2.8.32.8.32.8.32.8.3 Eigenschaften der SalzeEigenschaften der SalzeEigenschaften der SalzeEigenschaften der Salze 75757575
2.8.3.1 Mechanisches Verhalten 75
2.8.3.2 Schmelz- und Siedepunkte 75
Vergleich zwischen Molekülen und Salzen 75
Vergleich von verschiedenen Salzen 76
2.8.3.3 Elektrische Leitfähigkeit von Salzen 77
Salzschmelze 77
Salzlösung 77
2.8.3.4 Löslichkeit von Salzen in Wasser 78
2.8.3.5 Elektrolyse 79
2.8.42.8.42.8.42.8.4 Energetik des Lösens von SalzenEnergetik des Lösens von SalzenEnergetik des Lösens von SalzenEnergetik des Lösens von Salzen 80808080
2.9.2.1 Drill&Practice Metalle und Bindungstypen 86
Salze KME 61
Salze sind Verbindungen, die sich im festen Zustand aus Ionen zusammensetzen. Meistens sind sie aus Metallionen und Nichtmetallionen aufgebaut. Salze können
auch aus Komplexionen (z.B. SO2-4 ) aufgebaut sein.
Es gibt keine Moleküle, die aus Metallatomen und Nichtmetallatomen bestehen, Moleküle sind immer aus Nichtmetallatomen aufgebaut.
2.8 Salze
2.8.1 Die Bildung von Ionen
Reaktion von Eisenwolle mit Sauerstoff
Reaktion von Aluminium mit Brom
Reaktion von Natrium mit Chlor
Bei der Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen kann die Oktettregel nur erfüllt werden, wenn das Metall Elektronen abgibt und das Nichtmetall diese aufnimmt. Es entstehen geladene Ionen: Positiv geladene Ionen werden Kationen genannt, negativ geladene Anionen. Diese Art von Verbindungen werden Salze genannt, sie sind gesamthaft elektrisch neutral.
Beobachtung Reaktionsgleichung
Struktur der neuen Verbindung
Salze KME 62
2.8.1.1 Drill&Practice: Vom Atom zum Ion
Füllen Sie die fehlenden Felder aus. Aluminium ist ein Beispiel.
Elementname Lewisformel des
Atoms
Zahl Elektronen dazugehöriges
Ion
das dem Ion entspre-
chende Edelgasatom abge-geben
aufge-nommen
Aluminium ⋅
⋅⋅ Al 3 Al3+ Neon
F-
Beryllium
Kalium
2 Xenon
Neon
Ca
S
Stickstoff 3
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Salze KME 63
2.8.1.2 Namensgebung von Salzen Teil I
• Verbindungen, die aus zwei verschiedenen Elementen bestehen und Salze bilden enden auf -id. Das Kation wird zuerst genannt, dann das Anion (z.B. Natrium-Chlor-id = Natriumchlorid).
• Die Reaktionsmöglichkeiten der Elemente lassen sich aus dem PSE entnehmen. Alles was links steht (Metalle) gibt seine Valenzelektronen ab (die Anzahl ist aus der Gruppenzugehörigkeit zu entnehmen), damit wird die Oktettregel er-füllt. Alles was rechts steht (Nichtmetalle) nimmt so viele Elektronen auf, dass die Oktettregel erfüllt wird. Auch diese Zahl lässt sich aus der Gruppen-zugehörigkeit entnehmen.
• Das Salz muss nach aussen gesamthaft elektrisch neutral sein. Daraus erge-ben sich die Zahlenverhältnisse der Ionen. Für eine Reaktion von Magnesium mit Chlor heisst das: Magnesium 2. Hauptgruppe also 2 Valenzelektronen also Mg2+; Chlor 7. Hauptgruppe also 7 Valenzelektronen also Cl-. Damit das Salz nach aussen neutral wird, müssen ein Mg2+ mit 2 Cl- kombiniert werden. MgCl2
heisst dann nicht Magnesium-di-chlorid sondern schlicht Magnesiumchlorid. Zahlenverhältnisse werden nicht verbalisiert, das wäre sonst eine Tautologie wie ein "schwarzer Rappe" oder ein "weisser Schimmel".
