Chemie: 8. Klasse

Stoffe und Reaktionen

Stoffe und Stoffeigenschaften

Um Stoffe beschreiben zu können, werden verschiedene Möglichkeiten genutzt. So nutzte und nutzt man unter anderem folgende Varianten, wobei der Geschmack nur früher geprüft wurde!

• Aussehen wie Farbe, Oberflächenglanz, Kristallform usw.
• Verformbarkeit (spröde, biegsam, elastisch)
• Geruch (stechend, angenehm)
• Geschmack (süß, sauer, salzig, bitter)

Wichtig dabei ist, dass der Geruch – sofern es erlaubt ist – nur geprüft wird, indem man sich den Geruch leicht „zufächelt“ und nicht direkt an dem zu prüfenden Stoff riecht. Den Geschmack prüft man keinesfalls!

Zustands- und Übergangsformen von Stoffen

Zu den bereits erwähnten Beschreibungsmöglichkeiten tritt die Beschreibung des Stoffzustands. Stoffe können fest, flüssig oder gasförmig vorliegen (weiterhin gibt es den Plasmazustand). Diese Formen nennt man Aggregatszustände.

Den Übergang von fest zu flüssig nennt man dabei Schmelzen, umgekehrt spricht man von Erstarren. Der Wandel zwischen flüssig und gasförmig heißt Verdampfen oder Verdunstung bzw. Kondensation. Wird ein fester Stoff gasförmig, liegt eine Sublimation vor. Der gegengesetzte Vorgang ist die Resublimation.

Stoffgemische und Reinstoffe

Nicht einheitlich aufgebaute Mischungen werden als heterogen (Suspension, Emulsion, Nebel, Rauch, etc.), einheitlich aufgebaute Mischungen als homogen (Lösung) bezeichnet. Zur Nutzung oder genaueren Erforschung der Stoffe ist deren Entmischung ein erstes Ziel. So kommt man vom Stoffgemisch zum Reinstoff.

Kenneigenschaften von Reinstoffen

Ein Reinstoff besitzt bestimmte Kenneigenschaften. Mit ihnen kann man den Reinstoff genau bestimmen.

Dichte

Die Dichte $ ρ $ (rho) ist der Quotient aus der Masse m und dem Volumen V eines Stoffes. Sie ist abhängig von Druck und Temperatur. Angegeben wird die Dichte in Gramm (g) pro Kubikzentimeter (cm³). Zum Beispiel hat Wasser bei einem Kubikdezimeter eine Masse von einem Kilogramm:

Siedetemperatur

Die Siedetemperatur eines Stoffes ist abhängig vom Druck. Deshalb beziehen sich die Angaben – soweit nichts anderes angegeben ist – auf den Normaldruck $ p_0 $ (Luft) = 1013 hPa (Hektopascal).

Schmelztemperatur

Die Schmelztemperatur ist ebenso abhängig vom Druck, weshalb auch hier der Normaldruck als Bezugspunkt gilt.

Zu beachten ist, dass nur Reinstoffe Siede- und Schmelzpunkte haben. Gemische haben stattdessen Schmelz- und Siedebereiche.

Die chemische Reaktion

Die Zersetzung von Wasser

Möchte man Wasser zersetzen, verwendet man den sogenannten Hoffmann´schen Zersetzungsapparat (siehe Abbildung rechts).

Nach Anlegen einer Gleichspannung an den Apparat kann man beobachten, wie Gasbläschen an den Elektroden aufsteigen. Außerdem entsteht am Minuspol die doppelte Gasmenge gegenüber dem Pluspol.

Dies lässt sich dadurch erklären, dass beim Anlegen der Spannung der Reinstoff Wasser in zwei neue Reinstoffe mit neuen Eigenschaften zerlegt bzw. zersetzt wird.

Nachweisreaktionen

Kathode (Minuspol): Das Gas im Kathodenraum wird durch die positive Knallgasprobe als Wasserstoffgas nachgewiesen.

Anode (Pluspol): Das Gas im Anodenraum wird durch die positive Glimmspanprobe als Sauerstoffgas nachgewiesen.

Reaktionsgleichung

Die Zersetzung des Wassers kann man auch als Reaktionsgleichung darstellen. Hierfür steht auf der linken Seite das Wasser, das der Ausgangsstoff ist (Edukt), und auf der rechten Seite der Wasserstoff und der Sauerstoff, die zusammen die Produkte dieser Reaktion darstellen:

Die Zersetzung folgt hierbei durch Zufuhr von elektrischer Energie.

