektronen ab.

c) I wird reduziert.

d) I wird oxidiert.

a) K nimmt Elektronen auf. b) K gibt Elektronen ab. c) K wird reduziert.

d) K wird oxidiert.

5.4 Typische Oxidationsmittel Ein typisches Oxidationsmittel aus dem Alltag ist Sauerstoff. So rosten12 Metalle mit der Zeit, denn sie reagieren mit dem Sauerstoff in der Luft. Außerdem wandelt unser Körper unser Essen mit Hilfe von Sauerstoff in andere Stoffe um, z. B. in Wasser und Kohlendioxid. Typische Oxidationsmittel sind sehr elektronegative Stoffe wie Halogene, Sauerstoff, Sauerstoff-Halogen-Verbindungen wie etwa OF2 (Sauerstoffdifluorid), sauerstoffhaltige13 Anionen wie MnO4– (Kaliumpermanganat) oder Cr2O72–

12 rosten ist ein Begriff aus der Alltagssprache. Der fachsprachliche Begriff lautet korrodieren. 13 sauerstoffhaltig = enthält Sauerstoff.

226

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertsechsundzwanzig |

5

(Dichromat) und Edelmetall-Kationen. In den sauerstoffhaltigen Anionen sind die Oxidationsmittel nicht der Sauerstoff. Auch Metalle mit hoher positiver Oxidationszahl reagieren also elektronegativ. So hat Mangan in der Verbindung Kaliumpermanganat die Oxidationsstufe +8, Chrom in der Verbindung Dichromat +6.

5.5 Oxidation als exotherme Reaktion Jede chemische Reaktion ist mit einer Energieumwandlung verbunden. Entweder verläuft die Reaktion unter Aufnahme oder Abgabe von Energie. Daher unterscheidet man zwischen einer endothermen und exothermen Reaktion. Endotherme Reaktionen laufen fast immer nur mit Hilfe einer Aktivierungsenergie ab. Man muss die Ausgangsstoffe zuerst anzünden oder erhitzen. Ohne diese Energiezufuhr ( Energie + zuführen) von außen reagieren die Ausgangsstoffe also nicht miteinander. Fast immer ist eine endotherme Reaktion nur bei ständiger Energiezufuhr möglich. Auch exotherme Reaktionen benötigen oft eine Energiezufuhr von außen. Sie setzen aber auch Energie in Form von Wärme oder Licht frei, und diese freigesetzte Energie ist größer als die Aktivierungsenergie. Das ist der entscheidende Unterschied zwischen endothermen und exothermen Reaktionen. Manchmal entstehen Reaktionen auch bei nur geringer Aktivierungsenergie. Dann ist keine Energiezufuhr von außen nötig. Man sagt, die Reaktion läuft spontan oder freiwillig ab.

227

5.5 Oxidation als exotherme Reaktion

| zweihundertsiebenundzwanzig |

Eine Oxidation verläuft fast immer unter Abgabe von Lichtenergie und/oder Wärmeenergie. Ein typisches Beispiel hierfür sind Verbrennungen. Bei einer Verbrennung reagiert eine Substanz mit Sauerstoff, oxidiert also. Diese Substanz kann z. B. Holz oder Kohle (fest), Benzin oder Alkohol (flüssig), Methangas oder Erdgas (gasförmig) oder eine Kerze sein. Ein weiteres Beispiel ist die Oxidation von Kupfer: Man kann in ein Kupferrohr ( Kupfer + Rohr) reinen Sauerstoff zuführen und dann mit einem Schweißbrenner entzünden. Auf diese Weise wird das Kupferrohr extrem heiß, – es entsteht Verbrennungswärme. Man kann mit diesem heißen Kupferrohr sogar Steine schmelzen.

 Aufgabe 18 Bei einer __________________________ Reaktion muss man die Edukte ____________________ oder _____________________. Man fügt ihnen also von außen Energie zu. Diese Energie nennt man _______________________. Man kann aber in diesem Fall auch konkret von Wärmeenergie sprechen.

5

228

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertachtundzwanzig |

5

5.6 Redoxreaktionen und Energiegewinnung In der Technik setzt man Redoxreaktion zur Energiegewinnung ( Energie + Gewinnung/gewinnen) und Energiespeicherung ( Energie + Speicherung/speichern) ein. Hierfür stellt man Galvanische Zellen (auch Galvanisches Element) her. Sie befinden sich in Batterien und Akkumulatoren. Ein Galvanisches Element ist ein System mit einem Elektronenfluss ( Elektronen + Fluss/fließen). Es besteht aus zwei Halbzellen ( halb + Zelle). In einer Halbzelle läuft die Oxidation ab, in der anderen Zelle die Reduktion. Man trennt die Teilreaktionen einer Redoxreaktion also räumlich voneinander. Diese zwei Halbzellen verbindet man dann mit einem elektrischen Leiter. Die abgegebenen Elektronen kommen über diese Leiter in die andere Halbzelle. Dort wirken sie reduzierend.

 Aufgabe 19 Sehen Sie sich bitte Bilder und Videos im Internet zum Thema „Galvanische Zelle“ an.

 Aufgabe 20 Wozu setzt man in der Technik Redoxreaktionen ein? Zur ____________________________________________________________

229

5.7 Redoxreaktionen als Nachweisreaktionen

| zweihundertneunundzwanzig |

5.7 Redoxreaktionen als Nachweisreaktionen Nachweisreaktionen dienen in der Analytischen Chemie zur Untersuchung von Stoffproben ( Stoff + Probe). Mit Hilfe dieser Methode kann man bestimmte Bestandteile in einer Stoffprobe nachweisen sowie die Menge und Konzentration dieser Bestandteile ermitteln. Hierfür gibt man die Stoffprobe in einen anderen Stoff. Dabei entsteht eine Redoxreaktion mit neuen Endstoffen. Meist bilden die Oxidationsprodukte den Nachweis für bestimmte Stoffe. Zum Beispiel ist die Entwicklung von Gas am Ende einer Reaktion meist ein Nachweis von Sauerstoff. Manche Endstoffe setzen sich ab, bilden also einen Niederschlag, oder führen zu einer farblichen Veränderung ( Verfärbung). Dadurch erkennt man bestimmte Elemente oder Verbindungen in der Stoffprobe. Viele Nachweisreaktionen basieren auf Redoxreaktionen.

 Aufgabe 21 Was sind typische Oxidationsmittel? a) stark elektronegative Stoffe b) stark elektropositive Stoffe c) Stoffe mit einer hohen OZ d) Sauerstoffe e) Erdmetalle f) Halogene g) Kohlenstoff e

5

230

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertdreißig |

5

 Aufgabe 22 In Reaktion mit Sauerstoff …

a) rosten Metalle. b) korrodieren Metalle. c) reduzieren Metalle.

 Aufgabe 23 Synonyme oder wie kann man noch sagen? 1. Energieumwandlung

a) Energie abgeben

2. freiwillig ablaufen

b) korrodieren

3. rosten

c) Energieumsatz

4. Energie freisetzen

d) spontan ablaufen

 Aufgabe 24 Welche Verbform ist richtig nominalisiert? Exotherme Reaktionen verlaufen unter …

a) Abgabe von Energie. b) Abgebung von Energie.

Endotherme Reaktionen verlaufen unter …

c) Aufnahme von Energie. d) Aufnehmung von Energie.

 Aufgabe 25 „Energie zuführen“ bedeutet …

a) Energie geben.

Die nominalisierte Form lautet … c) Energiezufuhr.

b) Energie nehmen. d) Energiezuführung.

231

5.7 Redoxreaktionen als Nachweisreaktionen

| zweihunderteinunddreißig |

 Aufgabe 26 a) Die Oxidation ist eine endotherme Reaktion.

r f

b) Die Reaktion mancher Stoffe setzt Energie frei.

r f

c) Jede chemische Reaktion verläuft nur unter Energiezufuhr.

r f

 Aufgabe 27 a) Wie nennt man die Energiezufuhr von außen? _______________________________________________________________ b) Was bedeutet eine Energiezufuhr von außen ganz konkret? _______________________________________________________________ c) Was geschieht bei exothermen Reaktionen? _______________________________________________________________ d) Welche Energie ist bei einer endothermen Reaktion größer als bei einer exothermen Reaktion? _______________________________________________________________ e) Was sind Verbrennungen? _______________________________________________________________ f) Was für eine Energie entsteht bei Verbrennungen? _______________________________________________________________

5

232

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertzweiunddreißig |

5

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

der Reaktionsablauf

______________________________

das Reaktionsmechanismus

______________________________

ablaufen

______________________________

gleichzeitig ablaufen

______________________________

spontan, freiwillig ablaufen

______________________________

das Prinzip, die Prinzipien

______________________________

der Grundsatz, die Grundsätze

______________________________

nach einem Prinzip ablaufen

______________________________

die Elementarreaktion

______________________________

die Gesamtreaktion

______________________________

die Elektronenübertragung

______________________________

der Elektronendonator

______________________________

der Elektronenakzeptor

______________________________

die Reduktion

______________________________

die Oxidation

______________________________

reduzieren

______________________________

oxidieren

______________________________

Reduktionsmittel

______________________________

Oxidationsmittel

______________________________

das Redoxpaar

______________________________

die oxidierte  reduzierte Form

______________________________

233

5.7 Redoxreaktionen als Nachweisreaktionen

| zweihundertdreiunddreißig |

die Redoxreaktion

______________________________

einem Atom Elektronen entziehen,

______________________________

auch: entreißen rosten (Allgemeinsprache)

