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- Herausgeber: Books on Demand
- Kategorie: Bildung
- Sprache: Deutsch
Chemie ist gar nicht so schwer… - wenn sie mit verständlichen Worten vermittelt wird. Der Autor, Dieter Wolber, arbeitete über Jahre hinweg Aufzeichnungen aus seiner eigenen Schul- und Studienzeit auf und suchte nach passenden, einfachen Formulierungen um z.T. komplexe Vorgänge dennoch verständlich, übersichtlich und einprägsam zu formulieren. Aus der Verwendung in etlichen Jahren eigener, erfolgreicher Unterrichtstätigkeit als Nachhilfelehrer ergab sich so dieses völlig andere Buch, abgerundet mit zahlreichen Übungsaufgaben, welches den Leser von der ersten Chemiestunde bis zum Schulabschluss begleitet.
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Seitenzahl: 249
Veröffentlichungsjahr: 2014
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Die Informationen in diesem Buch wurden mit großer Sorgfalt erarbeitet. In erster Line wurden hierzu vom Autor eigene Aufzeichnungen aus Schule und Studium ausgewertet. Weitergehende Quellen, sofern nicht von Lehrkräften selbst zusammengestellt, waren im Regelfall nicht bekannt. Fehler können trotz aller Sorgfalt nicht vollständig ausgeschlossen werden. Verlag, Autor und Übersetzer übernehmen daher keine juristische Verantwortung oder Haftung für eventuelle Fehler und deren Folgen.
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Dieses Werk ist einschließlich aller seiner Teile urheberrechtlich geschützt. Alle Rechte einschließlich Vervielfältigung, Mikroverfilmung, Einspeicherung und Verarbeitung in elektronischen Systemen sowie Übersetzung bleiben vorbehalten.
Inhaltsverzeichnis
TEIL I Grundlagen
1 Kurzer Abriss zur Geschichte der Chemie
2 Die chemische Formelschreibweise
3 Das Periodensystem der Elemente
4 Chemische Gleichungen
5 Wertigkeiten
Übungsaufgaben
6 Vorkommen von Elementen
7 Die Aggregatzustände
8 Analyse und Synthese
Übungsaufgaben
9 Die Brown’sche Molekularbewegung
10 Wasserstoff – Sauerstoff – Wasser
11 Anomalien des Wassers
12 Die Luft und ihre Zusammensetzung
Übungsaufgaben
13 Sauerstoff – die Verbrennung
14 Metallhydroxide
15 Reaktionen von Nichtmetalloxiden mit Wasser
16 Funktionelle Gruppen
Übungsaufgaben
17 Halogene
18 Neutralisationsreaktionen
19 Atommasse
20 Das Mol
21 Diffusion von Gasen
22 Der Satz von Avogadro
23 Die exotherm verlaufende Reaktion
24 Katalysatoren
25 Alkalimetalle
Übungsaufgaben
26 Reaktion der Alkalimetalle mit Halogenen
27 Die Elemente der 2. Hauptgruppe - Erdalkalimetalle
28 Hinführung zum Atommodell
29 Allgemeines zum Atombau
30 Das Bohr’sche Atommodell
Übungsaufgaben
31 Ionenbildung und Elektronegativität
32 Ionisierungsenergie
33 Gitterenergie
34 Die Ionenbindung
Übungsaufgaben
35 Die Atombindung
36 Die polarisierte Atombindung, Reaktionen mit Protonenübergängen
37 Die elektrische Leitfähigkeit – metallische Bindung
38 Das Wasser als Lösungsmittel für Salze
39 Elektrolyse
TEIL II Mengenverhältnisse und Stoffmengen
40 Chemisches Rechnen
41 Redox – Reaktionen, Oxidationszahlen
42 Der Stickstoff und seine Verbindungen
43 Die Säure- Base-Definition nach Brönstedt
44 Das Massenwirkungsgesetz und die Energie bei chemischen Reaktionen
Die Reaktionsgeschwindigkeit
Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration c der Reaktionspartner
Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration des Reaktionspartners
Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur
Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von Katalysatoren
Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Angriffsfläche
Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von vom Molekülbau
45 Das chemische Gleichgewicht und seine Beschreibung durch das Massenwirkungsgesetz
Umkehrbare Reaktionen
Das chemische Gleichgewicht
46 Zusammenfassung
47 Die Änderung der Gleichgewichtskonstanten bei Gasreaktionen