Man unterscheidet:

• Reinstoffe, die sich chemisch weiter zerlegen lassen, heißen Verbindungen.
• Reinstoffe, die sich chemisch nicht weiter zerlegen lassen, heißen Elemente.

Typen von Reaktionen

Analyse und Synthese

Allgemein: Eine Verbindung lässt sich durch chemische Reaktionen in ihre Elemente zerlegen. Diesen Vorgang nennt man Analyse. Die Bildung einer Verbindung mit mehreren Elementen wird als Synthese bezeichnet.

Prinzipiell sind alle chemischen Reaktionen umkehrbar. Dies kann man gut an der Knallgasprobe erkennen. Während beim Hoffmann´schen Zersetzungsapparat das Wasser zerlegt wird, wird hier der Wasserstoff mit dem Sauerstoff zu Wasser synthetisiert.

Umsetzung

Neben der Analyse und der Synthese gibt es noch die Reaktionsform der Umsetzung. Hier wird ein Element 1 mit einer Verbindung 1 zu einem Element 2 und einer Verbindung 2 umgesetzt.

Was damit genau gemeint ist, kann man an folgender Reaktionsgleichung gut erkennen: Magnesium (Element 1) reagiert mit Wasser (Verbindung 1). Als Produkte erhält man Wasserstoff (Element 2) und Magnesiumoxid (Verbindung 2).

Energetische Betrachtung von Reaktionen

Allgemeines

Ein weiterer wichtiger Aspekt bei Reaktionen ist, ob die Reaktion Energie benötigt oder ob dabei Energie frei wird. Es gibt folgende Möglichkeiten:

• Reaktionen, die nur ablaufen, wenn ständig genug Energie zugeführt wird, nennt man endotherme Reaktionen.
• Reaktionen, bei denen ein Zündfunke reicht und dann Energie freigesetzt wird, nennt man exotherme Reaktionen.
• Umsetzungen können entweder endotherm oder exotherm verlaufen.

Betrachtet man nochmals die oben bereits besprochenen Reaktionen, kann man einen wichtigen Unterschied feststellen. Stellt man die Zufuhr der elektrischen Energie ab, bilden sich keine Gase mehr. Die Analyse von Wasser ist damit endotherm. Bei der Knallgasprobe – also der Synthese von Wasser – reicht ein Funke aus, dass der Wasserstoff mit dem Sauerstoff reagiert.

Beispiele aus der Biologie

Bei der Zellatmung gewinnen wir in einer exothermen Reaktion Energie, indem wir Traubenzucker und Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid und Wasser „verarbeiten“. Die Umkehrung hiervon, die Photosynthese, verläuft dagegen endotherm.

Teilchenstruktur der Materie

Das Kugelteilchenmodell

Im Laufe der Zeit wandelte sich das Bild, wie die Materie aufgebaut ist:

Demokrit (ca. 460 - 360 v. Chr.): griech. Philosoph

Demokrit ging davon aus, dass Stoffe aus unsichtbaren kleinsten Teilchen bestehen, die nicht mehr teilbar sind, die sogenannten Atome (von griech. atomos = unteilbar).

Dalton (1766 - 1844): englischer Naturwissenschaftler

Nach Dalton galt folgendes:

• Stoffe bestehen aus submikroskopisch kleinen kugelförmigen Teilchen.
• Die kleinsten Teilchen eines Reinstoffes sind untereinander gleich (Masse, Größe).
• Kleinste Teilchen verschiedener Reinstoffe unterscheiden sich.
• Kleinste Teilchen eines Stoffes haben (oberhalb des absoluten Nullpunktes) eine Eigenbewegung (wodurch eine Diffusion entsteht)

Der absolute Nullpunkt ist dabei die tiefste Temperatur, die theoretisch erreicht werden kann. Sie beträgt 0 K (Kelvin), was – 273°C entspricht. Daraus folgt auch, dass 0°C einem Wert von 273 K entspricht.

Kugelteilchenmodell und Aggregatzustand

Die verschiedenen Aggregatszustände (fest, flüssig, gasförmig und gelöst) werden zur Vereinfachung abgekürzt.

Chemische Formelsprache

Die Elementsymbole leiten sich aus den Anfangsbuchstaben der lateinischen bzw. griechischen Namen der Elemente ab.

Um Verwechslungen zu vermeiden, bekommen gleichbeginnende Elementsymbole einen zweiten Buchstaben, der klein geschrieben wird.