______________________________

korrodieren (Fachsprache) die Elektrochemie

______________________________

die Energiegewinnung

______________________________

die Energiespeicherung

______________________________

die Galvanische Zelle,

______________________________

auch: Galvanisches Element

______________________________

die Batterie, die Batterien

______________________________

der Akkumulator, die Akkumulatoren

______________________________

ein Galvanisches Element

______________________________

die Halbzelle, die Halbzellen

______________________________

der Elektronenfluss

______________________________

in der Technik einsetzen

______________________________

die Analytische Chemie

______________________________

die Nachweisreaktion

______________________________

nachweisen

______________________________

der ein Nachweis von

______________________________

die Stoffprobe

______________________________

die Konzentration von

______________________________

der Bestandteil, die Bestandteile

______________________________

5

234

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertvierunddreißig |

5

sich absetzen

______________________________

der Niederschlag

______________________________

einen Niederschlag bilden

______________________________

die Verfärbung

______________________________

die Allgemeine Chemie,

______________________________

auch: die Anorganische Chemie die Organische Chemie

______________________________

die exotherme Reaktion

______________________________

die endothermen Reaktion

______________________________

die Aktivierungsenergie

______________________________

die Lichtenergie

______________________________

die Wärmeenergie

______________________________

die Energiezufuhr

______________________________

von außen

______________________________

anzünden

______________________________

erhitzen

______________________________

die Verbrennung

______________________________

sauerstoffhaltig

______________________________

die Abkürzung

______________________________

235

5.8 Die Oxidationszahl

| zweihundertfünfunddreißig |

5.8 Die Oxidationszahl

5

Die Oxidationszahl (auch Oxidationsstufe, Oxidationswert) ist eine wichtige Größe für die Bestimmung der stöchiometrischen Zahlen und das Aufstellen von Reaktionsgleichungen. Man kann mit ihrer Hilfe die Übertragung der Elektronen genauer verfolgen. Das heißt, man kann die Teilreaktionen, also auch Elektronendonator und Elektronenakzeptor leichter identifizieren. Als Oxidationszahl gilt die elektrische Ladung eines Atoms innerhalb einer Verbindung. Diese elektrische Ladung kann real oder auch nur fiktiv sein. Real ist sie in ionischen Verbindungen, wie z. B. in der Verbindung NaCl. Hier hat das Chloratom die Oxidationszahl –I, das Natriumatom die Oxidationszahl +I. Die Oxidationszahl entspricht also der Ladung der einzelnen Ionen. Fiktiv, also nur formal, ist die Oxidationszahl in kovalenten oder metallischen Verbindungen. Hier ordnet man die Bindungselektronen dem elektronegativeren Bindungspartner zu, denn bei diesem ist die Elektronendichte größer. In der nicht-ionischen Verbindung FH z. B. ist das Fluoratom elektronegativer als das Wasserstoffatom. Daher ordnet man das Bindungselektron des Wasserstoffatoms dem Fluoratom zu. So hat Fluor die Oxidationszahl –I, das Wasserstoffatom die Oxidationszahl +I.

Weitere Beispiele: nicht-ionische Verbindungen:

einatomige ionische Verbindungen:

H2O:

H+I / H+I/ O–II

CH4:

H+I / H+I/ H+I / H+I / C–IV

LiBr:

Li+I / Br–I

SnF4:

Sn+IV / F–I/ F–I/ F–I/ F–I

236

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertsechsunddreißig |

5

Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahl Laut IUPAC schreibt man die Oxidationszahl als arabische Zahl (1, 2, 3 …). Früher schrieb man sie als römische Zahl (I, II, III, IV …). Anders als bei der Ladungszahl von Ionen schreibt man das Vorzeichen (+, –) bei der Oxidationszahl (OZ) vor die Zahl. 1. Im elementaren Zustand ist die Oxidationszahl eines Atoms immer Null, also als einzelnes Atom (Edelgase) oder in Verbindungen mit Bindungspartnern desselben Elements. Edelgase: He(0), Ne(0), Ar(0) … Elemente in Molekülform: H2(0), O2(0), P4(0) … Metalle aus Einzelatomen desselben Elements: Na(0), Mg(0) , K(0), Al (0) … Reiner Kohlenstoff: C(0) 2. In einer Atombindung erhält das elektronegativere Atom eine negative Oxidationszahl. H2O  Sauerstoff ist elektronegativer als Wasserstoff und hat –2 als OZ. CH4  Auch Kohlenstoff ist elektronegativer als Wasserstoff und hat –4 als OZ. 3. Die Summe der Oxidationszahlen in einer neutralen Verbindung (Atomverbindungen, nach außen neutrale Ionenverbindungen) ergibt Null. H2O

 (2x +1) + (1x –2) = 0

CH4

 (1x –4) + (4x +1) = 0

NaCl  (1x +1) + (1x –1) = 0 4. Bei Atom-Ionen ist die Oxidationszahl gleich der Ladungszahl. Na+1, Cl–1, Mg+2, S–2 …

237

5.8 Die Oxidationszahl

| zweihundertsiebenunddreißig |

5. Bei Molekül-Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung des gesamten Moleküls. Die Ladungszahl muss man vom Zentralatom abziehen. SO42–  Sauerstoff hat -2 als OZ. Bei 4 Sauerstoffatomen ergibt dies 8. Die Oxidationszahl von Schwefel (Zentralatom) muss 8 – 2 = 6 sein, denn das Ion ist zweifach negativ geladen. 6. Metallatome bekommen in Verbindungen mit anderen Elementen (inklusive B und Si) immer eine positive Oxidationszahl. Alkalimetalle: OZ immer +1

 Li+1, Na+1, K+1 …

Erdalkalimetalle: OZ immer +2

 Be+2, Mg+2, Ca+2

Erdmetalle: OZ fast immer +3

 B+3, Al+3, Ga+3, In+3/ In+1, Tl+3/ Tl+1

7. Das Fluoratom erhält in Verbindungen mit anderen Elementen immer die negative Oxidationszahl –I, denn es ist das elektronegativste Element. 8. Wasserstoff hat in allen Verbindungen mit Nichtmetallen die Oxidationszahl +I. In Verbindungen mit Metallen hat es die Oxidationszahl –I, denn Metalle sind elektropositiver als Wasserstoff. LiH  Li+1 / H–1

MgH2  Mg+2 / H–1

9. Sauerstoff hat in Verbindungen mit anderen Elementen meistens die Oxidationszahl -2. Er ist das zweitelektronegativste Element. Nur in Verbindung mit Fluor hat er eine positive Oxidationszahl. In Verbindungen mit einer O-O-Bindung (Peroxide) hat er die Oxidationszahl -1. CO2  C+4 / O–2

aber z. B.: O2F2  O+1 / F–1

BaO2  Ba+2 / O–1

10. Halogene haben in Verbindungen mit anderen Elementen meistens die Oxidationszahl –I. Eine Ausnahme bilden Verbindungen mit Sauerstoff oder mit anderen Halogenatomen. Dort erhält Sauerstoff oder das elektronegativere Halogen die negative Oxidationszahl.

5

238

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertachtunddreißig |

5

 Aufgabe 28 Mit Hilfe der Oxidationszahlen kann man … a) die Teilreaktionen in einer Redoxreaktion besser erkennen. b) den Elektronendonator ermitteln. c) den Elektronenakzeptor ermitteln. d) die stöchiometrischen Zahlen in einer Verbindung ermitteln. e) eine chemische Gleichung aufstellen.

 Aufgabe 29 Wie nennt man eine Oxidationszahl noch? a)  die Oxidationsstufe b)  die Oxidationsziffer c)  der Oxidationswert

 Aufgabe 30 a) Fluor hat immer die Oxidationszahl –1.

r

f

b) Metalle haben immer eine negative OZ.

r

f

c) Halogene haben fast immer eine positive OZ.

r

f

d) Sauerstoff hat fast immer die Oxidationszahl –2.

r

f

e) Wasserstoff hat fast immer die Oxidationszahl +1.

r

f

239

5.8 Die Oxidationszahl

| zweihundertneununddreißig |

 Aufgabe 31 Ergänzen Sie bitte die fehlenden Oxidationszahlen. a) H2  H––––––

e) NH3  N–––––– / H+1

b) Mg  Mg––––––

f) ClF3  Cl–––––– / F––––––

c) S2–  S––––––

g) Al2O3  Al–––––– / O–2

d) CO2  C–––––– / O–2

h) NaNO3  Na–––––– / N–––––– / O––––––

Weitere Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahl 1. Es gibt keine höheren Oxidationswerte als +8 oder –8. 2.

Die positive Oxidationszahl der Hauptgruppenelemente begrenzt sich auf die Zahl der Elektronen auf der höchsten Energiestufe. Beispielsweise kann ein Alkalimetall mit einem Elektron auf der höchsten Energiestufe nicht mehr als dieses eine Elektron abgeben, ein Erdalkalimetall mit zwei Elektronen auf der höchsten Energiestufe nicht mehr als diese zwei. Hauptgruppe 1:

maximal +1

Hauptgruppe 2:

maximal +2

Hauptgruppe 3 (auch 13):

maximal +3

Hauptgruppe 4 (auch 14):

maximal +4

Hauptgruppe 5 (auch 15):

maximal +5

Hauptgruppe 6 (auch 16):

maximal +6

Hauptgruppe 7 (auch 17):

maximal +7

5

240

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertvierzig |

5

3. Die meisten Elemente kommen in mehreren Oxidationsstufen vor. Der Grund hierfür ist die Elektronegativität des Bindungspartners. Beispielsweise ist in der Verbindung CO2 Sauerstoff das elektronegativere Element. Also erhält Kohlenstoff hier eine positive Oxidationszahl (+4). In der Verbindung CH4 aber ist Kohlenstoff das elektronegativere Element. Hier erhält Kohlenstoff eine negative Oxidationszahl (–4). 4. Stickstoff hat am häufigsten die Oxidationszahl –3. Er kann aber auch die Oxidationszahl +5, +4, +3 und +2 haben. 5. Kohlenstoff hat am häufigsten die Oxidationszahlen +4 und –4. Er hat in manchen Verbindungen aber auch die Oxidationszahl +2. 6. Nebengruppenmetalle können auch d-Elektronen abgeben und kommen deswegen in verschiedenen Oxidationsstufen vor. Titan: +2, +3, +4

Chrom: +2, +3, +6

Eisen: +2, +3

Kupfer: +2, +1

7. Die negative Oxidationsstufe der Nicht-Metalle (also in Verbindung mit elektropositiveren Elementen) entspricht der Anzahl der Elektronen für das Erreichen der Edelgaskonfiguration. Beispielsweise muss Kohlenstoff für das Erreichen der Edelgaskonfiguration 4 Elektronen aufnehmen oder abgeben. In Verbindung mit einem elektropositiveren Element nimmt er vier Elektronen auf. Stickstoff nimmt drei Elektronen auf.