48 Protolyse und Dissoziation
49 pH-Wert und Indikatoren
50 Beispielberechnungen
51 Das Ostwald’sche Verdünnungsgesetz
52 Die Normalität
TEIL III Atommodell und Bindungen
53 Das Orbitalmodell
54 Die s – Orbitale
55 Die p – Orbitale
56 Die d- und f – Orbitale
57 Die Kästchendarstellung der Orbitale
58 Der Elektronenspin
59 Die Quantenzahlen
60 Die Sicht des Atoms in der Vergangenheit
61 Der Aufbau des Atoms
62 Neutronen, Massezahl, Isotope
63 Radioaktivität und Zerfallsgesetze
64 Halbwertszeit, Zerfallsreihen
65 Die Bohr’schen Postulate, Grenzen der klassischen Physik
66 Strahlungsquanten, Photonen und Materiewellen
67 Das Wasserstoffatom
68 Das Wasserstoffspektrum
69 Spektroskopie
70 Orbitalmodell – Teil II
71 Hybridisierung und Elektronenpromotion
72 Van der Waals’sche Kräfte, Wasserstoffbrückenbindungen
73 Atombindung, Atomorbitale, Molekülorbitale Linearkombination
74 Ionenbindung, Ionengitter, Elektronenaffinität
75 Metallbindung, Bändermodell, VB-Theorie
76 Kerntechnik und Kernkraftwerke
77 Kernspaltung
78 Kernfusion
79 Das Standardmodell der Teilchenphysik
TEIL IV Organische Chemie
80 Erdöl
81 Verarbeitung und Gewinnung von Erdöl-Bestandteilen
82 Thermisches Cracken
83 Katalytisches Cracken
84 Das Steam-Crack-Verfahren
Übungsaufgaben
85 Die Alkane
86 Reaktionen von Halogenalkanen
87 Isomerie
88 Namensgebung verzweigter und substituierter KWS
89 Die Alkene
90 Reaktionen der Alkene
Übungsaufgaben
91 Die Alkine
92 Die Alkohole
93 Reaktionen der Alkohole
Übungsaufgaben
94 Die Ether
95 Die Aldehyde
96 Die Ketone
97 Die Carbonsäuren
98 Die Ester
Übungsaufgaben
99 Polycarbonsäuren und Seifen
100 Die Amine
101 Die Aminosäuren
102 Die Eiweiße, Proteine
103 Kolloide, Fette, Waschaktive Substanzen
Übungsaufgaben
104 Mesomerie, das aromatische Bindungssys. am Benzol
105 Reaktionen des Phenols
106 Reaktionen des Toluols, aromatische Säuren
107 Aromatische Sulfonsäuren
108 Heterocyclische Verbindungen
109 Farbstoffe
Übungsaufgaben
110 Biologisch wichtige Moleküle, Übersicht
111 Kohlehydrate, Optische Aktivität
112 Licht als Auslöser chem. Reaktionen, Sehvorgang
113 Enzyme
114 Vitamine
115 Hormone
Übungsaufgaben
116 Kunststoffe – die Plaste
117 Polyreaktionen
118 Thermoplaste und Duroplaste in der Übersicht
119 Vollsynthetische Plaste
120 Kunststoffe – die Elaste
121 Silikone
122 Chromatographie
TEIL V Energie, Spannung und Nebengruppen
123 Exotherme und endotherme Reaktionen
124 Quantitative Energiemessungen
125 Bildungsenthalpie und Reaktionsenthalpie
126 Exotherme Reaktionen
127 Endotherme Reaktionen
128 Die Entropie
129 Die Gibbs’sche Freie Energie
130 Rektionen bei abweichenden Druckverhältnissen
131 Reaktionen in Lösungen
132 Die Spannungsreihe der Metalle
133 Normalpotentiale
134 Die Nernst’sche Gleichung und ihre Anwendung
135 Elektrolyse
136 Zersetzungsspannung und Überspannung
137 Praktische Anwendung der Elektrolyse
138 Korrosion
139 Technisch wichtige galvanische Elemente
140 Nebengruppenelemente und ihre Verbindungen
141 Die Elemente der I. Nebengruppe
142 Die Elemente der II. Nebengruppe
143 Die Elemente der III. Nebengruppe
144 Die Lanthaniden
145 Die Actiniden
146 Die Elemente der IV. Nebengruppe
147 Die Elemente der V. Nebengruppe
148 Die Elemente der VI. Nebengruppe
149 Die Elemente der VII. Nebengruppe
150 Die Elemente der VIII. Nebengruppe
1. Kurzer Abriss zur Geschichte der Chemie; Übersicht
2. Die chemische Formelschreibweise
Im 18. Jahrhundert entwickelte der schwedische Mediziner und Chemiker Berzelius die heute international gebräuchliche Kurzschreibweise für Elemente und Verbindungen. Ausgehend von der Epoche wird verständlich, warum viele Elemente mit der Abkürzung ihres lateinischen oder griechischen Namens aufgeführt werden. So stehen z.B. die Symbole
usw. Insgesamt gibt es heute (2013) 118 verschiedene Symbole, welche allesamt chemische Elemente symbolisieren.