• Viele Übergangsmetallionen besitzen die Möglichkeit eine unterschiedliche
Anzahl von Elektronen abzugeben z.B. Fe2+ und Fe3+. Hier wird die Ladung in römischen Zahlen nach dem Elementnamen in ( ) angegeben z.B. Eisen(III)-oxid Fe2O3.
Tragen Sie die entsprechenden Namen in das Kreuzworträtsel ein und konstruie-ren Sie das Lösungswort. Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Waagerecht
Senkrecht
3 C 1 F2
6 H2 2 S8
10 P 4 Na 12 Ca 5 Na+ 14 O2 7 N2
15 Cl- 8 I2
16 Br2 9 P3-
19 S2- 11 N3- 20 F- 13 Ca2+ 21 Br- 15 Cl2
22 O2- 17 H- (=Hydrid) 18 I-
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
1 & 8
2
3
4
5
6
7 9
10
11
12
13
Salze KME 65
2.8.1.4 Namensgebung von Salzen Teil II
Die bisher besprochenen Ionen bezeichnet man als einkernige
Ionen, da sie nur aus einem Element z.B. Cl-, S2- bestehen. Daneben gibt es jedoch auch Komplexionen, die aus mehreren Elementen aufgebaut sind z.B. SO2-
4 . Viele dieser Komplex-
ionen leiten sich von Säuren ab. Ein Teilchen ist dann eine
Säure, wenn es die Möglichkeit hat H+-Ionen (Protonen) an die Umgebung abzugeben.
Säure Komplexanion
Name Formel Name Formel Name Formel
Schwefelsäure H2SO4 Hydrogen-sulfat-Ion
Sulfat-Ion
Schweflige Säure
H2SO3 Hydrogen-sulfit-Ion
Sulfit-Ion
Kohlensäure H2CO3 Hydrogen-carbonat-Ion
Carbonat-Ion
Phosphorsäure H3PO4 Dihydrogenphosphat-Ion
Hydrogen-phosphat-Ion
Phosphat-Ion
Salpetersäure HNO3 Nitrat-Ion
Salpetrige Säure
HNO2 Nitrit-Ion
Essigsäure CH3COOH
HAc
Acetat-Ion Ac-
Chlorsäure HClO3 Chlorat-Ion
Chlorige Säure HClO2 Chlorit-Ion
Hypochlorige Säure
HClO Hypochlorit-Ion
Iodsäure HIO3 Iodat-Ion
Wasser H2O Hydroxid-Ion
Basen wiederum haben die Möglichkeit aus ihrer Umgebung ein
H+-Ion aufzunehmen. Daraus resultieren Komplexkationen, von denen hier nur zwei wichtig sind.
Basen Komplexkation
Ammoniak NH3 Ammonium-Ion
Wasser H2O Oxonium-Ion (alt Hydronium-Ion)
Salze KME 66
2.8.1.5 Mineraldünger
Füllen Sie die entsprechenden Namen ein.
2.8.1.6 Strukturformeln von Komplexionen
Die Strukturformeln der Komplex-Ionen lassen sich nach der Anleitung der "Strukturbestimmung der Moleküle" zeichnen. Bei der Berechnung der Valenz-elektronen muss die Ladung des Teilchens berücksichtigt werden. Die Oktettregel gilt zwingend. Da der Umgang mit den Ionen und den Komplexionen für den nachfolgenden Unter-richt von grosser Bedeutung ist, müssen alle Namen der Ionen auswendig gelernt werden. Ausserdem sollen alle Strukturen der Komplexionen (Teil II) gezeichnet werden können. Beispiel: Nitrat-Ion
Salze KME 67
2.8.1.7 Drill&Practice Vokabeltest Komplexionen
Zusammengesetzte Worte aneinanderschreiben Umlaute: ä = ä etc Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
1 ↓↓↓↓
2 ↓↓↓↓
3 →→→→
←←←← 4
5 ↓↓↓↓
7 ↓↓↓↓
8 →→→→
↑↑↑↑ 9
10 ↓↓↓↓
←←←← 11
12 →→→→
13 →→→→
14 ↓↓↓↓
←←←← 15
16 ↓↓↓↓
↑↑↑↑ 21
←←←← 24
22 →→→→
←←←← 17
23 ↓↓↓↓
←←←← 18
20 →→→→
Waagerecht
6 HClO
8 HClO2
11 H2SO3
13 HCO-3
15 H3PO4
17 H2CO3
19 HNO3
20 SO2-3
21 ClO-
23 NO-3
24 ClO-3
25 ClO-2
27 PO3-4
Senkrecht
1 HClO3
2 NO-2
3 H2SO4
4 CH3COO-
5 H2PO-4
7 HSO-3
9 H2O
10 CO2-3
12 HPO2-4
14 HNO2
16 IO-3
18 CH3COOH
21 HSO-4
22 OH- 26 HIO3
28 SO2-4
Lösung M
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 M
12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24
Salze KME 68
2.8.1.8 Drill&Practice Salze mit Komplexanionen
Tragen Sie in der Tabelle Namen und Formeln ein. Kombinieren Sie soviel Kationen und Anionen miteinander, dass das Salz nach aus-sen neutral ist.