OZ = –3

Schwefel nimmt zwei Elektronen auf.

OZ = –2

Chlor nimmt ein Elektron auf.

OZ = –1

241

5.9 Aufstellen von Reaktionsgleichungen

| zweihunderteinundvierzig |

 Aufgabe 32 a) Die meisten Elemente haben mehrere Oxidationszahlen.

rf

b) Manche Elemente haben positive und negative Oxidationszahlen.

rf

c) Manche Elemente können mehr als acht Elektronen abgeben.

rf

d) Manche Elemente können mehr als acht Elektronen aufnehmen.

rf

e) Erdalkalimetalle können maximal zwei Elektronen aufnehmen.

rf

f) Die häufigste Oxidationsstufe von Stickstoff ist +5.

rf

 Aufgabe 33 Welcher Faktor bestimmt die Oxidationszahl eines Elements? a) der Bindungspartner

b) die nächste Edelgaskonfiguration

c) beides

5.9 Aufstellen von Reaktionsgleichungen Jede Reaktionsgleichung, also eine Wortgleichung, eine Formelgleichung oder eine Gleichung mit Strukturformeln, ist gleich aufgebaut. Zuerst schreibt man die Edukte und Produkte auf. H2 + O2  H2O Dann korrigiert man die Stoffbilanz. 2 H2 + O2  2 H2O

Vor und nach der Reaktion gibt es in der Gleichung: 4 Wasserstoff-Atome und 2 Sauerstoff-Atome

5

242

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertzweiundvierzig |

5

„Die Stoffbilanz korrigieren“ bedeutet „die Gleichung ausgleichen“. Die Anzahl der Atome eines Elements muss vor und nach der Reaktion identisch sein! Hierfür muss man die Stöchiometriezahlen ermitteln.

Man sagt … eine (Reaktions-)Gleichung aufstellen

aufstellen, formulieren

oder

≈ schreiben

eine (Reaktions-)Gleichung formulieren Faktoren/Stöchiometriezahlen ermitteln

ermitteln ≈ berechnen

oder eine (Reaktions-)Gleichung ausgleichen

5.10 Reaktionsgleichungen mit Stöchiometriezahlen Stöchiometriezahlen (auch: Faktoren) sind die Zahlen vor einem Element oder vor einer chemischen Formel, wie etwa in der Gleichung 2 H2 + O2  2 H2O, sowie die Zahlen unter einem Element: 2 H2 + O2  2 H2O

243

5.10 Reaktionsgleichungen mit Stöchiometriezahlen

| zweihundertdreiundvierzig |

Zur besseren Unterscheidung nennt man die Zahl vor einem Element oder vor einer chemischen Formel auch Koeffizient und die Zahl unter dem Element auch Teilchenstöchiometriezahl. Die Koeffizienten machen eine Angabe über die Anzahl der Elemente oder Verbindungen in einer einzelnen Reaktion. Sie informieren außerdem über das Verhältnis der Stoffmengen. Die Stoffmengen gibt man in Mol an, also z. B. 1 mol H2. Dann nennt man diese Angabe stöchiometrische Verhältniszahl.

Ermitteln der Koeffizienten: Fe2O3 + C  Fe + CO2

Unter der Edukten sind drei, unter den Produkten nur zwei Sauerstoffatome!

2 Fe2O3 + C  Fe + 3 CO2

Jetzt befinden sich auf beiden Seiten der Gleichung sechs Sauerstoffatome. Aber die Anzahl der Eisen- und Kohlenstoffatome ist noch nicht ausgeglichen. Unter den Edukten befinden sich vier Eisenatome, unter den Produkten aber nur eins.

2 Fe2O3 + C  4 Fe + 3 CO2

Jetzt fehlt nur noch der Koeffizient vor dem Kohlenstoff unter den Edukten.

2 Fe2O3 + 3 C  4 Fe + 3 CO2

Jetzt stimmt die Stoffbilanz.

5

244

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertvierundvierzig |

5

 Aufgabe 34 Ergänzen Sie bitte. Wo sehen Sie …. * Cl2 * 3 BrI * 2 mol H2O * a) einen Koeffizient? ______________________ b) eine Teilchenstöchiometriezahl? ______________________ c) eine stöchiometrische Verhältniszahl? ______________________

 Aufgabe 35 Stimmen die Koeffizienten? a) 2 Na + Cl2  2 NaCl

r f

b) 4 Al + 2 O2  2 Al3O2

r f

c) KCl3  2 KCl + 3 O2

r f

d) P2O5 + 3 H2O  2 H3PO4

r f

e) 4 NH3 + 3 O2  2 N2 + 6 H2O

r f

 Aufgabe 36 Gleichen Sie bitte folgende Reaktionsgleichungen aus. a) _____ N2 + _____ H2

 _____ NH3

b) _____ N2O + _____ H2

 _____ N2 + _____ H2O

c) _____ Fe + _____ H2O

 _____ Fe3O4 + _____ H2

d) _____ Al + _____ Fe2O3

 _____ Fe + _____ Al3O2

e) _____ CS2 + _____ H2O

 _____ CO2 + _____ H2S

245

5.11 Aufstellen von Redoxgleichungen

| zweihundertfünfundvierzig |

 Aufgabe 37 Ermitteln Sie bitte die Faktoren und stellen Sie die Gleichung auf. a) Schwefel + Sauerstoff  Schwefeltrioxid

_______________________________________________________________ b) Stickstoff + Sauerstoff  Distickstofftrioxid

_______________________________________________________________

c) Kohlenstoff + Kohlenstoffdioxid  Kohlenstoffmonoxid

_______________________________________________________________

5.11 Aufstellen von Redoxgleichungen Bei einer Redoxgleichung stellt man auch die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion auf. Am Ende steht dann die Gesamtreaktionsgleichung. 1. Man bestimmt die Oxidationszahlen der Edukte und Produkte. Dadurch kann man die oxidierten und reduzierten Stoffe identifizieren. 2 H20 + O20  2 H2+1O–2

5

246

5 Chemische Reaktionen

| zweihundertsechsundvierzig |

5

2. Dann stellt man die Teilgleichungen für die Oxidation und die Reduktion auf. Oxidation: H2  H2 + 2 e– Reduktion: O2 + 2 e–  H2O Gesamtreaktion: 2 H2 + O2  2 H2O

 Aufgabe 38 Stellen Sie bitte die Redoxgleichung für folgende Reaktionen auf. a) C + 2 H2  CH4

Oxidation: _________________________ Reduktion: _________________________

b) Cu2O + H2  2 Cu + H2O

Oxidation: _________________________ Reduktion: _________________________

c) CaCl2 + 2 Na  2 NaCl + Ca

Oxidation: _________________________ Reduktion: _________________________

d) 2 Fe2O3 + 3 C  4 Fe + 3 CO2 Oxidation: _________________________ Reduktion: _________________________

 Aufgabe 39 Warum stellt man bei einer Redoxgleichung auch die Teilreaktionen auf? Durch das Aufstellen der Teilreaktionen ______________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________.

247

5.11 Aufstellen von Redoxgleichungen

| zweihundertsiebenundvierzig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Oxidationszahl, auch:

______________________________

die Oxidationsstufe, der Oxidationswert identifizieren

______________________________

eine Reaktionsgleichung aufstellen

______________________________

eine Reaktionsgleichung formulieren eine Reaktionsgleichung ausgleichen

______________________________

der Koeffizient, die Koeffizienten

______________________________

der Faktor, die Faktoren

______________________________

die Stoffbilanz

______________________________

5

6 Säuren und Basen

6.1 Wässrige Lösungen Unter dem Begriff Lösung versteht man ein homogenes Gemisch von mindestens zwei Substanzen. Sie kann fest, flüssig oder gasförmig sein. Die Substanz in größerer Menge bezeichnet man als Lösungsmittel (auch: Solvens, Lösemittel), die Substanz oder Substanzen in kleinerer Menge als gelöster Stoff / gelöste Stoffe (auch: Solvat). Beispielsweise ist bei einer Kochsalzlösung Wasser das Lösungsmittel, Natriumchlorid die gelöste Substanz. Eine Lösung mit Wasser als Lösungsmittel bezeichnet man als wässrige Lösung. Man kann sehr viele Stoffe in Wasser lösen, denn Wasser ist ein sehr gutes Lösungsmittel für polare Moleküle und besonders für ionische Verbindungen. Der Grund hierfür ist der bipolare Aufbau des Wassermoleküls. Beim Lösen einer ionischen Verbindung in Wasser entstehen starke Wechselwirkungen zwischen den Ionen im Kristallgitter und den partiell geladenen Sauerstoffund Wasserstoffatomen. Die Sauerstoffatome mit ihrer negativen Partialladung ziehen die Kationen aus der ionischen Verbindung an sich, die Wasserstoffatome mit ihrer positiven Partialladung dagegen die Anionen. So trennen sich die Ionen aus dem Gitter. Man sagt, der ionische Festkörper ( fest + Körper) dissoziiert. Er löst sich also in seine ionischen Bestandteile. Die Ionen in der wässrigen Lösung sind frei beweglich und liegen gleichmäßig verteilt vor. Sie verbinden sich nicht mit anderen Ionen, denn die Wassermole-

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250

6 Säuren und Basen

| zweihundertfünfzig |

6

küle bilden eine Hülle um sie herum. Diese Hülle nennt man Hydrathülle oder auch Hydrat-Sphäre. Die Anionen befinden sich in der Mitte von Wasserstoffatomen, die Kationen in der Mitte von Sauerstoffatomen. Sie sind also von Wassermolekülen umgeben. Deswegen spricht man von einer Hydratation (auch: Hydration, Hydratisierung) und sagt, die Ionen sind hydratisiert.

Man sagt … In einer wässrigen Lösung:

In anderen Lösungen als Wasser:

Die Ionen werden hydratisiert.

Die Ionen werden solvatisiert.

 Aufgabe 1 Kreuzen Sie bitte an. Was stimmt? a) Eine ionische Verbindung …

 dissoziiert  hydratisiert … in seine ionischen Bestandteile.

b) Die gelösten Ionen …

 werden dissoziiert.  werden solvatisiert.