Elemente sind chemisch reine Stoffe, bei denen alle Teilchen der gleichen Sorte angehören. Beim Element Eisen sind z.B. alle darin enthaltenen Teilchen Eisen – Teilchen mit dem chemischen Symbol Fe. Alle Eisen – Teilchen haben die gleichen Eigenschaften. Sie können mit chemischen Mitteln nicht weiter in kleinere Bestandteile zerlegt werden.
Bei der Formelschreibweise gibt es Elemente, deren Name mit nur einem Buchstaben abgekürzt wird, z.B. H für Wasserstoff. Dieser Buchstabe wird groß geschrieben. Andere Elemente werden mit zwei Buchstaben abgekürzt, um sie auseinander halten zu können. So gibt es das Symbol P für Phosphor und z.B. Pb (s.o.) für das Blei. Erst in den letzten Jahren in aufwändigen Verfahren künstlich hergestellte, radioaktive Elemente werden zum Teil „übergangsweise“ bis zur endgültigen Namensgebung auch mit drei Buchstaben abgekürzt. Immer, wenn ein Element mit mehr als einem Buchstaben abgekürzt wird, werden der erste Buchstabe groß und der oder die nachfolgenden Buchstaben klein geschrieben. Kleine Buchstaben in Formeln gehören also stets zum voranstehenden Großbuchstaben.
Einzelne Teilchen eines Elements werden „Atome“ genannt. Verbinden sich mehrere Atome (mindestens zwei!) der gleichen oder auch unterschiedlicher Sorte, so wird das sich ergebende, zusammengesetzte Teilchen „Molekül“ genannt.
Besteht ein Molekül aus mehreren Atomsorten, so werden diese einfach aneinander geschrieben (Summenformel).Hierfür gibt es bestimmte Regeln, welche weiter hinten noch erläutert werden:
3. Das Periodensystem der Elemente
Der russische Wissenschaftler Mendelejew und zeitgleich in Deutschland der Arzt und Chemiker Lothar Meyer erkannten 1869, dass man die seinerzeit bekannten Elemente in ein System aus Zeilen und Spalten schreiben konnte. In einer Spalte untereinander standen dabei solche Elemente, die bestimmte gleiche Eigenschaften hatten. Da Atommassen schon seit 1805 bekannt waren, zeigte sich, dass bei richtiger Anordnung der Spalten nebeneinander die Masse der Elemente in den Zeilen von links nach rechts zunahm. Dies war freilich noch ungenau, und erst fünfzig Jahre später mit der Entdeckung des Aufbaus des Atomkerns wurde klar, dass der Platz im Periodensystem bestimmt war durch die Zahl der Protonen im Atomkern. So ist die Ordnungszahl, die Nummerierung, welche im Periodensystem fortlaufend von links nach rechts jeweils um den Wert 1 ansteigt und gewissermaßen die „Hausnummer“ des Elements angibt, gleichzeitig die Zahl seiner Protonen im Atomkern. Das Element mit der Ordnungszahl 1, der Wasserstoff, hat also 1 Proton in seinem Atomkern. Das Element mit der Ordnungszahl 50, das Zinn, hat folglich 50 Protonen im Atomkern, usw. Da kurz nach der Entdeckung des Protons auch das Neutron gefunden wurde und deren Massen als nahezu gleich bestimmt wurden, konnte von der Massezahl eines Elements nun auf die genaue Zusammensetzung eines Atomkerns dieser Sorte geschlossen werden.
Hat ein Element also die Massezahl 19 und die Ordnungszahl 9, so ergibt sich die Neutronenzahl zu 10. Der Atomkern besteht also aus 9 Protonen (Ordnungszahl) und 10 Neutronen. Zum Ausgleich der positiven Kernladung, welche durch die jeweils einfach positiv geladenen Protonen entsteht, hat das Atom eine Hülle aus je einfach negativ geladenen Elektronen. Die Zahl der Elektronen ist gleich groß wie die Zahl der Protonen. Da die Elektronen im Vergleich zu den Protonen und Neutronen extrem leicht sind, spielen Sie bei Betrachtungen der Massezahl keine Rolle. Die Elektronenhülle ist wichtig in der Chemie, da in ihr chemische Verbindungen stattfinden. Atomkerne sind an chemischen Reaktionen nicht beteiligt.
