Anorganische Chemie und industrielle Prozesse (CHE-An)

Wasser: Eigenschaften, Anomalien, Härte#

BasisCHE-An-10.1

Wasser ist das wichtigste Lösungs- und Reaktionsmittel der Chemie und des Lebens - und in vielem ein Sonderling. Ursache ist das gewinkelte, stark polare Molekül (): Der Sauerstoff trägt eine negative, die Wasserstoffe eine positive Teilladung, und benachbarte Moleküle verbinden sich über Wasserstoffbrücken zu einem dynamischen Netzwerk.

Lewis-Struktur und Geometrie - Wasser

Abb. 1Sauerstoff mit zwei nichtbindenden Elektronenpaaren und zwei H-O-Bindungen, Bindungswinkel ca. 104,5 Grad.

Diese Polarität macht Wasser zum hervorragenden Lösungsmittel für Ionen und polare Stoffe: Mit seiner hohen Dielektrizitätskonstante (

\varepsilon_{r}\approx 80

) schwächt es die Anziehung zwischen Ionen stark ab und umhüllt sie als Hydrathülle. Unpolare Stoffe wie Fette lösen sich dagegen nicht - „Gleiches löst sich in Gleichem".

Die Wasserstoffbrücken erklären die berühmten Anomalien: Wasser siedet mit 100 Grad C ungewöhnlich hoch für ein so leichtes Molekül, hat eine sehr hohe Wärmekapazität (4,18 J/g·K) und Verdampfungswärme (2257 kJ/kg) und sein Dichtemaximum liegt bei 4 Grad C - Eis ist leichter als flüssiges Wasser.

Diese Eigenschaften sind lebenswichtig: Die hohe Wärmekapazität puffert Temperaturschwankungen und stabilisiert das Klima; die Dichteanomalie lässt Seen von oben nach unten zufrieren, sodass Lebewesen unter der schützenden Eisdecke überwintern; und die Verdampfungswärme kühlt den Körper durch Schwitzen.

Wasser ist auch chemisch aktiv: In der Autoprotolyse überträgt ein Wassermolekül ein Proton auf ein anderes,

\ce{2 H2O <=> H3O+ + OH-}

, mit dem Ionenprodukt

K_{w}=10^{-14}

(bei 25 Grad C). Das ist die Grundlage der gesamten pH-Skala (siehe Thema „Säure-Base-Chemie").

Gelöste Calcium- und Magnesiumionen bestimmen die Wasserhärte. Man unterscheidet temporäre Härte (Hydrogencarbonate, durch Kochen entfernbar - dabei entsteht Kesselstein,

\ce{Ca(HCO3)2 -> CaCO3 + CO2 + H2O}

) und permanente Härte (Sulfate, Chloride). Enthärten lässt sich Wasser durch Ionentauscher (

\ce{Na+}

ersetzt

\ce{Ca^{2+}}

), Soda-Fällung oder Komplexbildner wie EDTA.

\ce{Ca(HCO3)2 ->[\Delta] CaCO3 + CO2 + H2O}

Kesselsteinbildung

Musterbeispiel

Kesselstein aus hartem Wasser berechnen

Beim Erhitzen von 2,0 L Wasser mit $c(\ce{Ca(HCO3)2})=2{,}5\,\text{mmol/L}$ fällt Kesselstein aus. Welche Masse $\ce{CaCO3}$ entsteht? ( $M(\ce{CaCO3})=100{,}1\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}$ )

Reaktion
$\ce{Ca(HCO3)2 ->[\Delta] CaCO3 + CO2 + H2O}$ - aus 1 mol Hydrogencarbonat entsteht 1 mol $\ce{CaCO3}$ .
Stoffmenge
$n = c\cdot V = 2{,}5\cdot 10^{-3}\,\tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\cdot 2{,}0\,\text{L} = 5{,}0\cdot 10^{-3}\,\text{mol}$ .
Masse
$m = n\cdot M = 5{,}0\cdot 10^{-3}\,\text{mol}\cdot 100{,}1\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}} = 0{,}50\,\text{g}$ .