251

6.2 Säuren

| zweihunderteinundfünfzig |

 Aufgabe 2

6

Kreuzen Sie bitte an. Welche Aussage stimmt, welche nicht? a) Lösungen sind ein Gemisch aus mehreren Substanzen.

r f

b) Das Lösungsmittel liegt in der geringsten Menge vor.

r f

c) Die gelöste Substanz verteilt sich im Lösungsmittel.

r f

d) Das Lösungsmittel umgibt die gelöste Substanz.

r f

e) Lösungen sind immer flüssig.

r f

 Aufgabe 3 In einer wässrigen Schwefelsäurelösung ist … a) Schwefelsäure

 das Lösungsmittel.

 die gelöste Substanz.

b) Wasser

 das Lösungsmittel.

 die gelöste Substanz.

 Aufgabe 4: Ergänzen Sie bitte das fehlende Verb. a) Nomen: Hydratation

Verb: _______________________

b) Nomen: Solvatation

Verb: _______________________

c) Nomen: Dissoziation

Verb: _______________________

6.2 Säuren Auch Säuren dissoziieren in einer wässrigen Lösung. Sie dissoziieren in ein negativ geladenes Teilchen und in ein oder mehrere positiv geladene Wasserstoff-Ionen (H+). Charakteristisch für eine Säure ist also die Abgabe von Pro-

252

6 Säuren und Basen

| zweihundertzweiundfünfzig |

6

tonen an das Lösungsmittel, denn ein positiv geladenes Wasserstoff-Ion ist „nur“ ein Proton. Deswegen bezeichnet man Säuren als Protonendonatoren. Säuren können eine unterschiedliche Anzahl an Protonen abgeben. Beispielsweise sind HCl und HNO3 einprotonige Säuren. Bei ihrer Dissoziation entsteht pro Säuremolekül nur ein Proton: HCl  H+ + Cl– H2SO4 (Schwefelsäure) und H2S (Schwefelwasserstoff) sind dagegen zweiprotonige Säuren. Bei ihrer Dissoziation entstehen pro Säuremolekül zwei Protonen. Der Vorgang läuft in zwei Schritten ab: Schritt 1:

H2SO4 + H2O  H+(aq) + HSO4–(aq)

Schritt 2:

HSO4– ⇌ H+(aq) + SO42–(aq)

Die erste Dissoziation verläuft vollständig. Alle Säuremoleküle geben ein Proton ab. Die zweite Dissoziation verläuft nicht vollständig. Sie ist reversibel, das heiβt, die Produkte reagieren miteinander und wandeln sich wieder in die Ausgangsstoffe zurück. Aus diesem Grund befinden sich in einer wässrigen Schwefelsäurelösung HSO4–- sowie SO42–-Ionen. Reversible Reaktionen kennzeichnet man mit einem Gleichgewichtspfeil ( Gleichgewicht + Pfeil). Man unterteilt die Säuren in starke und schwache Säuren. Sehr starke Säuren dissoziieren in Lösungen vollständig. Schwache Säuren dissoziieren nur teilweise. Sehr starke Säuren sind z. B.: Chlorwasserstoffsäure

(HCl)

Bromwasserstoffsäure

(HBr)

Iodwasserstoffsäure

(HI)

Chlorsäure

(HClO3)

Perchlorsäure

(HClO4)

Salpetersäure

(HNO3)

Schwefelsäure

(H2SO4)

253

6.2 Säuren

| zweihundertdreiundfünfzig |

 Aufgabe 5 Was hydratisieren Wassermoleküle in einer Säurelösung? _______________________________________________________________

 Aufgabe 6 Was ist charakteristisch für sehr starke Säuren? _______________________________________________________________

 Aufgabe 7 Warum nennt man Säuren Protonendonatoren? _______________________________________________________________

 Aufgabe 8 Verbinden Sie bitte die Namen der Säuren mit ihren Formeln. a) Chlorwasserstoffsäure

● HNO3

b) Bromwasserstoffsäure

● HClO3

c) Iodwasserstoffsäure

● HCl

d) Chlorsäure

● H2SO4

e) Perchlorsäure

● HBr

f) Salpetersäure

● HI

g) Schwefelsäure

● HClO4

6

254

6 Säuren und Basen

| zweihundertvierundfünfzig |

6

6.3 Basen Auch Basen lösen sich im Wasser und dissoziieren in ihre ionischen Bestandteile. Charakteristisch für Basen ist ihre Funktion als Protonenakzeptoren und die Bildung von Hydroxid-Ionen (OH–-Ionen). Typische Basen sind die Hydroxide NaOH, KOH und Ca(OH)2. Beim Lösen in Wasser erhöhen sie die OHKonzentration in der Lösung. NaOH(aq) + H2O ⇌ Na+(aq) + OH–(aq) Auch Verbindungen ohne OH-Ionen in der Verbindung können als Base reagieren und zur Entstehung von Hydroxid-Ionen führen. Sie nehmen bei ihrer Dissoziation pro Molekül ein Proton von den Wassermolekülen auf. Ein typisches Beispiel hierfür ist die Base Ammoniak: NH3(g) + H2O ⇌ NH4+(aq) + OH–(aq) Allerdings ist Ammoniak eine schwache Base, denn nur ein sehr kleiner Teil der NH3-Moleküle nimmt ein Proton auf. Man nennt diesen Vorgang protonieren. Die OH-Konzentration in der Lösung ist bei einer schwachen Base niedrig. Sehr starke Basen sind in wässriger Lösung vollständig protoniert.

Sehr starke Basen sind z. B.: Hydroxide der Alkalimetalle: LiOH, NaOH, KOH, … Hydroxide der schweren Erdalkalimetalle: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

255

6.3 Basen

| zweihundertfünfundfünfzig |

Beim Lösen in Wasser dissoziieren Metallhydroxide in ein Metall-Kation (z. B. Li+, Na+, Ca+ usw.) und ein Hydroxid-Ion. Das OH-Ion reagiert als Base und nimmt pro Ion ein Proton von den H2O-Molekülen in der Lösung auf.

 Aufgabe 9 Was ist charakteristisch für eine Base? _______________________________________________________________

 Aufgabe 10 Was unterscheidet starke Basen von schwachen Basen? _______________________________________________________________

 Aufgabe 11 Basen führen bei ihrer Dissoziation zu einer Erhöhung der ________________ _______________________________________________________________.

 Aufgabe 12: Metallhydroxide dissoziieren in Wasser in _____________________________ _______________________________________________________________.

6

256

6 Säuren und Basen

| zweihundertsechsundfünfzig |

6

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Lösung

______________________________

das Lösungsmittel, auch:

______________________________

Solvens, Lösemittel gelöster Stoff / gelöste Stoffe ,

______________________________

auch: Solvat wässrige Lösung

______________________________

lösen

______________________________

dissoziieren

______________________________

die Dissoziation

______________________________

die Solvatation

______________________________

die Hydrathülle,

______________________________

auch: Hydrat-Sphäre die Hydratation

______________________________

auch: Hydration, Hydratisierung hydratisiert

______________________________

die Säure, die Säuren

______________________________

der Protonendonator

______________________________

einprotonige Säure

______________________________

zweiprotonige Säure

______________________________

reversibel

______________________________

eine reversibel Reaktion

______________________________

257

6.4 Konjugierte Säure-Base-Paare

| zweihundertsiebenundfünfzig |

der Gleichgewichtspfeil

______________________________

Chlorwasserstoffsäure (HCl)

______________________________

Bromwasserstoffsäure (HBr)

______________________________

Iodwasserstoffsäure (HI)

______________________________

Chlorsäure (HCl)

______________________________

Perchlorsäure (HClO4)

______________________________

Salpetersäure (HNO3)

______________________________

Schwefelsäure (H2SO4)

______________________________

die Base, die Basen

______________________________

protonieren

______________________________

die Protonierung

______________________________

6.4 Konjugierte Säure-Base-Paare Die Auflösung einer Säure in Wasser ist eine reversible Reaktion, das heißt, auch die Produkte reagieren miteinander und bilden dadurch die Ausgangsstoffe zurück: In der ersten Reaktion, der Hinreaktion, dissoziiert die Säure zu einem Proton und einem negativ geladenen Säurerest-Ion ( Säure + Rest). Ein Wassermolekül nimmt das Proton auf und wird zu einem Hydronium-Ion (H3O+). In der nächsten Reaktion, der Rückreaktion, reagieren die Produkte der Hinreaktion miteinander, also das Hydronium-Ion und das Säurerest-Ion. Dabei entstehen erneut die Ausgangsstoffe der Hinreaktion.

6

258

6 Säuren und Basen

| zweihundertachtundfünfzig |

6

Mit der Zeit stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein. Die Geschwindigkeit der Hin- und Rückreaktion bleibt gleich. Auch die Konzentration der Edukte und Produkte verändert sich nicht mehr. Ein interessanter Aspekt dieser reversiblen Reaktion sind die konjugierten Säure-Base-Paare. Die Säure der Hinreaktion bildet die Base der Rückreaktion. Man nennt diese zwei Stoffe konjugiertes Säure-Base-Paar oder auch korrespondierendes Säure-Base-Paar. Auch die Base der Hinreaktion bildet zusammen mit der Säure der Rückreaktion ein konjugiertes Säure-Base-Paar.

 Beispiel: HCl in wässriger Lösung Bei der Hinreaktion reagiert HCl als Säure und bildet dabei die Base Cl–. HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl– Bei der Rückreaktion reagiert das Chlorid-Ion als Base und bildet die Säure HCl. H3O+ + Cl– ⇌ HCl + H2O Die HCl-Säure und das Chlorid-Ion bilden ein konjugiertes Säure-Base-Paar. Aber auch Wasser und das Hydronium-Ion sind ein konjugiertes Säure-BasePaar. Eine starke Säure reagiert zu einer korrespondierenden schwachen Base. Eine starke Base bildet eine schwache korrespondierende Säure. Aus diesem Zusammenhang kann man auf die Stärke einer Säure oder Base schließen. So ist Chlorwasserstoff eine starke Säure, denn das Chlorid-Ion ist eine schwache Base.