Abb. 1: Periodensystem der Elemente (Hauptgruppen)
Im Periodensystem sind Elemente mit ähnlichen Eigenschaften zu Gruppen innerhalb einer Spalte zusammengefasst. Folgende Namen sind gebräuchlich:
Die Hauptgruppe entspricht hierbei im Periodensystem der Spalte mit der entsprechenden Spaltenüberschrift.
4. Chemische Gleichungen
Reagieren Atome oder Moleküle miteinander, so wird eine Reaktionsgleichung unter Verwendung der chemischen Formelzeichen aus dem Periodensystem geschrieben. Anders als bei einer mathematischen Gleichung wird hier lediglich kein Gleichheitszeichen verwendet sondern ein Pfeil, welcher den Verlauf von den eingesetzten Stoffen (Edukten) hin zu den Reaktionsergebnissen (Produkten) weist.
Eisen und Schwefel reagieren miteinander unter Bildung eines neuen Stoffes, des Eisensulfids. Zu Beginn lagen Eisen und Schwefel getrennt voneinander vor, es wurden Eisenpulver und Schwefelpulver zusammen in ein Gefäß gegeben, durchmischt und erhitzt. Wenn genügend Wärme zugeführt wurde, reagieren die beiden Stoffe miteinander. In diesem Beispiel wäre dies erkennbar durch ein Glühen, welches in dem Gemisch plötzlich entsteht. Das Reaktionsprodukt, Eisensulfid, sieht erkennbar anders aus als das Gemisch der beiden Ausgangsstoffe.
Von einer chemischen „Gleichung“ wird gesprochen, weil die Summe der Atome auf der linken und auf der rechten Seite des Pfeils gleich ist. Ist dies beim Schreiben der Gleichung zunächst nicht der Fall, muss die Anzahl der an der Reaktion beteiligten Teilchen geändert werden, bis die Gleichheitsbedingung erfüllt ist.
Hier ist noch auszugleichen, da auf der linken Seite je zwei Teile Wasserstoff und Sauerstoff eingesetzt werden, auf der rechten Seite beim Reaktionsprodukt (H2O, Wasser) aber nur zwei Wasserstoffteilchen und ein (!) Sauerstoffteilchen verbraucht werden. Lösung:
Die groß geschriebene Zahl vor dem Symbol für Wasserstoff und auch vor dem Symbol des Reaktionsprodukts Wasser (H2O) wird Vorzahl genannt. Vorzahlen sind von den Indices zu unterscheiden, sie beziehen sich auf das gesamte danach genannte Molekül.
Im vorstehenden Beispiel reagieren zwei Wasserstoffteilchen (die jeweils aus zwei Wasserstoffatomen bestehen) mit einem Sauerstoffmolekül (welches aus zwei Sauerstoffatomen besteht). Die Vorzahl „1“ vor dem Sauerstoffmolekül wird nicht geschrieben. Insgesamt reagieren also vier Wasserstoffatome mit zwei Sauerstoffatomen. In einem Wassermolekül (auf der rechten Seite der Gleichung) sind zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom enthalten. Zwei Wassermoleküle (Vorzahl „2“) enthalten in der Summe also auch wieder vier Wasserstoffatome und zwei Sauerstoffatome.
Die Gleichheitsbedingung für die linke und die rechte Seite der Reaktionsgleichung ist also erfüllt. Wie viele Atome eines Elements mit wie vielen Atomen eines anderen Elements in einem Molekül verbunden sein können (warum es also „H2O“ heißt und nicht nur „HO“ oder „HO2“), orientiert sich an Wertigkeitsregeln, welche nachfolgend erläutert werden.
5. Wertigkeiten
Im Periodensystem der Elemente stehen solche Elemente in einer Spalte untereinander, welche ähnliche Eigenschaften haben. Zu diesen Eigenschaften gehört auch die sog. „Wertigkeit“. Die Wertigkeit gibt an, wie viele Bindungen ein Atom zu anderen Atomen eingehen kann.
Bildlich dargestellt, kann man sich die Wertigkeit als Anzahl von „Ärmchen“ vorstellen, mit welchen sich ein Atom mit einem oder mehreren anderen Atomen zu einem Molekül verbinden kann. So hat ein Atom eines „einwertigen“ Elements nur ein Ärmchen, ein Atom eines „zweiwertigen“ Elements hat zwei Ärmchen, usw.
Abb. 2: Vereinfachte Darstellung der Wertigkeit eines Elements
Wir betrachten zunächst nur die Hauptgruppen des Periodensystems. Hierbei gelten folgende Regeln:
Die Elemente der sind …-wertig
Hinweis: bei der Angabe der Wertigkeiten handelt es sich um Regelfälle, auf deren Betrachtung wir uns hier beschränken. Insbesondere in den Hauptgruppen 5 bis 7 können auch andere Wertigkeiten auftreten.