NaClO Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Salze KME 69
2.8.1.9 Drill&Practice Ionen kombiniert zu Salzen
Tragen Sie das entsprechende stabile Kation ein und konstruieren Sie die Salzformel. (unabhängig davon, ob die Substanz wirklich existiert)
Hierfür sind immer so viele Kationen und Anionen zu kombinieren, dass das Salz nach aussen neutral ist. Beispiel: Kupfer (1. Möglichkeit), Cu2+; für NO-
3 gilt Cu(NO3)2
Atom Kation O2- Cl- S2- NO-3 Br- SO2-
4 H2PO-4 CO2-
3
Lithium
Magnesium
Aluminium
Ammonium-Ion
Fe (1. Möglichkeit)
Fe (2. Möglichkeit)
Natrium
Silber
Mangan (nur Mangan II)
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Salze KME 70
2.8.1.10 Kochsalz: Zusammensetzung und physiologische Wirkung
Was ist das nit gifft ist? Alle ding sind gifft und nichts ohn gifft. Allein die Dosis macht das ein ding kein gifft ist. Theophrastus Bombastus Paracelsus 1537, Einsiedeln und Basel
Salze KME 71
2.8.2 Ionenbindung und Ionengitter
2.8.2.1 Ionenbindung
Anionen und Kationen üben aufgrund ihrer unterschiedlichen elektrischen Ladung eine starke Anziehung aufeinander aus. Diese Anziehungskraft wird als Ionenbin-dung bezeichnet. Ionenbindungen sind im Gegensatz zu Atombindungen ungerichtet. Dies ergibt sich zwangsläufig aus der Modellvorstellung der Überlappung von Orbitalen bei Atom-bindungen (wie unten für Diamant noch einmal dargestellt) und des Wirkens von Coulomb'schen Kräften bei Ionenbindungen. Das C-Atom im Diamant kann genau 4 Bindungen tetraedrisch zu 4 anderen C-Atomen eingehen. Für die Bindung ent-steht eine Raumrichtung und daraus die Eigenschaft des Diamanten. Bei Salzen kann sich jedes Ion mit mehreren Ionen der entgegengesetzten Ladung umgeben, wobei sich die Ionen systematisch in einem Ionengitter anordnen. Anziehungskräfte sind nicht „sättigbar“. Es ist unerheblich, wie viele Objekte sich um einen Anzie-hungspunkt gruppieren, ob 1 oder 8, die Anziehungskräfte sind für jedes der Paare identisch. Die Anziehungskraft lässt ja nicht nach, nur weil eine Kon-kurrenzsituation eintrifft, es kommt jedoch zu einer Abneigung der Konkur-renten untereinander. Chemisch ausgedrückt: Die Anziehung zwischen Kationen und Anionen ist nach dem Coulomb’schen Gesetz abhängig von Ladung und Abstand. Ob 1 Anion oder 8 Anionen um ein Kation gesetzt werden, ist für die Anziehungskräfte unerheblich, für die Abstossungskräfte der Anionen untereinander jedoch aus-schlaggebend.