• C = Kohlenstoff
• Ca = Calcium
• Ce = Cer

Wertigkeit und Formel

Ein Element kann sich mit einer bestimmten Anzahl anderer Elemente verbinden. Diese Anzahl nennt man Wertigkeit (oder Bindefähigkeit/Bindigkeit) des Elements. Man gibt sie mit römischen an. So ist Wasserstoff (H) stets einwertig. Es besitzt daher die Wertigkeit I.

Die Wertigkeit der anderen Elemente ergibt sich aus der Anzahl der Wasserstoffatome, die ein Atom des betreffenden Elements in einer Verbindung zu binden oder zu ersetzen vermag. So erhält Sauerstoff die Wertigkeit II, weil es zwei Wasserstoffatome binden kann (H₂O = Wasser).

Wertigkeit und Periodensystem der Elemente (PSE):

Aufstellen einer chemischen Reaktionsgleichung

Um die Synthese von Wasser aus Wasserstoff und Sauerstoff in einer Reaktionsgleichung darzustellen, geht man wie im Folgenden vor.

1. Man erstellt zunächst eine unvollständige Formelgleichung.
   $$ \mathrm{H_2 \: + \: O_2 \: \rightarrow \: H_2O} $$
2. Danach stellt man die Gleichung durch Einfügen von Koeffizienten richtig, sodass auf jeder Seite die gleiche Anzahl von Atomen auf beiden Seiten steht.
   $$ \mathrm{{\color{Red} 2}\,H_2 \: + \: O_2 \: \rightarrow \: {\color{Red} 2}\,H_2O} $$

Es ist folgendes zu beachten: Manche Verbindungen sind immer biatomar, d.h. sie liegen nicht alleine vor: H₂ (Wasserstoff), N₂ (Stickstoff), O₂ (Sauerstoff), F₂ (Fluor), Cl₂ (Chlor), Br₂ (Brom), I₂ (Iod).

Vorangestellte Zahlen heißen Koeffizienten und tiefgestellte Indices (Sg. Index).

Atombau und Periodensystem

Ladung und geladene Teilchen

Stoney (engl. Physiker) 1891

Die Träger der negativen elektrischen Ladungen sind Teilchen, die sogenannten Elektronen. Die Ladung eines Elektrons heißt negative Elementarladung. Symbol für das Elektron ist e^–. Die Träger der positiven Ladungen heißen Protonen; sie tragen eine positive Elementarladung. Symbol für das Proton ist p⁺.

Radioaktivität

1897: Becquerel entdeckt die Radioaktivität

Atome eines radioaktiven Elements wandeln sich spontan in Atome eines anderen Atoms um (sie „zerfallen“); dabei tritt Strahlung auf. Es gibt folgende Strahlungsarten:

• α-Strahlen: positiv geladene Heliumteilchen; energiearm
• β-Strahlen: negative Strahlung (Elektronen); energiereich
• γ-Strahlen: sehr energiereiche Röntgenstrahlung

Das Kern-Hülle-Modell

1903 wurde das Thomsonsche Atommodell eingeführt. Nach diesem besteht wird die Masse eines Atoms nur von den Elektronen bestimmt. Um die negative Ladung auszugleichen, gibt es ein gleich verteiltes positives Feld, das masselos ist.

Ernest Rutherford überprüfte diese These mithilfe des Rutherfordschen Streuversuches (siehe rechts). Dabei werden α-Teilchen aus einem radioaktiven Präparat auf eine dünne Goldfolie (0,0005 mm, ≈ 1000 Lagen Goldatomen) „geschossen“; auf einem Leuchtschirm werden die nicht sichtbaren Strahlen sichtbar gemacht.

Dabei kann man beobachten, dass die meisten Strahlen durch die Folie ungelenkt durchdringen, einige abgelenkt und nur wenige Strahlen zurückgeworfen werden.

Daraus konnte Rutherford schließen, dass Atome aus einem massereichen, positiv geladenen und sehr kleinen Kern sowie aus einer (beinahe) masselosen, negativ geladenen und verhältnismäßig riesigen Hülle bestehen. Damit wurde das Thomsonsche Atommodell 1913 abgelöst.

Das Protonen-Neutronen-Kernmodell

Der Physiker Werner Heisenberg sagte 1932: „Der Kern besteht aus zweierlei Elementarteilchen!“ Das sind diese:

• positiv geladene Protonen: p⁺
• ungeladene Neutronen: n

Protonen und Neutronen ergeben zusammen die Nukleonen, die Kernteilchen (lat. nucleus = der Kern). Um die sogenannte Massenzahl oder Nukleonenzahl zu ermitteln, addiert man die Anzahl der Protonen mit der der Neutronen.