Die Elemente der ersten Hauptgruppe, die Alkalimetalle (und der Wasserstoff), sind also alle einwertig, haben also nur ein „Ärmchen“, mit welchem sie Verbindungen zu anderen Atomen eingehen können. In der Folge der Hauptgruppen nimmt die Wertigkeit bis zur vierten Hauptgruppe zu und dann wieder ab. So sind auch die Elemente der siebenten Hauptgruppe, der Halogene, alle einwertig. Die Elemente der achten Hauptgruppe, der Edelgase, sind nullwertig, d.h., dass sie keine „Ärmchen“ haben, keine Reaktionen eingehen und keine Moleküle bilden. Die Edelgase kommen nur als einzelne Atome vor.
Elemente der der Nebengruppen sind in der Regel 2 - wertig.
Mit dieser Tabelle kann nun leicht bestimmt werden, wie Moleküle sich genauer zusammensetzen. Aus der Grundschulmathematik ist das „kleinste gemeinsame Vielfache“ (kgV) bekannt, also die kleinste Zahl, die sowohl durch eine wie auch durch eine zweite Zahl teilbar ist. Bsp: das kgV der Zahlen 2 und 4 ist 4, da die Zahl 4 einmal in die 4 geht und die Zahl 2 zweimal in die 4 geht. Das kgV der Zahlen 2 und 5 ist 10.
Hier nun muss bei Verbindungen das kgV der Wertigkeiten der beteiligten Elemente gebildet werden. Das vorher vorgestellte Wassermolekül H2O setzt sich wie folgt zusammen:
das kgV der Wertigkeiten 1 und 2 ist 2.
Zum Erreichen des kgV 2 benötigt man 2 1-wertige H-Atome.
Zum Erreichen des kgV 2 benötigt man 1 2-wertiges O-Atom.
Abb. 3: Vereinfachte Darstellung der Wertigkeit en am Beispiel des Wassermoleküls
Das Sauerstoffatom (oben, schraffiert) hat zwei Ärmchen und kann mit jedem davon ein Wasserstoffatom (kariert dargestellt, mit je einem Ärmchen) festhalten.
Zwei Wasserstoffatome innerhalb eines Moleküls werden mit dem Index „2“ dargestellt, ein Sauerstoffatom ohne Index (bzw. mit dem „gedachten“ Index „1“). Die Summenformel der Verbindung lautet also „H2O“.
Übungsaufgaben:
1. Suchen Sie die Elemente im Periodensystem und geben Sie die Wertigkeiten an von K, Ca, F, Al, P, S, C, Ar, B, O, Cl,
2. Geben Sie unter Beachtung der Wertigkeit die richtigen Summenformeln folgender Verbindungen an: a.) Aluminium und Sauerstoff b.) Wasserstoff und Chlor c.) Wasserstoff und Schwefel d.) Kohlenstoff und Sauerstoff e.) Phosphor und Chlor f.) Stickstoff und Wasserstoff
3. Erstellen Sie die Reaktionsgleichungen für folgende Reaktionen: a.) Kohlenstoff reagiert mit Sauerstoff (O2) b.) Calcium reagiert mit Chlor (Cl2) c.) Magnesium reagiert mit Sauerstoff (O2) d.) Silicium reagiert mit Brom (Br2) e.) Kalium reagiert mit Sauerstoff (O2)
6. Vorkommen von Elementen
Sie haben in den vorigen Kapiteln bemerkt, dass einzelne Elemente immer in der Schreibweise O2 , H2, usw. dargestellt wurden. Der Grund hierfür, nicht einfach „O“ oder „H“, etc., zu schreiben, liegt darin, dass diese Elemente in der Natur, d.h. unter normalen Druck- und Temperaturverhältnissen, stets als Molekül mit zwei Atomen derselben Art vorkommen. Hiervon ist nur eine geringe Zahl an Elementen betroffen. Diese sind:
und die gesamte Gruppe der Halogene (7. Hauptgruppe), das sind
(Uus2 Ununseptium; vorläufige Bezeichnung)
Die Elemente ab der Ordnungszahl 93 (Neptunium) kommen nicht naturbedingt auf der Erde vor, diese können vielmehr nur künstlich in aufwändigen kernphysikalischen Prozessen hergestellt werden. Diese sind daher, wie hier das Uus2, für chemische Fragestellungen in der Regel eher ohne Bedeutung.