Ergebnis: Pro 2 L entstehen rund 0,50 g Kesselstein. Über Jahre verkalken so Wasserkocher und Heizstäbe - das erklärt Energieverluste und die Empfehlung zum Entkalken.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Wasser ist anders - durch H-Brücken bekommt es Eigenschaften, die kein anderes kleines Molekül hat.
2
Dichtemaximum bei 4 Grad C ist die wichtigste Anomalie - sie schützt aquatisches Leben im Winter.
3
Wasserhärte stammt aus gelöstem Kalk - Enthärtung ist eine Frage des Ionentauschs oder der Fällung.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere die Bedeutung der Wasseranomalien für das Leben in Gewässern.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Wasser als ideales Lösungsmittel für ALLES dargestellt - unpolare Stoffe lösen sich nicht.
Verdampfungs- und Schmelzwärme verwechselt.
Wasserhärte mit pH-Wert vermischt.

Aktive Wiederholung

Erläutere die Entstehung von Kesselstein und beschreibe drei Methoden zur Wasserenthärtung.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 11.5 Water Properties (OpenStax)

Löslichkeitsprodukt und Fällung#

StandardCHE-An-10.2

Warum fällt Kalk in der Höhle aus, während sich Kochsalz beliebig löst? Den Schlüssel liefert das Löslichkeitsprodukt

K_{L}

- die Gleichgewichtskonstante des Lösevorgangs eines schwerlöslichen Salzes. Für

\ce{A_{p}B_{q} <=> p\,A^{n+} + q\,B^{m-}}

gilt

K_{L}=[A^{n+}]^{p}\cdot [B^{m-}]^{q}

; der reine Feststoff erscheint - wie immer - nicht in der Konstanten.

Das Löslichkeitsprodukt ist eine Sättigungsgrenze: Solange das aktuelle Ionenprodukt kleiner als

K_{L}

ist, kann sich mehr Salz lösen; erreicht es

K_{L}

, ist die Lösung gesättigt; überschreitet es

K_{L}

, fällt der Überschuss als Niederschlag aus. Mit diesem Vergleich sagt man jede Fällung quantitativ voraus.

Aus

K_{L}

berechnet man die molare Löslichkeit

s

. Bei einem 1:1-Salz (

\ce{AgCl}

) ist einfach

s=\sqrt{K_{L}}

; bei einem 1:2-Salz (

\ce{Ag2CrO4}

) muss man die Stöchiometrie beachten:

K_{L}=(2s)^{2}\cdot s=4s^{3}

(siehe Rechenbeispiele). Diese Unterscheidung ist eine häufige Fehlerquelle.

Der gemeinsame-Ionen-Effekt folgt direkt aus Le Chatelier: Gibt man ein Ion zu, das bereits im Lösegleichgewicht vorkommt (etwa

\ce{Cl-}

zu einer

\ce{AgCl}

-Lösung), verschiebt sich das Gleichgewicht zurück zum Feststoff - die Löslichkeit sinkt. Deshalb fällt ein Salz in Gegenwart eines seiner Ionen schon bei geringerer Konzentration aus.

Die Löslichkeit der meisten Salze steigt mit der Temperatur (): Heißes Wasser löst weit mehr Kaliumnitrat als kaltes. Darauf beruht das Umkristallisieren zur Reinigung - man löst den Stoff heiß und lässt ihn beim Abkühlen rein auskristallisieren. (Gase verhalten sich umgekehrt und lösen sich in der Kälte besser.)

Löslichkeit von Kaliumnitrat in Wasser

Abb. 2Wie bei den meisten Salzen steigt die Löslichkeit von

\ce{KNO3}

stark mit der Temperatur - Grundlage des Umkristallisierens.