Bauteile der Atome

Damit ergibt sich folgende Übersicht über die Bauteile der Atome.1

Isotope

Jedes Element ist durch seine Protonenzahl genau definiert, kann sich aber in der Anzahl der Neutronen unterscheiden. Diese unterschiedlichen Vorkommen eines Elements nennt man Isotope (griech. isotopos = „gleicher Ort“).

Um anzugeben, welches Isotop gemeint ist, wird folgende Schreibweise verwendet, wobei Z gleich der Anzahl der Protonen (und damit der Elektronen, der Kernladungszahl und der Ordnungszahl) und A gleich der Nukleonenzahl ist:

Beispiele

Wasserstoff kann in folgenden Varianten vorliegen

• ¹H = Wasserstoffatom mit 1 Nukleon (1 Proton)
• ²H = Wasserstoffatom mit 2 Nukleonen (1 Proton, 1 Neutron) = Deuterium
• ³H = Wasserstoffatom mit 3 Nukleonen (1 Proton, 2 Neutronen) = Tritium

Kohlenstoff hat diese Isotope:

• ¹²C = normaler Kohlenstoff
• ¹³C = schwerer Kohlenstoff
• ¹⁴C = superschwerer Kohlenstoff (radioaktiv)

Atomhülle – Energie der Elektronen

Die Atomhüllen der Elemente zeigen ein gemeinsames Bauprinzip: Die Elektronen befinden sich gruppiert in bestimmten Abständen vom Kern (= Schalen = Bahnen = Eigenschaften). Elektronen in der Nähe des Kerns sind energieärmer als solche, die sich auf äußeren Bahnen bewegen. Deshalb werden die Schalen von innen nach außen mit Elektronen besetzt.

Die maximale Elektronenzahl z einer Schale kann man mit der folgenden Formel ermitteln, wobei n die Hauptquantenzahl (Schalennummer) ist:

Damit ergibt sich folgende Übersicht über die maximale Elektronenzahl:

Das Periodensystem der Elemente – das PSE

Die Elemente werden nach steigender Protonenzahl in das Periodensystem angeordnet. Die waagrechten Reihen werden als Perioden (= Schalen) bezeichnet, die senkrechten Spalten als Gruppen (= Anzahl der Außenelektronen).

Atome der Elemente einer Gruppe haben dieselbe Zahl an Außenelektronen (= Valenzelektronen). Die Valenzelektronen bestimmen die chemischen Eigenschaften eines Elements.

Edelgase sind sehr reaktionsträge. Sie besitzen alle 8 Valenzelektronen – mit Ausnahme von Helium: Dieses hat 2 Valenzelektronen. Diesen energiearmen Zustand nennt man Edelgaskonfiguration.

Valenz(elektronen)strichschreibweise

Um Atome und ihre Anzahl der Valenzelektronen einfach und übersichtlich anzuzeigen, wird häufig die Valenz(elektronen)strichschreibweise benutzt.

In dieser wird für den Atomrumpf, also den Atomkern und die inneren Elektronen, das Elementsymbol des Atoms geschrieben. Ein Valenzelektron wird als Punkt dargestellt. Zwei Punkte können auch als Strich verbunden werden.

Möchte man zum Beispiel das Lithium-Atom darstellen, wird dies mit $ \mathrm{Li\:\cdot} $ dargestellt. Für Kohlenstoff gibt es die zwei Möglichkeiten $ \mathrm{:\:C\::} $ und $ \mathrm{\mid\:C\:\mid} $.

Der Edelgaszustand

Zu den Edelgasen gehören Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon. Sie sind wie oben bereits beschrieben sehr reaktionsträge. Das liegt daran, dass sie aufgrund ihres Oktettzustands besonders energiearm sind. Deshalb „versuchen“ andere Atome wie Natrium oder Chlor durch Elektronenaufnahme oder -abgabe diesen auch zu erreichen.

Beispiele

Das Chlormolekül nimmt insgesamt zwei Elektronen auf, wodurch beide jeweils acht Valenzelektronen besitzen (davor waren es nur sieben). Hier wurde das Chlor nicht als einzelnes Atom dargestellt, um nochmals zu verdeutlichen, dass das Chloratom bipolar ist.

Das Natriumatom gibt ein Elektron ab, wodurch es nur noch zwei Schalen besitzt. Die zweite besitzt acht Elektronen; dadurch wurde ebenfalls der Edelgaszustand erreicht.