Anders als man vielleicht glauben mag, sind fast alle Elemente im Periodensystem Metalle. Denkt man sich eine diagonale Linie vom Bor (3. Hauptgruppe, ganz oben) zum Astat (7. Hauptgruppe unten), so sind sämtliche links dieser Linie (1. und 2. Hauptgruppe, alle Nebengruppenelemente, ferner ab der 3. Hauptgruppe die unter der gedachten Linie befindlichen Elemente) stehenden Elemente Metalle. Die auf oder unmittelbar um diese Linie angeordneten Elemente sind Halbmetalle und die weiter rechts (bis hin zu den Edelgasen in der 8. Hauptgruppe) befindlichen Elemente sind Nichtmetalle. Die Metalle kommen meistenteils als Erze in Gesteinen vor, seltener in reiner, „gediegener“ Form (z.B. Silber, Gold). Die Gase kommen als Bestandteile der Luft in der Erdatmosphäre vor. Der Anteil der Edelgase ist dabei sehr gering.
Bei Zimmertemperatur und normalem Luftdruck sind fast alle Elemente in festem Zustand, lediglich Brom und Quecksilber sind flüssig. Gasförmig sind Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Chlor und die Edelgase Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon (und theoretisch das künstlich hergestellte Ununoctium).
Abb. 4: Metalle, Halbmetalle, Nichtmetalle
7. Die Aggregatzustände
Sie wissen, dass Wasser bei Zimmertemperatur und normalen Druckverhältnissen flüssig ist. Kühlt man Wasser ab, so erhält man Eis. Erhitzt man Wasser hingegen bis zum Siedepunkt, so erhält man Wasserdampf. Diese Erkenntnis gilt auch für die meisten anderen Stoffe. Der eine Zustand kann in den anderen überführt werden. Weniger bekannt ist in unseren Breiten, dass ein Gas (z.B. Wasserdampf) auch unmittelbar wieder in einen festen Zustand (Eiskristalle) überführt werden kann. In sehr kalten Gegenden, z.B. an den Polarkreisen, ist es aber bekannt, dass kochendes Wasser und Wasserdampf im Freien als kleine Eiskristalle auf den Boden rieseln.
In festem Zustand haben die Atome ihre festen Plätze, z.B. in einem Stück Metall oder in einem Eiswürfel. Als Folge der nur mäßigen Umgebungstemperatur (z.B. Zimmertemperatur) bewegen sie sich nur wenig um ihren Platz herum. In flüssigem Zustand sind diese festen Plätze aufgelöst. Kleine Verbände von Atomen oder Molekülen lösen sich wie Bruchstücke aus dem vormals festen Verband, bewegen sich ungleich stärker und brechen bei weiterem Erhitzen immer weiter auseinander, bis beim Siedepunkt nur noch einzelne Atome (oder in obigem Beispiel Wassermoleküle) vorliegen, welche sich sehr intensiv bewegen und aus der Flüssigkeit verdampfen.
Abb. 5: Die Aggregatzustände
Da ein Stoff alle Aggregatzustände annehmen kann, unterscheiden diese sich nur durch den Energiegehalt des Stoffes zum jew. Zeitpunkt (Eis – flüssiges Wasser – Wasserdampf). Der Energiegehalt drückt sich aus durch die Temperatur und die Temperatur wiederum ist ein Maß für die Bewegung der Atome oder Moleküle. Bei hohem Energiegehalt (hoher Temperatur) liegt ein Stoff eher gasförmig vor (z.B. Wasserdampf), bei niedrigem Energiegehalt (niedriger Temperatur) eher fest (z.B. Eis).
Als weiterer Aggregatzustand ist heute auch das „Plasma“ bekannt. Ein Plasma ist ein Gas, dessen Bestandteile teilweise oder vollständig in Ionenform vorliegen, also Elektronen aus ihrer Hülle in den freien Raum hinein abgegeben haben. Da ein Plasma nur unter sehr speziellen Bedingungen auf der Erde (z.B. in Blitzen) vorkommen bzw. nur unter sehr aufwändigen physikalischen Bedingungen künstlich erzeugt werden kann, ist es an dieser Stelle nicht von Bedeutung.
8. Analyse und Synthese
In einem Versuch wird rotes Quecksilberoxid (HgO) in ein Reagenzglas gegeben. Das Reagenzglas ist verschlossen mit einem durchbohrten Korken, durch welchen ein Glasrohr in das Reagenzglas ragt. Das Glasrohr ist auf der anderen Seite gebogen und ragt in ein offenes, mit Wasser gefülltes Gefäß (pneumatische Wanne). Dort ist das Glasrohr zu einer nach oben ragenden Spitze ausgezogen, welche in ein umgestülptes, wassergefülltes Reagenzglas mündet.