259

6.4 Konjugierte Säure-Base-Paare

| zweihundertneunundfünfzig |

Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen: Mit der Zeit verringert sich die Geschwindigkeit der Hin-Reaktion, denn die Konzentration der Ausgangsstoffe nimmt ständig ab. Gleichzeitig erhöht sich die Geschwindigkeit der Rückreaktion, denn die Konzentration der Produkte nimmt ständig zu. Nach einer gewissen Zeit ist die Reaktionsgeschwindigkeit von Hin- und Rückreaktion gleich. Es stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein. In diesem Gleichgewichtszustand ( Gleichgewicht + Zustand) bleibt die Konzentration der Edukte und Produkte gleich.

 Aufgabe 13 Ergänzen Sie bitte die korrespondierenden Basen. 1. Säure: H2O

a) Base: __________________________

2. Säure: HCN

b) Base: __________________________

3. Säure: NH4+

c) Base: __________________________

4. Säure: H2S

d) Base: __________________________

5. Säure: HBr

e) Base: __________________________

6

260

6 Säuren und Basen

| zweihundertsechzig |

6

6.5 Neutralisationsreaktionen Beim Mischen einer sauren und einer basischen Lösung findet eine Neutralisationsreaktion statt. Das heiβt, die Säure und Base in der Lösung reagieren nicht mehr als Säure und Base. Sie bilden daher keine korrespondierenden Paare mehr, sondern Wasser und Salz. Cl– + Na+ + H3O+ +OH- ⇌ Na+Cl– + 2H2O

Wasser hat einen pH-Wert von 7. Eine Säure oder Base gilt bei einem pH-Wert von 7 als vollständig neutralisiert. Dafür muss die Stoffmenge beider Ausgangsstoffe gleich sein. Die Neutralisation setzt große Mengen an Energie frei. Sie ist folglich eine exotherme Reaktion.

 Aufgabe 14 Das Synonym für korrespondierendes Säure-Base-Paar lautet ______________ _______________________________________________________________.

 Aufgabe 15 Bei einer ____________________________ verlieren Säure und Base ihre Wirkung als Säure und Base.

261

6.5 Neutralisationsreaktionen

| zweihunderteinundsechzig |

Vokabeln

In Ihrer Muttersprache

die Hinreaktion

______________________________

die Rückreaktion

______________________________

das chemische Gleichgewicht

______________________________

der Gleichgewichtszustand

______________________________

das Säurerest-Ion

______________________________

das konjugierte Säure-Base-Paar

______________________________

die korrespondierende Base

______________________________

die korrespondierende Säure

______________________________

eine saure Lösung

______________________________

eine basische Lösung

______________________________

die Neutralisationsreaktion

______________________________

auch: die Neutralisation eine Neutralisation findet statt

______________________________

Ein chemisches Gleichgewicht stellt sich ein. _______________________________________________________________.

6

7 Lösungsschlüssel

Exkurs: Das deutsche Alphabet  Aufgabe 2

1. C, 2. T, 3. I, 4. N, 5. R, 6. W, 7. V, 8. J, 9. H, 10. Z

Aufgabe 3

1. Ag, 2. Hg, 3. Mg, 4. Pb, 5. Fe, 6. He, 7. Si, 8. Cl, 9. Na

Aufgabe 4

1. Schwefel, 2. Selen, 3. Zink, 4. Eisen, 5. Gold, 6. Chlor

Aufgabe 6

1. außen, 2. Silber, 3. Kohlenstoff, 4. Kupfer, 5. Säure, 6. Blei, 7. Schmelzpunkt, 8. Salz

1 Elementnamen und Elementsymbole Aufgabe 1a Aufgabe 1b

1. d), 2. e), 3. b), 4. a), 5. c) 2. Atomart 3. ein bestimmter Aufbau 4. Hauptgruppen und Nebengruppen 5. Elemente einer Gruppe

© Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH, ein Teil von Springer Nature 2019 S. Sagman, Einführung in die Allgemeine Chemie, https://doi.org/10.1007/978-3-658-26417-8_7

264

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertvierundsechzig |

7

Aufgabe 2

1. Atomart, 2. Aufbau, 3. Symbol, 4. Periodensystem der Elemente, 5. Gruppe 6. Hauptgruppen, 7. Nebengruppen, 8. Aufbau, 9. reagieren, 10. Nebengruppenelemente, Hauptgruppenelemente

Aufgabe 3

b) Gruppe 14, c) Gruppe 14, d) Gruppe 16, e) Gruppe 16, f) Gruppe 14, g) Gruppe 15

Aufgabe 4

2. Sn, 3. S, 4. N, 5. H, 6. C, 7. O

Aufgabe 5

1. Sauerstoff O, 2. Fluor F, 3. Schwefel S, 4. Bor B, 5. Natrium Na, 6. Zinn Sn, 7. Blei Pb

Aufgabe 6

a) Kohlenstoff C, b) Stickstoff N, c) Wasserstoff H

Aufgabe 7

Gruppe 13:

Borgruppe, Erdmetalle

Gruppe 14:

Kohlenstoffgruppe, Kohlenstoff-Silicium-Gruppe

Gruppe 15:

Stickstoffgruppe

Gruppe 16:

Sauerstoffgruppe

Gruppe 17:

Fluorgruppe, Halogene

Gruppe 18:

Heliumgruppe

265

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertfünfundsechzig |

Aufgabe 9

b) Gruppe 6, c) Gruppe 8, d) Gruppe 10, e) Gruppe 11, f) Gruppe 11 g) Gruppe 11, h) Gruppe 12, i) Gruppe 12

Aufgabe 10

2. Zn, 3. Cu, 4. Ni, 5. Fe, 6. Ag, 7. Hg, 8. Au, 9. Cr

Aufgabe 11a + b 1. Nickel Ni, 2. Gold Au, 3. Zink Zn, 4. Eisen Fe, 5. Silber Ag, 6. Chrom Cr

Aufgabe 12

Quecksilber, Zink, Kupfer, Gold, Eisen

Aufgabe 13

Gruppe 3: Scandiumgruppe, Gruppe 4: Titangruppe, Gruppe 5: Vanadiumgruppe, Gruppe 6: Chromgruppe, Gruppe 7: Mangangruppe, Gruppe 8: Eisengruppe, Gruppe 9: Kobaltgruppe, Gruppe 10: Nickelgruppe, Gruppe 11: Kupfergruppe, Gruppe 12: Zinkgruppe

Aufgabe 15

fest:

Kupfer, Kohlenstoff, Natrium, Eisen, Schwefel, Selen, Zink, Silber, Iod

flüssig:

Quecksilber, Brom

gasförmig: Chlor, Fluor, Sauerstoff, Wasserstoff, Stickstoff

7

266

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsechsundsechzig |

7

Exkurs: Die Zahlen

Aufgabe 2

a) C3O2, b) C2H6, c) C7H16 , d) C8H18, e) Fe3O4, f) SeCl4, g) Pb4O10, h) C8H18

Aufgabe 3

a) Al2O3, b) C5H12, c) CaCl2, d) C9H20, e) C4O2, f) H2SO4

2 Chemische Formeln Aufgabe 1

1. c), 2. d), 3. e), 4. a), 5. b)

Aufgabe 2

Verbindung, setzt, zusammen

Aufgabe 3 Summenformel

Aus welchen Elementen besteht die Verbindung? Wie ist das Atomverhältnis in der Verbindung? Wie viele Atome eines Elements sind in der Verbindung?

Strukturformel

Welches Atom ist mit welchem Atom verbunden?

Aufgabe 4

Zusammensetzung, Anordnung, Atomverhältnis, Verbindung, Summenformel

267

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsiebenundsechzig |

Aufgabe 5

a) Verbindung, b) Summenformel, c) Strukturformel, Anordnung, d) 23

Aufgabe 6

F-e-S, C-H-drei, A-g-B-r, S-F-zwei, N-a-C-l, N-zwei-O-vier, M-g-S, C-a-C-l-zwei, C-u-S, P-zwei-O-fünf

Aufgabe 7

1. c), 2. a), 3. d), 4. b)

Aufgabe 8

1. c), 2. d), 3. b), 4. a)

Aufgabe 9

1. c), 2. a), 3. b), 4. f), 5. g), 6. d), 7. e)

Aufgabe 10

a) Silberbromid

i) Natriumbromid

b) Lithiumchlorid

j) Kaliumchlorid

d) Natriumiodid

k) Kaliumiodid

e) Bleioxid

l) Zinkoxid

f) Calciumhydrid

m) Titanhydrid

g) Bromnitrid

n) Chromnitrid

h) Magnesiumcarbid

o) Aluminiumcarbid

Aufgabe 11

1. b), 2. a), 3. c)

Aufgabe 12

a) Verbindung, b) Gemisch, reagieren, c) Nomenklatur, IUPAC

7

268

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertachtundsechzig |

7

Aufgabe 13

a) vor dem Elementnamen

Aufgabe 14

Das Eisen in Eisensulfid und das Chrom in Chromoxid kommen einmal vor. Man sagt dies nicht.

Aufgabe 15

a) die Eins, b) größere Zahlen, c) das erste Element, d) manchmal, e) unterscheidet

Aufgabe 16

1. b), 2. b), 3. c)

Aufgabe 17

1. Schwefeldioxid, 2. Dimagnesiumtricarbid, 3. Tricalciumdinitrid, 4. Eisenhydrid, 5. Schwefelhexafluorid

Aufgabe 18

a) Eisendisulfid, b) Kohlenstoffmonooxid, c) Tetraphosphorhexoxid

Aufgabe 19

Die Verbindung besteht aus … – 2 Atomen: NaCl + CO – 3 Atomen: MgBr3 + N2O – 4 Atomen: CrO3 + Cu3N – 5 Atomen: Ca3N3 + SCl4 – 6 Atomen: N2O4 + PCl5 – 7 Atomen: Si3N4 – 8 Atomen: P3N5

269

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertneunundsechzig |

Aufgabe 20

Fe2O3 : Dieisentrioxid, Eisenoxid CrH2 : Chromdihydrid, Chromhydrid N2O5 : Dinitridpentoxid P2Cl4 : Diphosphortetrachlorid, Phosphorchlorid PCl5 :

Phosphorpentachlorid, Phosphorchlorid

P4S7 :

Tetraphosphorseptasulfid, Phosphorsulfid

3 Der Atomaufbau Aufgabe 1

Atomhülle Atomkern

Aufgabe 3

b) Protonen, Neutronen und Elektronen

Aufgabe 4

a) Protonen , Neutronen; b) Elektronen c) Protonen , Neutronen; d) Elektronen

Aufgabe 5

a) Bereiche, b) befinden, c) Kern, d) bilden, e) halten

7

270

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsiebzig |

7

Aufgabe 6

a) der, b) die, c) der

Aufgabe 7a

1. b), 2. c), 3. a)

Aufgabe 7b

a) Abstand halten b) einen Raum besetzten c) die Hülle bilden

Aufgabe 8 Verb

Partizip

Nomen

entfernt verteilen

die Verteilung

besetzen aufhalten

Aufgabe 10

1. b), 2. a), 3. c)

Aufgabe 11

1. b), 2. c), 3. a)

Aufgabe 12

a) +5

271

7 Lösungsschlüssel

| zweihunderteinundsiebzig |

Aufgabe 13

c) 7 Elektronen

Aufgabe 14

a) gleich b) Dadurch neutralisieren sie sich gegenseitig.