Fällungs- und Löslichkeitsgleichgewichte stecken überall: Tropfsteine wachsen durch

\ce{CaCO3}

-Fällung, Kläranlagen entfernen Phosphat durch Ausfällen, Schwermetalle werden als Sulfide oder Hydroxide aus Abwasser gefällt. Umgekehrt kann Komplexbildung ein schwerlösliches Salz wieder auflösen, etwa

\ce{AgCl + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + Cl-}

(siehe Thema „Komplexverbindungen").

K_{L}=[\ce{A^{n+}}]^{p}\,[\ce{B^{m-}}]^{q}

Löslichkeitsprodukt für ApBq

Musterbeispiel

Löslichkeit von $\ce{AgCl}$ aus $K_{L}$

$K_{L}(\ce{AgCl})=1{,}77\cdot 10^{-10}$ . Welche Konzentration an Ag+-Ionen stellt sich in gesättigter Lösung ein?

Ansatz
$\ce{AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl-(aq)}$ ; aus 1 mol AgCl jeweils 1 mol Ag+ und 1 mol Cl-.
Definitionsgleichung
$K_{L}=[\ce{Ag+}][\ce{Cl-}]=s^{2}$ mit $s=[\ce{Ag+}]$ .
Löslichkeit berechnen
$s=\sqrt{1{,}77\cdot 10^{-10}}\approx 1{,}33\cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}$ .

Ergebnis: Sehr schlecht löslich: $[\ce{Ag+}]\approx 1{,}33\cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}$ oder rund $1{,}9\,\text{mg/L}$ .

Musterbeispiel

Löslichkeit von $\ce{Ag2CrO4}$

$K_{L}(\ce{Ag2CrO4})=1{,}1\cdot 10^{-12}$ . Berechne die molare Löslichkeit $s$ .

Stöchiometrie
$\ce{Ag2CrO4 -> 2 Ag+ + CrO4^{2-}}$ ; aus 1 mol Salz entstehen 2 mol $\ce{Ag+}$ und 1 mol $\ce{CrO4^{2-}}$ .
Definition
$K_{L}=[\ce{Ag+}]^{2}[\ce{CrO4^{2-}}]=(2s)^{2}\cdot s=4s^{3}$ .
Auflösen
$s=\sqrt[3]{K_{L}/4}=\sqrt[3]{2{,}75\cdot 10^{-13}}\approx 6{,}5\cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}$ .

Ergebnis: Löslichkeit ca. $6{,}5\cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}$ - etwa 22 mg/L $\ce{Ag2CrO4}$ .

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Das Löslichkeitsprodukt ist die Sperrhürde - sobald sie überschritten ist, fällt der Stoff aus.
2
Bei 1:1-Salzen ist die Löslichkeit einfach die Wurzel; bei 2:1-Salzen wird es etwas komplizierter.
3
Komplexbildung kann scheinbar unlösliche Stoffe lösen - eine Trickkiste der Analytik.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere am Beispiel des Chloridnachweises mit Silbernitrat das Prinzip der Fällung.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Löslichkeitsprodukt und Löslichkeit verwechselt.
Bei $\ce{Ag2CrO4}$ wird $s=\sqrt{K_{L}}$ statt $s=\sqrt[3]{K_{L}/4}$ angesetzt.
Überschüssige Ionen werden nicht in die Bilanz aufgenommen.

Aktive Wiederholung

Eine Lösung enthält $0{,}010\,\text{mol/L}$ $\ce{NaCl}$ . Welche $\ce{Ag+}$ -Konzentration ist nötig, damit $\ce{AgCl}$ ausfällt ( $K_{L}=1{,}77\cdot 10^{-10}$ )?

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 15 Equilibria of Other Reaction Classes (OpenStax)

Industrielle Grossverfahren: Haber-Bosch und Solvay#

VertiefungCHE-An-10.3

Die anorganische Großchemie verwandelt einfache Rohstoffe - Luft, Wasser, Salz, Kalk - in die Grundstoffe der modernen Welt. Drei Verfahren ragen heraus: Haber-Bosch (Ammoniak), Solvay (Soda) und das Kontaktverfahren (Schwefelsäure). Alle sind Lehrstücke dafür, wie man chemisches Gleichgewicht und Kinetik technisch ausreizt.