Abb. 6: Analyse von Quecksilberoxid
Das Quecksilberoxid wird über einem Bunsenbrenner erhitzt. Bereits nach kurzer Zeit kann man an der Innenwand des Reagenzglases eine Niederschlag von Quecksilber („Quecksilberspiegel“) feststellen. Durch die Spitze des ausgezogenen Glasrohres entweichen Blasen in das umgestülpte, wassergefüllte Reagenzglas und verdrängen dort das Wasser. Führt man in dieses Reagenzglas (mit der Öffnung nach unten gehalten) einen glimmenden Holzspan ein (sog. „Fidibus“), so beginnt dieser heftig aufzuflammen.
Quecksilberoxid wird durch Zufuhr von Energie (Wärme) in seine Bestandteile Quecksilber und Sauerstoff zerlegt. Diesen Vorgang der Zerlegung eines Stoffes in seine Bestandteile nennt man Analyse.
Die Reaktionsgleichung lautet:
In Kapitel 4 wurde die Reaktion von Eisen und Schwefel beschrieben. Hier wurde aus zwei Ausgangsstoffen, den Edukten, ein neuer Stoff, das Produkt geschaffen. Den Vorgang des Stoffaufbaus nennt man Synthese.
Die Reaktionsgleichung lautet:
Übungsaufgaben:
1. Überlegen Sie, in welchen Arten das Element Eisen auf der Erde vorkommt und notieren Sie Beispiele.
2. Listen Sie Eigenschaften des Eisens auf.
3. Was geschieht, wenn man ein Gemenge aus Eisenpulver und Schwefelpulver erhitzt?
4. Was geschieht, wenn man Quecksilberoxid erhitzt?
5. Wie kann man gasförmigen, reinen Sauerstoff nachweisen?
6. Welche Elemente kommen in der Natur als Moleküle vor?
7. Welche Elemente sind bei normalen Druck- und Temperaturbedingungen flüssig?
8. Wie heißen die Übergänge zwischen den drei Aggregatzuständen?
9. Welche Elemente sind keine Metalle oder Halbmetalle?
10. Erklären Sie mit Ihren Worten die Begriffe Analyse und Synthese!
11. Was ist der Unterschied zwischen einem Atom und einem Molekül?
12. Woraus besteht ein Atom?
13. Wie setzt sich ein Atomkern zusammen?
14. Formulieren Sie folgende Reaktionsgleichungen: a.) Schwefel reagiert mit Sauerstoff b.) Aluminium reagiert mit Sauerstoff c.) Natrium reagiert mit Chlor d.) Magnesium reagiert mit Fluor e.) Kohlenstoff reagiert mit Wasserstoff
15. Erklären Sie den Unterschied zwischen einem Index und einer Vorzahl!
16. Wie setzen sich die Atomkerne der Elemente zusammen mit der Ordnungszahl a.) 1 b.) 2 c.) 6 d.) 9 e.) 12 f.) 17 g.) 37
9. Die Brown’sche Molekularbewegung
In Kapitel 7 wurde erläutert, dass die Aggregatzustände abhängig sind vom Energiegehalt eines Stoffes und damit von seiner Temperatur. Die Temperatur ist wiederum ein Maß für die Bewegung der Teilchen eines Stoffes; - ist die Temperatur gering, so bewegen sie sich nur wenig. Ist die Temperatur hoch, so bewegen sie sich stark.
In einem Versuch wird ein Trichter in einen mit Wasser gefüllten Standzylinder getaucht. Die obere Öffnung des Trichters ist mit einem Wattestopfen verschlossen, auf welche etwas kristallines Kaliumpermanganat (KMnO4) gegeben wird. Anschließend lässt man einige Tropfen Wasser auf die Kristalle tropfen.
Abb. 7: Brown’sche Molekularbewegung
Das Kaliumpermanganat (dunkelviolett) löst sich in den Wassertropfen und gelangt durch die Watte in das Trichterrohr. In einer dunkelvioletten Spur fällt es im Standzylinder nach unten und setzt sich auf dem Boden ab.
Anschließend entfernt man den Trichter, sodass kein weiteres Kaliumpermanganat mehr nachströmen kann. Entgegen der Erwartung, dass sich eine dicke, violette Schicht auf dem Boden des Standzylinders absetzt, verteilt sich der Farbstoff nach und nach einheitlich über den gesamten Inhalt.