Elektronendonatoren und Elektronenakzeptoren

In einer Reaktion müssen Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme gleichzeitig ablaufen. Es gibt sogenannte Elektronendonatoren („Elektronenabgeber“) und Elektronenakzeptoren („Elektronenaufnehmer“). So ist Natrium ein Elektronendonator, während Chlor ein Elektronenakzeptor ist.

Auf diese Weise kann Natrium mit Chlor zu Natriumchlorid (Speisesalz) reagieren:

Nach Richtigstellung der Indices und Koeffizienten ergibt sich:

Metalle und Nichtmetalle

Metalle geben Elektronen ab. Damit sind sie Elektronendonatoren (z.B. Calcium, Kalium). Nichtmetalle dagegen nehmen (meist) Elektronen auf und sind daher Elektronenakzeptoren (z.B. Stickstoff, Fluor). Bei der Elektronenaufnahme bzw. -abgabe entstehen geladene Teilchen, die sogenannten Ionen, da in einem Atom nicht mehr gleich viele Elektronen und Protonen vorliegen.

Die positiv geladenen Ionen wandern zur Kathode (negativer Pol) = Kationen

Die negativ geladenen Ionen wandern zur Anode (positiver Pol) = Anionen

Wasserstoff – ein Nichtmetall

Vorkommen

• häufigstes Element im Weltall
• auf der Erde gebunden in Form von:
  • Wasser
  • Kohlenwasserstoffe (Erdöl, -gas und Lebewesen, Öle, Fette, etc.)
• in Säuren als Proton H⁺

Gewinnung

• im Labor: Ein unedles Metall reagiert mit Salzsäure, z.B.:
  $$ \mathrm{Zn\,(s) \:+\: 2\,HCl\,(aq) \:\rightarrow\: H_2\,(g) \:+\: ZnCl_2\,(aq)} $$
• technisch durch Reaktion von Methan (CH₄) und Wasser zu Wasserstoff und Kohlenstoffmonooxid
  $$ \mathrm{CH_4\,(g) \:+\: H_2O \:\rightarrow\: 3\,H_2\,(g) \:+\: CO\,(g)} $$

Verwendung

• Raketenantrieb
• Raffinerien

Silicium – ein Halbmetall

Vorkommen

• nicht in reiner Form
• in Gesteinen (z.B. Sandstein, Granit, Quarz, etc.) in Verbindungen als Siliciumdioxid oder Silikate

Gewinnung

Silicium wird durch eine Reaktion von Siliciumdioxid und Kohlenstoff gewonnen.

Verwendung

• Baustoffe: Zement, Mörtel, etc.
• Verbindungen in der Elektronik und bei Solarzellen
• Glas

Alkalimetalle – Hauptgruppenelemente

Gemeinsame Eigenschaften

• niedrige Schmelzpunkte (29 - 180°C)
• weich, leicht, metallisch glänzend
• reagieren sehr leicht mit Sauerstoff bzw. Wasser(-dampf); sie müssen daher unter Luftabschluss (Petroleum bzw. Vakuum) aufbewahrt werden

Abgestufte Eigenschaften

• Dichte: Nimmt von Lithium zu Caesium zu (im PSE von oben nach unten aufsteigend).
• Schmelzpunkt: Nimmt von Lithium zu Caesium ab (im PSE von unten nach oben aufsteigend).
• Reaktivität: Nimmt von Lithium zu Caesium zu (im PSE von oben nach unten aufsteigend).

Reaktion mit Sauerstoff

Die Alkalimetalle reagieren mit Sauerstoff zu weißen, festen Alkalimetalloxiden:

Reaktion mit Wasser

Mit Wasser reagieren Alkalimetalle zu Alkalimetallhydroxiden. Dabei wird Wasserstoff frei. Die Alkalimetallhydroxide reagieren stark basisch und wirken stark ätzend (siehe unter Chemie: 9. Klasse – Säure-Base-Reaktionen für mehr Informationen).

Verwendung

Alkalimetalle werden für verschiedene Dinge genutzt:

• Lithium: Legierung zum Härten von Aluminium, Blei, Magnesium, etc.; Neutronenabsorber in Kernkraftwerken
• Natrium: Straßenlaternen
• Caesium: Bau von Fotozellen und Elektronenröhren

Salze – Ionenverbindungen

Salze sind Ionenverbindungen zwischen Kationen und Anionen.