Das Haber-Bosch-Verfahren bindet den reaktionsträgen Luftstickstoff zu Ammoniak:

\ce{N2 + 3 H2 <=>[Fe] 2 NH3}

(

\Delta H=-92

kJ/mol). Weil die Reaktion exotherm ist und das Gasvolumen abnimmt, begünstigen niedrige Temperatur und hoher Druck die Ausbeute (Le Chatelier, ) - eine niedrige Temperatur macht die Reaktion jedoch zu langsam.

Ammoniak-Ausbeute im Haber-Bosch-Verfahren (450 Grad C)

Abb. 3Höherer Druck verschiebt das Gleichgewicht

\ce{N2 + 3 H2 <=> 2 NH3}

zur Seite mit weniger Gasmolekülen (Le Chatelier) und erhöht die Ausbeute.

Die technischen Bedingungen sind deshalb ein Kompromiss aus Thermodynamik und Kinetik: ca. 450 Grad C (hoch genug für akzeptable Geschwindigkeit), 200-300 bar Druck und ein Eisen-Katalysator (mit

\ce{Al2O3}

/

\ce{K2O}

-Promotoren), der die Aktivierungsenergie senkt, ohne die Gleichgewichtslage zu verschieben. Das gebildete

\ce{NH3}

wird auskondensiert und entzogen, sodass die Reaktion nachläuft.

Die Bedeutung ist kaum zu überschätzen: Aus Ammoniak entstehen über das Ostwald-Verfahren Salpetersäure und daraus Stickstoffdünger (

\ce{NH4NO3}

, Harnstoff). Etwa die Hälfte der Welternährung hängt an diesem synthetischen Stickstoff - allerdings auf Kosten von 1-2 % des Weltenergieverbrauchs und erheblicher Umweltfolgen (Nitrat, Lachgas

\ce{N2O}

).

Das Solvay-Verfahren stellt Soda (

\ce{Na2CO3}

) aus den billigen Rohstoffen Kochsalz und Kalkstein her. Kernreaktion:

\ce{NaCl + NH3 + CO2 + H2O -> NaHCO3 + NH4Cl}

, gefolgt vom Erhitzen

\ce{2 NaHCO3 -> Na2CO3 + CO2 + H2O}

. Elegant ist der Kreislauf: Das Ammoniak wird zurückgewonnen und wieder eingesetzt. Soda dient der Glas-, Waschmittel- und Lebensmittelherstellung (E500).

Das Kontaktverfahren liefert Schwefelsäure - die meistproduzierte Chemikalie überhaupt: Schwefel wird zu

\ce{SO2}

verbrannt, am

\ce{V2O5}

-Katalysator zu

\ce{SO3}

oxidiert (

\ce{2 SO2 + O2 <=>[V2O5] 2 SO3}

) und schließlich zu

\ce{H2SO4}

umgesetzt. Schwefelsäure ist Grundstoff für Dünger, Batterien, Farbstoffe und den Erzaufschluss.

\ce{N2 + 3 H2 <=>[Fe, 450\,^{\circ}\!\text{C}, 250\,\text{bar}] 2 NH3}\;\;\Delta H=-92\,\text{kJ/mol}

Haber-Bosch-Verfahren

\ce{2 SO2 + O2 <=>[V2O5] 2 SO3}\;\;\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}

Kontaktverfahren

Musterbeispiel

Optimale Bedingungen mit Le Chatelier begründen

Begründe mit dem Prinzip von Le Chatelier, wie sich (a) eine Druckerhöhung und (b) eine Temperaturerhöhung auf die Gleichgewichtsausbeute von $\ce{NH3}$ im Haber-Bosch-Verfahren ( $\ce{N2 + 3 H2 <=> 2 NH3}$ , $\Delta H<0$ ) auswirken.