Aufgabe 15

a) verteilen b) bilden c) besetzen d) neutralisieren e) abhängen von

Aufgabe 17

a) r, b) r, c) r

Aufgabe 18

a) die Neutronen, b) die Protonen, c) die Elektronen

Aufgabe 19

b) die Anzahl der Protonen und Neutronen

Aufgabe 20

a) A = 15, b) A = 17

Aufgabe 21

1. b), 2. a), 3. c)

7

272

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertzweiundsiebzig |

7

Aufgabe 22

c) Neutronenüberschuss

Aufgabe 24

a) stoßen sich ab, b) ziehen sich an, c) stoßen sich ab

Aufgabe 25

b) die Coulomb-Kraft

Aufgabe 26

b) die Coulomb-Kraft

Aufgabe 27

a) p oder p+, b) n, c) e oder e–

Aufgabe 28

a) die Kernkraft b) die Wechselwirkung c) die Atommasse d) das Formelzeichen e) das Elementarteilchen

Aufgabe 29

a) wirken b) anziehen c) abstoßen d) binden

Aufgabe 30

 ja

273

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertdreiundsiebzig |

Aufgabe 31

a) Die Atommasse besteht aus der Masse der Neutronen, Protonen und Elektronen. b) Die Elektronen haben im Vergleich zu den Nukleonen eine extrem viel kleinere Masse. c) Die Nukleonenzahl ist deswegen auch gleichzeitig die Massenzahl.

Aufgabe 32

a) Elementarteilchen, b) Masse, Ladung c) Masse, Ladung, d) neutralisieren, genauso

Aufgabe 33

stoßen, ziehen, wirkt, wirksam, Kernkraft, zusammen

Aufgabe 35

a) die Protonenzahl

Aufgabe 36

a) Kernladungszahl

Aufgabe 37

c) Z

Aufgabe 38

a) Z = 2, b) Z = 3

Aufgabe 40

a) Kernladungszahl, b) Ordnungszahl

Aufgabe 41

c) Perioden

7

274

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertvierundsiebzig |

7

Aufgabe 42

a) Lithium (Li), Bor (B), b) Natrium (Na), Schwefel (S)

Aufgabe 43

a) weniger, b) mehr, c) mehr

Aufgabe 44

a) Z = 26  Eisen b) Z = 28  Nickel c) Z = 30  Zink

Aufgabe 45

a) Perioden, b) sieben c) Protonenzahl, Ordnungszahl d) Platz (2) e) steigt

Aufgabe 47

b) ein Atomkern mit einer bestimmten ProtonenNeutronen-Zusammensetzung

Aufgabe 48

b)

Aufgabe 49

b) nein

Aufgabe 50

a) verschiedenen Isotopen

Aufgabe 51

b) ein Neutron mehr als das Isotop 14N

275

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertfünfundsiebzig |

Aufgabe 52

c) aus drei Isotopen

Aufgabe 53

a) Protium, b) Sie haben eigene Namen und Symbole.

Aufgabe 55

b) hat keinen Einfluss auf ihr chemisches Verhalten, c) gleich

Aufgabe 56

a), d), e), g)

Aufgabe 57

a) 1H, c) 3H

Aufgabe 59

Reinelemente: 197Au, 9Be, 23Na, 19F, 127I Mischelemente: 7Li, 6Li, 3He, 4He, 10B, 11B

Aufgabe 60

1. d), 2. b), 3. a), 4. c)

Aufgabe 61

1. c), 2. a), 3. b), 4. d)

Aufgabe 62

a) 10B  19,8 %; b) 11B  80,2 %

Aufgabe 63

zu 98,89 % aus 12C-Atomen, zu 1,11 % aus 13C-Atomen

Aufgabe 64

a) die Isotopenhäufigkeit, b) das Isotopenverhältnis, c) die Isotopensignatur

7

276

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsechsundsiebzig |

7

Aufgabe 65

1. c), 2. b), 3. a), 4. d)

Aufgabe 66

a) Atome mit gleicher Protonenzahl gehören zum selben Element. b) Sie können sich (aber) in ihrer Neutronenzahl (aber) unterscheiden. c) Man nennt Atome eines Elements mit ungleicher Neutronenzahl Isotope. d) Man unterscheidet mit Hilfe der Massenzahl Isotope. e) Die meisten Isotope sind und zerfallen. f) Die Isotopenhäufigkeit ist bei den radioaktiv natürlichen Elementen konstant. g) Von den 118 Elementen bestehen 96 aus mehreren Isotopen.

Aufgabe 67

a) unterscheiden, b) Namen, c) Ausnahme, d) Isotope, e) Atommasse, f) Reaktionsgeschwindigkeit g) kommt

Aufgabe 68

Aufgabe 70

1. b) hoch / niedrig

2. d) stabil / instabil

3. c) doppelt / einfach

4. e) schnell / träge

5. f) konstant / variiert

6. a) einerseits / andererseits

Elements, Nukleonen, Kernbindungsenergie

277

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsiebenundsiebzig |

Aufgabe 71

Masse der Nukleonen + Masse der Elektronen – Kernbindungsenergie _________________________ = Atommasse

Aufgabe 72

hält die Nukleonen im Kern zusammen, Verlust an Masse,

Aufgabe 73

Massendefekt

a) absolute Atommasse, A, unpraktisch; b) relative Atommasse, Ar, praktisch

Aufgabe 74

a) Verlust, b) angeben, c) Definition, d) Zusammensetzung

Aufgabe 76

b) Atommasseneinheit

Aufgabe 77

b) 1/12 M(12C)

Aufgabe 78

a) etwas größer als die Massenzahl

Aufgabe 79

a) Protonen und Neutronen b) Elektronen c) Massendefekt

7

278

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertachtundsiebzig |

7

Aufgabe 81

b) die relative Atommasse

Aufgabe 82

a) 12 u, b) 12,01 u, c) 12,01 u, d) Ar(12C) = 12 u

Aufgabe 83

a) 3, b) 4

Aufgabe 84

a) eindeutiger Wert

Aufgabe 85

a) hält zusammen, b) verlust, c) absolute, d) unpraktisch, e) eingeführt, f) Formelzeichen, g) entspricht, h) relativen, i) gibt … an, j) Durchschnittswert

Aufgabe 86

a) der Massenverlust b) der Mittelwert = der Durchschnitt c) die Größe = die Maβeinheit, der Wert d) die relative Atommasse = die durchschnittliche/ mittlere Atommasse

Aufgabe 88

b) die Atomhülle

Aufgabe 89

b) denn die Elektronen stoßen sich ab

279

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertneunundsiebzig |

Aufgabe 91

a) Hauptschalen und Unterschalen c) Hauptenergieniveaus und Unterniveaus

Aufgabe 92

a) zwischen den Hauptschalen

Aufgabe 94

Aufgabe 95

b) Man sieht die Unterschalen nicht. c) Es ist zweidimensional. d) Man sieht die Elektronenverteilung nicht.

Aufgabe 96

a)

b) 2, c) 2 (+ 2 Elektronen auf der K-Schale), d) Helium

7

280

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertachtzig |

7

Aufgabe 97

32

Aufgabe 98

1. b), 2. d), 3. a), 4. e), 5. c)

Aufgabe 99

a) 2, b) 3, c) 4

Aufgabe 100

8 Elektronen

Aufgabe 102

a) gleich viele Schalen

Aufgabe 103

a) 1, b) 2, c) 3

Aufgabe 104

a) Das ist richtig. c) Aus diesem Grund verhalten sie sich chemisch gleich.

Aufgabe 105

1. a), 2. d), 3. c), 4. e), 5. b)

Aufgabe 107

a) Elektronenverteilung b) Elektronendichte c) Wahrscheinlichkeit d) Quantenzahlen

281

7 Lösungsschlüssel

| zweihunderteinundachtzig |

Aufgabe 108

a) Schale, b) Orbital

Aufgabe 109

1. a), 2. b), 3. a), 4. a)

Aufgabe 110

Form, Größe, Ausrichtung, Quantenzahlen

Aufgabe 111

Hauptquantenzahl n

7

So groß wie die Schalen …

n=1

K

n=2

K+L

n=3

K+L+M

n=4

K+L+M+N

Aufgabe 112

a) 1s-Orbital, b) 5s-Orbital

Aufgabe 114

1. a), 2. c), 3. a), 4. d)

Aufgabe 116

a) 2s, b) 3p

Aufgabe 117

a) 3p, b) 4s

Aufgabe 118

a) 3s-Orbital, d) 4s-Orbital

Aufgabe 119

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d

282

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertzweiundachtzig |

7

Aufgabe 120

a) 3

Aufgabe 121

a) Form, Typ, b) Größe, Energie c) Hauptquantenzahl, d) energieärmsten, p-Orbital

Aufgabe 122

1. c), 2. a), 3. b)

Aufgabe 124

3 Haupt- und 3 Nebenachsen

Aufgabe 125

1. a), 2. b)

Aufgabe 126

c) die Ausrichtung eines Orbitals

Aufgabe 127

Orientierungsquantenzahl

Aufgabe 128

kugelsymmetrisch

Aufgabe 129

2l + 1

Aufgabe 130

a) 3, b) 5, c) 9

Aufgabe 131

a), d), e), f)