Bildung eines Salzes

Erhitzt man Natrium in einer Chloratmosphäre, so reagieren sie unter heller Farberscheinung und ein farbloser (weißer), kristalliner Stoff bildet sich. In dieser exothermen Reaktion entsteht ein Salz:

Wie bereits bekannt ist, bedarf es zur Bildung von Ionen (mindestens) einen Elektronendonator und einen -akzeptor. Die Elektronenabgabe erfolgt hier durch das Natrium:

Das Chloratom nimmt das Elektron auf und ist daher der Elektronenakzeptor.

Mithilfe beider Reaktionen ergibt sich die komplette Reaktionsgleichung. Die Elektronen, die auf beiden Seiten vorliegen, können (und sollten) gekürzt werden.

Allgemein: Metalle reagieren mit Nichtmetallen unter Elektronenübergängen zu Kationen und Anionen: diese verbinden sich zu Salzen (Ionenverbindungen).

Beispiel: Reaktion von Aluminium und Sauerstoff

Reagiert Aluminium mit Sauerstoff, bildet sich Aluminiumoxid. Im Folgenden wird nochmals Schritt für Schritt erklärt, wie man auf die Reaktionsgleichung kommt.

Zunächst ermittelt man, wie die Elektronenabgabe abläuft. Ist ein Metall vorhanden, fungiert es als Elektronendonator fungieren. Das Aluminium wird – da es die Wertigkeit III besitzt – drei Elektronen abgeben:

Danach ist die Elektronenaufnahme zu behandeln. Ein Nichtmetall nimmt (meist) die Elektronen auf (Elektronenakzeptor). Da der Sauerstoff ein Nichtmetall ist, ergibt sich folgende Teilgleichung:

Da die Anzahl der Elektronen bei der Elektronenabgabe und -aufnahme nicht übereinstimmt, müssen die beiden Gleichungen auf den kleinsten gemeinsamen Vielfachen (hier: 12) multipliziert werden. Damit ergibt sich folgende Ionengleichung:

Da sich jedoch nicht nur die Ionen bilden, sondern auch ein Salz, das als Feststoff vorliegen kann, wird die Ionengleichung in die Reaktionsgleichung umgeformt. Dafür muss man auf die Wertigkeiten der Ionen und damit auf die Indices achten. Das Produkt aus Koeffizient und Index muss die Gesamtzahl der Ionengleichung ergeben:

Ionenverbindung und Ionengitter am Beispiel von Natriumchlorid

Durch die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen Kationen und Anionen wird jedes Natriumion von sechs Chloridionen oktaedrisch umgeben (und umgekehrt). Die Anzahl gleichartiger Teilchen, die ein anderes Teilchen umgeben, nennt man Koordinationszahl KZ. Bei Natriumchlorid ist dies also KZ(NaCl) = 6.

Das Verhältnis beider Konzentrationszahlen beträgt 6:6 bzw. (gekürzt) 1:1. Da hier keine unterschiedlichen Konzentrationen vorliegen, kann man die Verhältnisformel bei Natriumchlorid mit NaCl angeben.

Eigenschaften von Salzen

Salze haben folgende Eigenschaften gemeinsam:

• Durch die Anziehung von Kationen und Anionen bilden Salze kristalline Feststoffe.
• Daher besitzen Salze hohe Schmelz- und Siedetemperaturen (z.B. schmilzt Natriumchlorid erst bei 801°C).
• Salze sind gut wasserlöslich: Das Wasser bildet um die einzelnen Ionen Wasserhüllen und isoliert diese gegeneinander.
• Im geschmolzenen und gelösten Zustand sind Salze elektrisch leitfähig, da die Ionen dann frei beweglich sind.

Moleküle: Die Atombindung

Moleküle sind nach außen hin elektrisch neutrale Teilchen, die aus mindestens zwei Atomen aufgebaut sind. Die einzelnen Atome werden nicht über ein Ionengitter verknüpft. Stattdessen haben Moleküle Elektronenpaarbindungen (auch Atombindungen oder kovalente Bindungen genannt).

Bei dieser Art von Bindung handelt es sich um eine chemische Bindung zwischen Nichtmetallatomen, bei der die an der Bindung beteiligten Elektronen beiden Atomen gehören. Dies kann man gut an einem Beispiel erklären:

Wasserstoff liegt als freies Gas biatomar vor. Dies liegt daran, dass Wasserstoff als einzelnes Atom ein Valenzelektron hat. Wie oben beschrieben versuchen Atome jedoch möglichst den Oktettzustand zu erreichen. Für Wasserstoff bedeutet das, dass es noch ein Elektron braucht, um auf zwei Valenzelektronen zu kommen.