Gasmolbilanz
Links 4 mol Gas ( $1\,\ce{N2}+3\,\ce{H2}$ ), rechts 2 mol Gas ( $2\,\ce{NH3}$ ) - die Produktseite hat weniger Gasteilchen.
(a) Druck erhöhen
Das Gleichgewicht weicht zur Seite mit weniger Gasmolekülen aus - mehr $\ce{NH3}$ (Abb. 3). Daher hoher Druck (200-300 bar).
(b) Temperatur erhöhen
Bei exothermer Reaktion verschiebt höhere Temperatur das Gleichgewicht in die endotherme Rückrichtung - weniger $\ce{NH3}$ . Thermodynamisch wäre tiefe Temperatur besser.
Konflikt mit Kinetik
Bei tiefer Temperatur ist die Reaktion zu langsam; Kompromiss ca. 450 Grad C mit Eisen-Katalysator.

Ergebnis: Hoher Druck erhöht die NH3-Ausbeute, hohe Temperatur senkt sie - der technische Kompromiss (450 Grad C, ~250 bar, Fe-Katalysator) verbindet brauchbare Ausbeute mit ausreichender Geschwindigkeit.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Haber-Bosch macht aus Luft und Erdgas Dünger - das ist die wichtigste chemische Erfindung des 20. Jahrhunderts.
2
Bedingungen sind ein Kompromiss: hoher Druck und mittlere Temperatur als Balance von Lage und Geschwindigkeit.
3
Solvay ist ein eleganter Kreislauf: Ammoniak wird recycelt, das Endprodukt ist nur Soda.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank6 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere die Bedeutung des Haber-Bosch-Verfahrens für die Welternährung und benenne die Voraussetzungen sowie Umweltfolgen.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Haber-Bosch-Bedingungen ohne Kompromiss-Begründung wiedergegeben.
$\ce{NH4Cl}$ -Recycling im Solvay-Verfahren übersehen.
Kontaktverfahren mit Bleikammer-Verfahren verwechselt.

Aktive Wiederholung

Beschreibe das Haber-Bosch-Verfahren mit Bedingungen, Katalysator und Kompromiss-Argumentation.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 18 Representative Metals (OpenStax)

Metallurgie, Korrosion und Korrosionsschutz#

StandardCHE-An-10.3

Die meisten Metalle kommen in der Natur nicht gediegen vor, sondern als Erze - oft Oxide oder Sulfide. Sie zu gewinnen heißt, das Metallion zu reduzieren, also Elektronen zuzuführen. Welches Reduktionsmittel nötig ist, hängt davon ab, wie unedel das Metall ist (seine Stellung in der Spannungsreihe).

Eisen wird im Hochofen mit Koks gewonnen: Der Kohlenstoff bildet Kohlenmonoxid, das das Erz reduziert,

\ce{Fe2O3 + 3 CO -> 2 Fe + 3 CO2}

(bei 1500-1600 Grad C). Kalkstein bindet als Schlackebildner die Verunreinigungen. Das kohlenstoffreiche Roheisen wird anschließend zu Stahl „gefrischt" - Sauerstoff oxidiert den überschüssigen Kohlenstoff.

Unedlere Metalle lassen sich nicht mit Kohlenstoff reduzieren - hier hilft nur Strom. Aluminium gewinnt man durch Schmelzflusselektrolyse von

\ce{Al2O3}

in geschmolzenem Kryolith (Hall-Héroult-Verfahren); das ist mit rund 15 kWh pro Kilogramm sehr energieintensiv, weshalb Aluminium-Recycling nur etwa 5 % davon benötigt. Kupfer wird geröstet und elektrolytisch raffiniert.