283

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertdreiundachtzig |

Aufgabe 132

1. b), 2. c), 3. a)

Aufgabe 134

1. b), 2. a)

Aufgabe 135

a), d)

Aufgabe 136

a) verhalten, b) ausbreiten, c) der Charakter

Aufgabe 138

Energie

Aufgabe 139

wirkt der Coulomb-Anziehung des Kerns entgegen

Aufgabe 140

Bewegungsenergie, Geschwindigkeitsenergie

Aufgabe 141

1. a), 2. b)

Aufgabe 142

b), c)

Aufgabe 144

aus der potentiellen und kinetischen Energie

Aufgabe 145

von seinem Abstand zum Atomkern

7

284

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertvierundachtzig |

7

Aufgabe 146

1. die potentielle Energie 2. Sie wird höher. 3. Ihre potentielle Energie ist am geringsten. Die potentielle Energie nimmt von Schale zu Schale schneller zu als die kinetische Energie. 4. Wegen der Coulomb-Abstoßung

Aufgabe 147

der energieärmste

Aufgabe 148

a) die Zunahme,

b) die Abnahme

c) die Bewegung,

d) die Drehung

Aufgabe 150

1. b), 2. a)

Aufgabe 151

die Energiezustände der Elektronen beschreiben und sie so voneinander unterscheiden, den wahrscheinlichen Aufenthaltsort eines Elektrons bestimmen

Aufgabe 152

Drehimpulszahl

Aufgabe 153

a) s-Elektronen, b) p-Elektronen, c) d-Elektronen, d) f-Elektronen

Aufgabe 154

b)

285

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertfünfundachtzig |

Aufgabe 155

Rotation

Aufgabe 156

Sie ist gleich oder ungleich ihrer Rotationsrichtung um die eigene Achse.

Aufgabe 157

Spin-up, Spin-down

Aufgabe 158

a) paralleler Spin b) Spin-down, antiparalleler Spin

Aufgabe 159

1. e), 2. a)

Aufgabe 160

a) rotiert b) Spinrichtung, Elektronenpaars, minimiert, Abstoßung c) feststellen

Aufgabe 162

a), d)

Aufgabe 163

b) im Grundzustand

Aufgabe 164

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d

7

286

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsechsundachtzig |

7

Aufgabe 165

Grundzustand

Aufgabe 167

a) Keine zwei Elektronen in einem Atom können für alle vier Quantenzahlen dieselben Werte haben. b) 1. Spinrichtung, 2. zwei Elektronen, zwei

Aufgabe 169

a), d), e)

Aufgabe 170

b), c), f)

Aufgabe 171

entartete, Hund, parallelen, Abstoßung

Aufgabe 173

Elektronenkonfiguration

Aufgabe 174 Hauptquantenzahl

Anzahl der Elektronen

3p5 Orbitaltyp

Aufgabe 175

1. a), 2. e), 3. i)

Aufgabe 176

a)

287

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsiebenundachtzig |

Aufgabe 177

a) 17,

Aufgabe 178

parallelem

Aufgabe 179

1. a), 2. d), 3. b), 4. d)

Aufgabe 180

1. 1s2 2s2 2p1

b) 1

2. 1s2 2s2 2p5 3. 1s2 2s2 2p6 3s1

Aufgabe 181

a) zuerst 4s, dann 3d b) zuerst 5s, dann 4d c) zuerst 6s, dann 4f usw.

Aufgabe 182

Das 4s-Orbital ist energieärmer.

Aufgabe 183

Li [He] 2s1

Aufgabe 184

b), d)

7

288

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertachtundachtzig |

7

4 Chemische Bindungsarten Aufgabe 1

a) He, Ar, Kr, Ne b) F2, O2, CuS, CaCl2

Aufgabe 2

a) ideale Elektronenkonfiguration

Aufgabe 3

a) 1s2, c) 2s22p6 b) 2s2 auch, aber nur bei Wasserstoff und Helium

Aufgabe 4

Edelgaskonfiguration

Aufgabe 5

Valenzelektronen

Aufgabe 6

a) 1, b) 3

Aufgabe 7

Edelgasregel

Aufgabe 8

Hauptgruppenelemente erreichen mit 8 Valenzelektronen den Edelgaszustand.

Aufgabe 9

Die Oktettregel, 8-Elektronen-Regel

Aufgabe 10

Wasserstoff und Helium

Aufgabe 11

Edelgaszustand

289

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertneunundachtzig |

Aufgabe 12

das d-Orbital

Aufgabe 13

die 18-Elektronen-Regel

Aufgabe 14

1. b), 2. e), 3. a), 4. d), 5. c)

Aufgabe 16

ein Molekülorbital

Aufgabe 17

von zwei s-Orbitalen

Aufgabe 18

Nicht-Metalle

Aufgabe 19

b) Das ist falsch.

Aufgabe 20

b) Elektronenpaarbindung

Aufgabe 21

a)

freies Elektronenpaar

7

freies Elektronenpaar

bindendes Elektronenpaar

bindendes Elektronenpaar

b) Nicht-Metallen c) 4 Elektronenpaare

290

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertneunzig |

d) 2 davon sind freie Elektronenpaare,

7

2 bindende Elektronenpaare. e) 8 Elektronen f) 2 Elektronen g) Edelgaskonfiguration

Aufgabe 22

b) die Coulomb-Anziehung

Aufgabe 23

• •B•

Aufgabe 24

Aufgabe 25

• •C• •

• • N‫׀‬ •

•

_

‫׀‬O‫׀ ׀‬F•

•

¯

Cl2

Cl-Atom I

O2

O-Atom: II

NH3

Cl-Atom: III

H-Atom: I

H2S

S-Atom: II

H-Atom: I

zweibindig, Energiezufuhr, leeres, angeregten, Hybridorbitale, vierbindig

Aufgabe 26

a) halb besetzt b) nicht-bindendes Elektronenpaar, auch: einsames Elektronenpaar c) Kombination

291

7 Lösungsschlüssel

| zweihunderteinundneunzig |

Aufgabe 27

a) die Anregung,

b) die Anordnung,

c) die Mischung,

d) die Energiezufuhr

Aufgabe 28

sp3-Hybridisierung

Aufgabe 29

1. Fluor, 2. Sauerstoff, 3. Chlor, 4. Stickstoff, 5. Brom

Aufgabe 30

1. Francium, 2. Cäsium, 3. Rubidium, 4. Kalium und Radium

Aufgabe 31

1. b) niedriger, 2. a) höher

Aufgabe 32

b) Diese Elemente waren noch nicht bekannt.

Aufgabe 33

a) null, b) ca. 1,2, c) 0,76, d) ca. 0,86

Aufgabe 34

a) unpolar, b) polar, c) Elektronegativität, Elektronendichte, d) Partialladungen, e) Pole, Plus, g) Polarität, räumlichen

Aufgabe 35

c) Metallen und Nicht-Metallen

Aufgabe 36

a) sehr hoch, über 1,7

7

292

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertzweiundneunzig |

7

Aufgabe 37

b) überträgt ein Atom Valenzelektronen auf seinen Reaktionspartner

Aufgabe 38

a) Abgabe, b) übertragen, c) übergehen

Aufgabe 39

1. b), 2. a)

Aufgabe 40

1. a), c); 2. b), c)

Aufgabe 41

1. a), 2. b)

Aufgabe 42

1. d), 2. b), 3. a), 4. c)

Aufgabe 43

1. b), d); 2. a), c)

Aufgabe 44

Der Ionenradius bezeichnet den Radius eines Atoms im ionisierten Zustand.

Aufgabe 45

b) nur experimentell bestimmen

Aufgabe 46

b) unterscheiden sich von Quelle zu Quelle

Aufgabe 47

1. b), 2. a)

293

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertdreiundneunzig |

Aufgabe 48

1. a), 2. b), 3. c), 4. d)

Aufgabe 49

effektive Kernladung

Aufgabe 50

a)

Aufgabe 51

Sie nimmt ab.

Aufgabe 52

1. b), h); 2. d), f); 3. a), i); 4. e), g); 5. c), j)

Aufgabe 53

vergrößert

Aufgabe 54

1. b), 2. b)

Aufgabe 55

a) Ionisierungsenergie, effektive, Abstoßung, Protonenüberschuss, Anziehung b) Bindungspartners, benötigt

Aufgabe 56

a) die Coulomb-Anziehung

Aufgabe 57

b) am niedrigsten

7

294

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertvierundneunzig |

7

Aufgabe 58

1. Sie haben einen gröβeren Atomradius. 2. Die effektive Kernladung ist geringer. Die Elektronen sind weniger stark an den Kern gebunden.

Aufgabe 59

Mn4+-Ion

Aufgabe 60

Als Na+-Ion hat Natrium die Edelgaskonfiguration.

Aufgabe 61

b), denn Calcium hat einen viel gröβeren Ionenradius als Beryllium.