Diesen Vorgang gleichmäßiger räumlicher Verteilung von Teilchen in einer Flüssigkeit oder in einem Gas nennen wir Diffusion. Diffusion ist eine Folge der Brown’schen Molekularbewegung, welcher alle Teilchen in einer Flüssigkeit oder in einem Gas unterworfen sind. Die Stärke der Brown’schen Molekularbewegung ist abhängig von der Temperatur. Bei niedriger Temperatur ist sie geringer, bei höherer Temperatur ist sie stärker. Die Brown’sche Molekularbewegung wurde 1827 vom schottischen Botaniker Robert Brown (wieder-)entdeckt, nachdem schon ca. 50 Jahre zuvor ähnliche Beobachtungen gemacht wurden.
10. Wasserstoff – Sauerstoff – Wasser
Abb. 8: Kerze in Wasserstoffatmosphäre
In einem Versuch wird Wasserstoff aus einer Gasflasche in einen umgestülpten Glaszylinder (Wasserstoffgas ist leichter als Luft!) geleitet. Nähert man eine brennende Kerze dem unteren Gefäßrand, so hört man einen leisen Knall. Bringt man die Kerze ins Innere des Zylinders, so erlischt sie. Im abgedunkelten Raum erkennt man am unteren Rand des Zylinders eine fahlblaue Flamme. Zieht man die erloschene Kerze wieder aus dem Zylinder heraus, so entzündet sie sich wieder an dieser Flamme.
Der Wasserstoff verbrennt am unteren Behälterrand. Dabei reagiert er mit dem Sauerstoff der Luft. Für eine Verbrennung ist immer Sauerstoff erforderlich.
In einem weiteren Versuch werden eine Wasserstoff- und eine Sauerstoff- Gasflasche an einen Brenner angeschlossen. Das Gasgemisch wird entzündet und reagiert mit einem Knall. Am Ende der Flamme wird das Reaktionsprodukt in einem umgestülpten Becherglas aufgefangen. An den Wänden des Becherglases bilden sich Tropfen, Wasserdampf kondensiert hier zu Wasser.
Abb. 9: Knallgasflamme
Es wurde bereits dargestellt, dass sowohl Wasserstoff wie auch Sauerstoff zu den Elementen gehören, welche molekular vorkommen (siehe Kap. 6). Eine Mischung aus Wasserstoff und Sauerstoff, sei es durch fortlaufende Zumischung aus Gasflaschen oder auch ein Gasgemisch in einem Gefäß, heißt Knallgas. Entzündet man die Mischung, reagieren Wasserstoff und Sauerstoff explosionsartig miteinander, hierbei wird – je nach Mischungsverhältnis – ein sehr lauter Knall erzeugt.
Reaktionsgleichung:
Diese Gleichung wäre im Prinzip links und rechts des Pfeils ausgeglichen. Da als Reaktionsprodukt jedoch kein einzelnes Sauerstoffatom gebildet wird (sondern lediglich Wasser), muss ein weiteres Wasserstoffmolekül eingesetzt werden:
Abb. 10, 11: schematische Darstellung der Knallgasreaktion
Zwei Wasserstoffmoleküle reagieren mit einem Sauerstoffmolekül unter Bildung von zwei Wassermolekülen.
In einem Versuch wird Wasser in einem Erlenmeyer-kolben erhitzt. Der Wasserdampf wird über Magnesium-pulver geleitet. Am Ende der Reaktionsstrecke kann man Wasserstoff nachweisen.
Abb. 12: Reaktion von Magnesium mit Wasserdampf
Reaktionsgleichung:
Magnesium und Wasser reagieren unter Bildung von Magnesiumoxid und Wasserstoff.
In ein Reagenzglas gibt man nassen Seesand und überschichtet diesen mit Zinkpulver (Zn). Beim Erhitzen nimmt der entstehende Wasserdampf seinen Weg durch das Zinkpulver und reagiert hierbei mit diesem. Auch hier kann Wasserstoff als Reaktionsprodukt nachgewiesen werden.
Abb. 13: Reaktion von Zink mit Wasserdampf
Reaktionsgleichung:
Zink und Wasser reagieren unter Bildung von Zinkoxid und Wasserstoff.
Wasserstoffgas strömt durch eine Waschflasche mit Schwefelsäure (H2SO4), in der es von evtl. Feuchtigkeitsresten befreit wird. Das trockene Gas wird in ein Röhrchen mit schwarzem Kupferoxid (CuO) geleitet. Bereits nach kurzer Zeit erkennt man, dass Teile des schwarzen CuO zu rötlichem, metallischen Kupfer (Cu) geworden sind. Gleichzeitig bildet sich am Glas ein Beschlag von kondensierendem Wasserdampf. Der übrige Wasserstoff kann entzündet werden.
Abb. 14: Reaktion von Kupferoxid mit Wasserstoff
Reaktionsgleichung:
Kupferoxid und Wasserstoff reagieren unter Bildung von Kupfer und Wasser.