Das Gegenstück zur Gewinnung ist die Korrosion - das Metall kehrt langsam in den oxidierten Zustand zurück. Das Rosten von Eisen ist dabei kein einfacher chemischer Vorgang, sondern elektrochemisch: An einer feuchten Stelle bildet sich ein Lokalelement, an dem anodisch Eisen oxidiert (

\ce{Fe -> Fe^{2+} + 2 e-}

) und kathodisch Sauerstoff reduziert wird (

\ce{O2 + 2 H2O + 4 e- -> 4 OH-}

). Rost braucht daher zwingend Wasser UND Sauerstoff.

Nicht jedes Metalloxid ist schädlich: Aluminium bildet eine dichte, festhaftende

\ce{Al2O3}

-Passivschicht, die das darunterliegende Metall versiegelt - deshalb ist Aluminium trotz seines unedlen Charakters korrosionsbeständig. Bei Eisen dagegen ist der Rost porös und schützt nicht.

Vor Korrosion schützt man auf zwei Wegen: passiv durch eine Barriere (Lack, Email, Verzinnen) und aktiv durch eine Opferanode. Beim Verzinken wirkt das unedlere Zink auch nach einer Beschädigung weiter als Opferanode und schützt das Eisen kathodisch; beim Verzinnen dagegen beschleunigt eine beschädigte Schicht die Korrosion, weil das edlere Zinn zur Kathode wird (siehe Selbsttest).

\ce{Fe2O3 + 3 CO -> 2 Fe + 3 CO2}

Reduktion im Hochofen

\ce{2 Al2O3 ->[Elektrolyse] 4 Al + 3 O2}

Aluminium-Elektrolyse (Hall-Heroult)

Musterbeispiel

Eisenausbeute aus Hämatit berechnen

Wieviel Eisen lässt sich theoretisch aus 1,00 t Hämatit ( $\ce{Fe2O3}$ , $M=159{,}7\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}$ , $M(\ce{Fe})=55{,}85\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}$ ) im Hochofen gewinnen?

Reaktion
$\ce{Fe2O3 + 3 CO -> 2 Fe + 3 CO2}$ - aus 1 mol $\ce{Fe2O3}$ entstehen 2 mol Fe.
Stoffmenge Erz
$n(\ce{Fe2O3}) = \dfrac{1{,}00\cdot 10^{6}\,\text{g}}{159{,}7\,\text{g/mol}} \approx 6{,}26\cdot 10^{3}\,\text{mol}$ .
Eisenmasse
$n(\ce{Fe}) = 2\cdot 6{,}26\cdot 10^{3} = 1{,}25\cdot 10^{4}\,\text{mol}$ ; $m = n\cdot M \approx 7{,}0\cdot 10^{5}\,\text{g} = 0{,}70\,\text{t}$ .

Ergebnis: Aus 1,00 t reinem Hämatit entstehen theoretisch rund 0,70 t Eisen (70 %) - genau der Massenanteil von Fe in $\ce{Fe2O3}$ . In der Praxis liegt die Ausbeute wegen Verunreinigungen und Verlusten etwas darunter.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Metallurgie ist die Reduktion von Erzen zu reinen Metallen - meist mit Kohlenstoff oder Strom.
2
Korrosion ist elektrochemisch - Eisen oxidiert an einer Stelle, Sauerstoff wird woanders reduziert.
3
Opferanode aus Zink oder Magnesium - das unedlere Metall opfert sich zuerst.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Beschreibe das Rosten von Eisen und vergleiche zwei Methoden des Korrosionsschutzes.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Rost als rein chemische Oxidation ohne elektrochemischen Aspekt.
Aluminiumkorrosion als problematisch beschrieben - tatsächlich bildet sich Passivschicht aus $\ce{Al2O3}$ .
Opferanode aus Edelmetall vorgeschlagen.

Aktive Wiederholung

Erläutere zwei Korrosionsschutzmassnahmen für Stahlbrücken mit Vor- und Nachteilen.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 18 Metals and Metallurgy (OpenStax)

Hauptgruppenchemie: Alkali-, Erdalkalimetalle, Halogene#

StandardCHE-An-10.1

PSE-Trends - Atomradius und Elektronegativität

Abb. 4Atomradius nimmt nach rechts ab, nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen nach rechts und oben zu.