Ein zweites Wasserstoffatom hat das gleiche „Problem“. Wenn nun beide Atome sich soweit annähern, dass sich ihre Atomhüllen überschneiden, können die beiden Elektronen auch in die Hülle des anderen eindringen. Da sich die Elektronen sehr schnell bewegen, wirken sie so, als ob beide zu einem Atom (und gleichzeitig zum anderem) gehören.

Die beiden Elektronen, die auch als bindendes Elektronenpaar bezeichnet werden, halten sich jedoch die meiste Zeit aufgrund der elektrischen Ladung zwischen den Atomkernen auf. Eine (vereinfachte) Darstellung ist rechts zu erkennen (der grüne Bereich ist der bevorzugte Aufenthalt).

Elektronenpaarbindungen können auch Mehrfachbindungen ausbilden, wenn dadurch der Edelgaszustand dadurch erreicht werden kann. Zum Beispiel:

• Einfachbindung: H₂S
• Zweifachbindung: O₂
• Dreifachbindung: N₂

Die Mehrfachbindungen werden mit der entsprechenden Anzahl an übereinanderliegenden Linien dargestellt. Kohlenstoffdioxid (CO₂) wird folglich so geschrieben:

Metallbindung – Metalle

Metalle

87 der 118 bekannten Elemente sind Metalle. Sie haben folgende Eigenschaften:

• elektrisch leitfähig
• metallischer Glanz
• Feststoffe bei Raumtemperatur (mit Ausnahme von Quecksilber (Hg))
• hohe Wärmeleitfähigkeit
• Duktilität (Verformbarkeit)

Metallbindung

Die Metallbindung unterscheidet sich sowohl von der Ionenbindung als auch von der Atombindung. Bei der Metallbindung geben die Atome ihre Valenzelektronen ab und bilden damit Kationen. Sie sind daher nur die Atomrümpfe. Diese lagern sich möglichst dicht zu einem Metallgitter zusammen.

Die Valenzelektronen befinden sich zwischen den positiv geladenen Metallrümpfen. Sie sind delokalisiert, d.h. frei beweglich, und bilden ein Elektronengas. Die Bindung beruht insgesamt auf den Zusammenhalt der Atomrümpfe (ca. 20 % des Volumens) und des Elektronengases („Kitt“, ca. 80 % des Volumens).

Gewinnung von Metallen am Beispiel des Aluminiums

• Aluminium ist das 3. häufigste Element und das häufigste Metall überhaupt: Es hat einen Anteil von 7,3 % am Aufbau der Erdkruste.
• Vorkommen in Erden, Gesteinen: häufigste Verbindung Al₂O₃ · H₂O (Bauxit)
• Gewinnung durch Schmelzflusselektrolyse (Schmelzpunkt 2050°C)
  1. Schritt: Reinigung von anderen Verbindungen (Fe₂O₃, TiO₂)
  2. Schritt: Zugabe einer Fluoridverbindung, wodurch der Schmelzpunkt auf unter 1000°C abgesenkt wird
  3. Schritt: Anlegen einer Spannung an die Schmelze = Elektrolyse (Aluminiumionen wandern zur Kathode, Sauerstoffionen zur Anode)

Reaktionen der Metalle: Verhalten gegenüber Säuren

Unedle Metalle

Unedle Metalle sind Metalle, die sich in Säuren (z.B. Salzsäure) unter Wasserstoffentwicklung lösen. Gibt man zum Beispiel Magnesium in eine Salzsäurelösung, erhält man Magnesiumchlorid und Wasserstoffgas:

Edle Metalle

Edle Metalle hingegen lösen sich nicht unter Wasserstoffentwicklung. Konzentrierte Salpetersäure kann Kupfer auflösen. Dabei bildet sich Kupfernitrat Cu(NO₃)₂

Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

Chemische Reaktionen kann man unter stofflichen und energetischen Aspekten betrachten. Energetisch lassen sich die Reaktionen einteilen in exotherme Reaktionen, die unter Abgabe von Reaktionsenergie verlaufen, und in endotherme Reaktionen, die unter Aufnahme von Reaktionsenergie verlaufen.