Aufgabe 62

1. Entfernung, 2. abspalten

Aufgabe 63

b) eine stärkere Ionenbindung

Aufgabe 64

a) die Halogene, c) die Alkalimetalle

Aufgabe 65

a) einfach, b) zweifach, c) zweifach, d) einfach

Aufgabe 66

a) für die Leerung der d-Orbitale

Aufgabe 67

großem

Aufgabe 68

mehratomig

295

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertfünfundneunzig |

Aufgabe 69

b) sehr vielen Natrium- und Chlorid-Ionen

Aufgabe 70

Ionengitter

Aufgabe 71

Elementarzellen

Aufgabe 72

entgegengesetzte, ungerichtet

Aufgabe 73

Koordinationszahl

Aufgabe 74

1. 17, 18 2. 13, 14, 15, 16 3. 2

Aufgabe 75

reaktionsfähig

Aufgabe 76

1. a), 2. b)

Aufgabe 77

1. Magnesium und Beryllium, 2. heftig, 3. Beryllium, 4. höher

Aufgabe 78

a) Magnesium, b) Natrium, c) Aluminium

Aufgabe 79

a) geringen, b) Definition, c) Grenzgröβe, d) Basis

7

296

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsechsundneunzig |

7

Aufgabe 80

a) Folgende, b) Silber, Quecksilber, Gold, Sauerstoff , d) schwach

Aufgabe 81

positiv geladenen Metall-Kationen, delokalisierten Elektronen, Elektronengasmodell, Elektronengas, Elektronenwolke, Fermigas, Volumen, ungerichtet

Aufgabe 82

Metall-Kation, Metallatom

Aufgabe 83

quasi-frei

Aufgabe 84

maximal 12

Aufgabe 85

den gleichen Atomradius und die gleiche Bindungsstärke

Aufgabe 86

Temperaturniveau, Druck, polymorph

Aufgabe 87

dicht, Schichten, Lücken

Aufgabe 88

Raumerfüllung

Aufgabe 89

c) A-B-C-D-A-B-C-D…

297

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertsiebenundneunzig |

Aufgabe 90

Größe

Aufgabe 91

Hauptgruppenmetallen, Nebengruppenmetallen, Übergangsmetalle, d-Elektronen, ausbilden, Bindungspartner

Aufgabe 92

b) Zu den schwachen Bindungen

Aufgabe 93

der Polarisierbarkeit aller Atome

Aufgabe 94

b) zweitstärkste

Aufgabe 95

a) gerichtet

Aufgabe 96

die (London’schen) Dispersionskräfte

Aufgabe 97

auf der Polarisierbarkeit alles Atome

Aufgabe 98

a) ihrer Größe, b) ihrer Gestalt

Aufgabe 99

b) schwächer als die Dipol-Dipol-Kraft

Aufgabe 100

a) zwischen allen Molekülen

7

298

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertachtundneunzig |

7

Aufgabe 101

Dipol-Dipol-Bindung, positivierten, negativierten

Aufgabe 102

a) stärkste

Aufgabe 103

a) Dipol-Dipol-Kräfte, b) Dispersionskräfte (auβer bei kugelsymmetrischen Teilchen), c) die Wasserstoffbrückenbindung

Aufgabe 104

a) temporärer Dipol, c) induzierter Dipol

Aufgabe 105

permanenter Dipol

5 Chemische Reaktionen Aufgabe 1

1. a), 2. b)

Aufgabe 2

a) r, b) r, c) r, d) f, e) f,

Aufgabe 3

1. b), 2. a), 3. c)

Aufgabe 4

1. b), 2. c), 3. a)

f) r

299

7 Lösungsschlüssel

| zweihundertneunundneunzig |

Aufgabe 5

Formelgleichung: Ausgangs- und Endstoffe, Mengen- und Atomverhältnis, Aggregatzustand der Stoffe, elektrische Ladungen Gleichung mit Strukturformeln: Ausgangs- und Endstoffe, Mengen- und Atomverhältnis, Verknüpfungsstellen, freie Elektronen, freie Elektronenpaare, elektrische Ladungen, elektrische Teilladungen

Aufgabe 6

Stoffen, reagieren, Bindungen, bilden, Strukturformeln, Reaktionsgleichung, Stoffmengen, qualitative, Formelgleichungen

Aufgabe 7

a) Kupfer reagiert mit Schwefel zu Kupfersulfid. b) Lithium reagiert mit Chlor zu Lithiumchlorid. c) Silber reagiert mit Brom zu Silberbromid. d) Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid. e) Calcium reagiert mit Wasserstoff zu Calciumhydrid.

Aufgabe 8

a) Blei verbindet sich mit Sauerstoff zu Bleioxid. b) Titan verbindet sich mit Wasserstoff zu Titandihydrid. c) Eisen und Schwefel reagieren zu Eisensulfid. d) Schwefel und Quecksilber reagieren zu Quecksilbersulfid.

7

300

7 Lösungsschlüssel

| dreihundert |

7

Aufgabe 9

1. c), 2. a), 3. b)

Aufgabe 10

a) die, b) der, c) der, d) der, e) die, f) das, g) die, h) der, i) die, j) das

Aufgabe 11

a) Analyse, b) Synthese, c) einfache Umsetzung, doppelte Umsetzung

Aufgabe 12

a) die, b) die, c) die, d) die, e) das, f) die

Aufgabe 14

Oxidation: b) Elektronenabgabe Reduktion: c) Elektronenaufnahme

Aufgabe 15

b) Reduktion, c) Oxidation

Aufgabe 16

1. a), c); 2. b), d)

Aufgabe 17

1. b), c); 2. a), d); 3. a), d); 4. b), c)

Aufgabe 18

endothermen, anzünden, erhitzen, Aktivierungsenergie

Aufgabe 20

Energiegewinnung und Energiespeicherung

301

7 Lösungsschlüssel

| dreihunderteins |

Aufgabe 21

a), c), d), f)

Aufgabe 22

a), b)

Aufgabe 23

1. c), 2. d), 3. b), 4. a)

Aufgabe 24

a), c)

Aufgabe 25

b), c)

Aufgabe 26

a) f, b) r, c) f

Aufgabe 27

a) Aktivierungsenergie b) Man muss die Ausgangsstoffe zuerst anzünden oder erhitzen. c) Sie setzen aber auch Energie in Form von Wärme oder Licht frei. d) Aktivierungsenergie e) Oxidation f) Wärmeenergie

Aufgabe 28

a), b), c), d), e)

7

302

7 Lösungsschlüssel

| dreihundertzwei |

7

Aufgabe 29

a), c)

Aufgabe 30

a) r, b) f, c) f, d) r, e) r

Aufgabe 31

a) 0, b) 0, c) S–2, d) C+4 / O–2, e) N–3 / H+1, f) Cl–3 / F–1, g) Al–+3 / O–2, h) Na+1 / N+5 / O–2

Aufgabe 32

a) r, b) r, c) f, d) f, e) f, abgeben! f) f

Aufgabe 33

c) beides

Aufgabe 34

a) vor der Formel BrI b) unter dem Symbol für Chlor c) vor der Formel H2O

Aufgabe 35

Stimmen die Koeffizienten? a) r, b) r, c) f, d) r, e) r

Aufgabe 36

a) N2 + 3 H2

 2 NH3

b) N2O + H2

 N2 + H2O

c) 3 Fe + 4 H2O  Fe3O4 + 4 H2 d) 2 Al + Fe2O3  2 Fe + Al2O3 e) CS2 + 2 H2O  CO2 + 2 H2S

303

7 Lösungsschlüssel

| dreihundertdrei |

Aufgabe 37

a) S2 + 3 O2  2 SO3, b) 2 N2 + 3 O2  2 N2O3, c) C + CO2  2 CO

Aufgabe 38

a) Oxidation: Reduktion: b) Oxidation: Reduktion: c) Oxidation: Reduktion: d) Oxidation: Reduktion:

Aufgabe 39

H2  H2 + 2 e– C + 4 e–  CH4 H2  H2 + 2 e– Cu2O + 2 e–  2 Cu Na  NaCl + e– CaCl2 + 2 e–  Ca C  CO2 + 4 e– Fe2O3 + 6 e–  Fe

Durch das Aufstellen der Teilreaktionen kann man den Elektronendonator und -akzeptor besser identifizieren.

6 Säuren und Basen Aufgabe 1

a) dissoziiert, b) werden solvatisiert

Aufgabe 2

a) r, b) f, c) r, d) r, e) f

Aufgabe 3

a) die gelöste Substanz, b) das Lösungsmittel

Aufgabe 4

a) hydratisieren, b) solvatisieren, c) dissoziieren

7

304

7 Lösungsschlüssel

| dreihundertvier |

7

Aufgabe 5

negativ geladene Teilchen (Säurerest) und Protonen

Aufgabe 6

Sehr starke Säuren dissoziieren in Lösungen vollständig.

Aufgabe 7

Säuren geben in Lösungen ein oder mehrere Protonen ab.

Aufgabe 8

a) HCl, b) HBr, c) HI, d) HClO3, e) HClO4, f) HNO3, g) H2SO4

Aufgabe 9

Sie nimmt Protonen auf.

Aufgabe 10

Starke Basen protonieren vollständig.

Aufgabe 11

Basen führen bei ihrer Dissoziation zu einer Erhöhung der OH-Konzentration.

Aufgabe 12

in Metall-Kationen

Aufgabe 13

a) Base OH–, b) Base CN–, c) Base NH3 d) Base HS–, e) Base Br–

Aufgabe 14

konjugiertes Säure-Base-Paar

Aufgabe 15

Neutralisation

305 | dreihundertfünf |

Abbildungsverzeichnis

Alle Abbildungen stammen von Uğur Tunca und der Autorin.

Abbildung 1.1: Das Periodensystem der Elemente .....................................

5

Abbildung 1.2: Die Hauptgruppen im Periodensystem der Elemente ........

10

Abbildung 1.3: Die Nebengruppen im Periodensystem der Elemente ........

15

Abbildung 2.1: Die Trivialnamen einiger wichtiger Verbindungen ...........

43

Abbildung 3.1: Die ersten vier Schalen eines Atoms. Derzeit sind Atome mit maximal 7 Schalen bekannt. Man findet sie in der 7. Periode des PSE ..............................................

91

Abbildung 3.2: Die Hauptquantenzahl n (n = 1, 2, 3, …) informiert über die Größe eines Orbitals. Der Buchstabe hinter der Zahl informiert über die Form .................................... 101 Abbildung 3.3: Die drei Ausrichtungen des p-Orbitals ............................... 108 Abbildung 3.4: Die Besetzung der drei p-Orbitale. Die Elektronen besetzen die entarteten Orbitale zuerst einzeln ( = paralleler Spin), also ein Orbital nach dem anderen ... 129 Abbildung 4.1: Die Überlappung zweier s-Orbitale ................................... 150 Abbildung 4.2: Die Überlappung zweier p-Orbitale ................................... 151 Abbildung 4.3: Die Hybridisierung von Kohlenstoff ................................. 156 Abbildung 4.4: Die Elektronegativitätswerte der Hauptgruppenelemente .. 162 Abbildung 4.5: Das Ionengitter von Natriumchlorid .................................. 183 Abbildung 4.6: Die Einteilung der Elemente in Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle ................................................................. 186

© Springer Fachmedien Wiesbaden GmbH, ein Teil von Springer Nature 2019 S. Sagman, Einführung in die Allgemeine Chemie, https://doi.org/10.1007/978-3-658-26417-8