Alkalimetalle (Gruppe 1) sind weiche, sehr reaktive Metalle; ihre Reaktivität nimmt nach unten zu (Cs > Na > Li), da das Valenzelektron leichter abgegeben wird.

Alkalimetalle reagieren heftig mit Wasser:

\ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2 ^}

- stark exotherm, alkalische Lösung.

Erdalkalimetalle (Gruppe 2) sind zweiwertig, weniger reaktiv als Alkalimetalle; Calcium- und Magnesiumverbindungen prägen Wasserhärte und Baustoffe.

Halogene (Gruppe 17) sind reaktive Nichtmetalle; ihre Oxidationskraft nimmt nach oben zu (F2 > Cl2 > Br2 > I2).

Verdrängungsreaktionen: ein stärkeres Halogen verdrängt ein schwächeres aus seinem Salz, z.B.

\ce{Cl2 + 2 KBr -> 2 KCl + Br2}

.

Edelgase (Gruppe 18) sind aufgrund voller Valenzschale extrem reaktionsträge - Begründung der Edelgasregel.

Gruppentrends (Reaktivität, Schmelzpunkt, Atomradius) folgen systematisch aus Atombau und PSE-Stellung.

\ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2 ^}

Alkalimetall + Wasser

Musterbeispiel

Halogen-Verdrängung beurteilen

Beurteile, ob die Reaktionen (a) $\ce{Cl2 + 2 NaBr}$ und (b) $\ce{I2 + 2 NaCl}$ ablaufen, und begründe über die Oxidationskraft.

Oxidationskraftreihe
Oxidationskraft: $\ce{F2 > Cl2 > Br2 > I2}$ . Ein Halogen verdrängt nur das in der Reihe unter ihm stehende.
Fall (a)
$\ce{Cl2}$ steht über $\ce{Br2}$ -> Reaktion läuft: $\ce{Cl2 + 2 NaBr -> 2 NaCl + Br2}$ .
Fall (b)
$\ce{I2}$ steht unter $\ce{Cl2}$ -> keine Reaktion (Iod ist zu schwach, um Chlorid zu oxidieren).

Ergebnis: (a) läuft ab, (b) nicht. Die Halogen-Oxidationskraft entscheidet - vgl. Thema "Redox und Elektrochemie" (Spannungsreihe).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre, warum die Reaktivität der Alkalimetalle von Lithium zu Caesium zunimmt, und stelle die Reaktion von Kalium mit Wasser auf.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Reaktivitätstrend der Metalle wird mit dem der Nichtmetalle gleichgesetzt (Metalle: Reaktivität nimmt nach unten zu; Halogene: nach oben).
Bei Alkalimetall + Wasser wird das entstehende $\ce{H2}$ oder die alkalische Lösung vergessen.
Verdrängungsreaktionen werden ohne Bezug zur Oxidationskraft begründet.
Edelgase werden als "vollkommen ohne Chemie" dargestellt (es gibt wenige Edelgasverbindungen).

Aktive Wiederholung

Erkläre, warum Caesium heftiger mit Wasser reagiert als Natrium, und beurteile, ob die Reaktion $\ce{Br2 + 2 KI -> 2 KBr + I2}$ abläuft.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 18 "Representative Metals, Metalloids, Nonmetals" (OpenStax)

Komplexverbindungen und Übergangsmetalle#

VertiefungCHE-An-10.2

Komplexverbindungen bestehen aus einem Zentralteilchen (meist Uebergangsmetall-Ion) und Liganden, die über freie Elektronenpaare koordinative Bindungen eingehen.

Liganden sind Lewis-Basen (Elektronenpaardonatoren), das Zentralion ist Lewis-Säure (Akzeptor); Beispiele für Liganden:

\ce{H2O}

,

\ce{NH3}

,

\ce{Cl-}

,

\ce{CN-}

.