Die Energie kann in Form von Wärme aber auch in Form von Licht und elektrischer Energie umgesetzt werden. Für die Summe der Energien gilt:

Energieverlauf bei chemischen Reaktionen

Exotherme Reaktionen

Bei exothermen Reaktionen wird mehr Energie frei als man zur Aktivierung der Reaktion benötigt. Betrachtet man ein Diagramm, das die Energieveränderungen bei der Vereinigung von Zink und Schwefel aufzeigt, ergibt sich folgendes Bild:

Da (wie oben erklärt) $ \Delta \,E \:=\: E(\text{Produkte}) \:-\: E(\text{Edukte}) $ gilt und die Energie E₂ größer als die Energie E₁ ist, ergibt sich daraus, dass die Energiedifferenz ΔE kleiner als null ist. Die Energiewerte, die bei der Reaktion gemessen werden, tragen daher ein negatives Vorzeichen.

Endotherme Reaktionen

Endotherme Reaktionen laufen dagegen nur ab, wenn ständig genug Energie zugeführt wird. Dazu gehört zum Beispiel die Analyse von Wasser. Es ergibt sich folgendes Diagramm:

Man kann klar erkennen, dass das Energieniveau der Produkte höher ist als das der Edukte. Die gemessenen Werte sind daher positiv.

Verbrennungsreaktionen

Chemisch betrachtet ist eine Verbrennung eine Reaktion eines Stoffs mit Sauerstoff, die meist exotherm verläuft. Die Produkte heißen Oxide. Brennbare Stoffe müssen bis zu ihrem Flammpunkt erhitzt werden, bevor diese zu brennen beginnen.

Arten von Verbrennungsreaktionen

Es gibt mehrere Arten der Verbrennungsreaktionen.

• Explosion: Es ist ein explosionsfähiges Gemisch notwendig, z.B. die Knallgasprobe:
  $$ \mathrm{2\,H_2 \:+\: O_2 \:\rightarrow\: 2\,H_2O} $$
• Verbrennung unter Flammenerscheinung: Bei der Verbrennung erkennt man Flammen, z.B. beim Bunsenbrenner:
  $$ \mathrm{CH_4 \:+\: 2\,O_2 \:\rightarrow\: CO_2 \:+\: 2\,H_2O} $$
• Stille Oxidation: Hier „verbrennt“ der Stoff ohne eine Flammenerscheinung. Dies ist zum Beispiel bei der Rostbildung (erste Reaktion) und bei der Zellatmung (zweite Reaktion) der Fall:
  $$ \mathrm{4\,Fe \:+\: 3\,O_2 \:\rightarrow\: 2\,Fe_2O_3} $$
  $$ \mathrm{C_6H_{12}O_6 \:+\: 6\,O_2 \:\rightarrow\: 6\,CO_2 \:+\: 6\,H_2O} $$

Katalyse – Katalysatoren

Erhitzt man 10%iges Wasserstoffperoxid (H₂O₂), so gibt es eine Gasentwicklung. Gibt man zu der Lösung bei Raumtemperatur etwas Braunstein (MnO₂), so gibt es wiederum eine Gasentwicklung, wobei die Glimmspanprobe positiv ausfällt. Aus Wasserstoffperoxid ist damit Wasser und Sauerstoff hervorgegangen:

Dies lässt sich dadurch erklären, dass der Braunstein als ein Katalysator funktioniert. Er setzt die Aktivierungsenergie herab. Dadurch ist in dem Beispiel bereits bei Raumtemperatur genug Energie vorhanden, um die Reaktion ablaufen zu lassen, während zuvor eine Erwärmung notwendig war.

Ein Katalysator hat im Allgemeinen folgende Eigenschaften:

• beschleunigt chemische Reaktionen (bei gleicher Temperatur)
• lässt Reaktionen schon bei wesentlich niedrigeren Temperaturen ausreichend schnell ablaufen
• geht unverändert aus der Reaktion hervor (geringe Mengen sind ausreichend)
• verändert nicht die Energiedifferenz Δ E

Beispiele, wo man Katalysatoren antrifft, sind:

• Autogaskatalysatoren
• Beschleunigung chemischer Herstellungsverfahren
• Enzyme (diese entsprechen Biokatalysatoren, siehe auch unter Biologie: 10. Klasse)

Quellen

0. Die chemische Reaktion
1. ↑commons.wikimedia.org, IIVQ
0. Atombau und Periodensystem
1. ↑commons.wikimedia.org, Sundance Raphael
0. Salze – Ionenverbindungen
1. ↑commons.wikimedia.org, Benjah-bmm27
0. Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen
1. ↑de.wikibooks.org, Sundance Raphael
2. ↑de.wikibooks.org, Sundance Raphael