Die Koordinationszahl gibt die Zahl der Ligand-Bindungsstellen an (häufig 4 -> tetraedrisch/quadratisch-planar, 6 -> oktaedrisch).

Viele Übergangsmetallkomplexe sind farbig, weil d-Orbitale durch die Liganden energetisch aufgespalten werden und sichtbares Licht absorbiert wird (Ligandenfeld).

Übergangsmetalle besitzen mehrere Oxidationsstufen (z.B.

\ce{Fe^2+/Fe^3+}

,

\ce{Cu^+/Cu^2+}

), was vielfältige Redox- und Komplexchemie ermöglicht.

Chelatliganden (mehrzähnig, z.B. EDTA) bilden besonders stabile Ringkomplexe - Anwendung in Wasserenthärtung und Analytik.

Biologische Komplexe: Hämoglobin (Fe-Komplex) und Chlorophyll (Mg-Komplex) zeigen die Bedeutung der Koordinationschemie im Leben.

\ce{Cu^2+ + 4 NH3 -> [Cu(NH3)4]^2+}

Bildung des Tetraamminkupfer(II)-Komplexes

Musterbeispiel

Komplex analysieren

Analysiere den Komplex $\ce{[Fe(CN)6]^4-}$ : Bestimme Oxidationsstufe des Eisens, Liganden und Koordinationszahl.

Ladungsbilanz
Sechs $\ce{CN-}$ tragen zusammen $-6$ . Gesamtladung des Komplexes ist $-4$ . Also: $x + (-6) = -4 \Rightarrow x = +2$ .
Liganden und KZ
Liganden sind sechs Cyanid-Ionen ( $\ce{CN-}$ ); Koordinationszahl 6 -> oktaedrische Geometrie.
Einordnen
Eisen liegt als $\ce{Fe^2+}$ vor; der Komplex ist sehr stabil (Hexacyanoferrat(II)).

Ergebnis: $\ce{Fe^2+}$ , sechs $\ce{CN-}$ -Liganden, Koordinationszahl 6 (oktaedrisch). Querverweis: Thema "Atombau und PSE" (d-Elektronen der Übergangsmetalle).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Bestimme im Komplex

\ce{[Cu(NH3)4]^2+}

die Oxidationsstufe des Kupfers und die Koordinationszahl und erkläre, warum die Lösung tiefblau erscheint.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Koordinative Bindung wird nicht als Sonderfall der kovalenten Bindung (beide Elektronen vom Liganden) erkannt.
Koordinationszahl wird mit der Ladung des Zentralions verwechselt.
Farbigkeit wird ohne Bezug zur d-Orbital-Aufspaltung erklärt.
Liganden werden als Anionen missverstanden, obwohl auch neutrale Moleküle ( $\ce{H2O}$ , $\ce{NH3}$ ) Liganden sind.

Aktive Wiederholung

Bestimme im Komplex $\ce{[Cu(NH3)4]^2+}$ Zentralion, Liganden und Koordinationszahl und erkläre, warum die Lösung tiefblau erscheint.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 19 "Transition Metals and Coordination Chemistry" (OpenStax)

Kernpunkte

Kesselstein aus hartem Wasser berechnen

Kernpunkte

Löslichkeit von AgCl\ce{AgCl}AgCl aus KLK_{L}KL​

Löslichkeit von AgX2CrOX4\ce{Ag2CrO4}AgX2​CrOX4​

Kernpunkte

Optimale Bedingungen mit Le Chatelier begründen

Kernpunkte

Eisenausbeute aus Hämatit berechnen

Kernpunkte

Halogen-Verdrängung beurteilen

Kernpunkte

Komplex analysieren

Quellen

Löslichkeit von $\ce{AgCl}$ aus $K_{L}$

Löslichkeit von $\ce{Ag2CrO4}$