C
C C
C
C
Salze KME 72
2.8.2.2 Ionengitter
Gitterenthalpie
Entstehen bei chemischen Reaktionen aus Atomen oder Molekülen Ionen, so bildet sich aufgrund der Anziehung ein Ionengitter. Dabei wird die sog. Gitterenergie frei. Da Anziehungs- und Abstossungskräfte wirken, versuchen die Ionen sich in einem Zustand maximaler Anziehung zu ordnen. Abhängig vom Verhältnis der Ionenradi-en der Kationen und Anionen können sich verschiedene Gittertypen ausbilden. Nachfolgend werden diese Gittertypen vorgestellt. Es ist relativ schwierig die Geometrie eines Ionengitters aus der Formel abzuleiten. Man kann die Lage der Ionen in Ionengittern aber durch Röntgen von Kristallen bestimmen. Warum sich Ionen gerade in einem bestimmten Gittertyp organisieren hängt von vielen Fakto-ren, u.a. auch von dem Verhältnis der Ionenradien der Kationen und Anionen ab.
2.8.2.3 Ionenradius
Der Übergang vom Atom zum Ion ist immer mit einer Aufnahme oder einer Abgabe von Valenzelektronen verbunden. Die Anzahl der Protonen bleibt selbstverständ-lich konstant. Betrachtet man stabile Kationen z.B. Na+, Ca2+ oder Al3+, so ist die ursprüngliche Valenzschale des zugehörigen Atoms nicht mehr besetzt: Valenzschale für Na ist
Schale 3, für Na+ ist es Schale 2. Damit ist der Ionenradius erheblich kleiner als der Atomradius. Andererseits nimmt der Radius zu, wenn aus einem Atom ein Anion entsteht z.B. Cl
zu Cl-. Das zusätzliche Elektron erzeugt eine gewisse zusätzliche Elektronen-Elektronen-Abstossung in der Atomhülle.
-
-
-
-
+ +
++
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
Salze KME 73
2.8.2.4 Drill&Practice Atomradien und Ionenradien
Diese Übung vereinigt viel Vorwissen: Gesetz von Coulomb, Atommodell nach Bohr, Orbitalmodell, Salze und Salzbildung, Kenntnis der Ordnung im Periodensystem. Geben Sie zu allen Fragen die entsprechenden Antworten mit theoretischer Be-gründung. In den unten stehenden beiden Grafiken sind die absoluten Zahlen völlig unwichtig, einzig und allein zählt "das Prinzipielle". 1. Betrachten Sie das Verhalten von Atomradien in Perioden. Gehen Sie dazu der
Einfachheit halber von links nach rechts vor. Notieren Sie Ihren Befund und geben Sie eine theoretische Begründung.
2. Betrachten Sie das Verhalten von Atomradien in Gruppen. Gehen Sie dazu von oben nach unten vor. Geben Sie auch hier wieder eine theoretische Begrün-dung.
3. Betrachten Sie das Verhalten von Ionenradien in Perioden. Gehen Sie auch hier wieder von links nach rechts vor. Achten Sie auf die real möglichen Ionen
die entstehen können. Interessant ist es Na+/Mg2+/Al3+ untereinander zu ver-gleichen (Anzahl der Elektronen?) und das dann mit den Atomen Na/Mg/Al zu vergleichen.
4. Decken sich diese Erkenntnisse mit den Auswertungen aus Aufgabe 1? 5. Betrachten Sie das Verhalten von Ionenradien in Gruppen. Entspricht das
Ihren Vorstellungen?
Atomradien (pm) Ionenradien (pm) Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Salze KME 74
Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der nächsten, entgegengesetzt gelade-nen Ionen an.
2.8.2.5 Gittertyp, Koordinationszahl, Salzformel
Jeder Gittertyp hat als Charakteristikum eine bestimmte Koordinationszahl.
Welcher Zusammenhang besteht zwischen Koordinationszahl, Ionenladung und Salzformel? Am CaF2 sieht man diesen Zusammenhang am besten.
Not draw
n to scale!
Anzahl der Kationen, die sich innerhalb des grossen Würfels befinden: Anzahl der Anionen, die sich innerhalb des grossen Würfels befinden: Betrachtet man einen beliebigen Raum z.B. den obigen Würfel aus einem regelmäs-sigen Salzgitter, so lässt sich auf die Verhältnisformel (=Salzformel) schliessen, die keine Molekülformel darstellt, sondern das rechnerische Verhältnis der beiden Ionen in einem bestimmten Raum.
Salze KME 75
2.8.3 Eigenschaften der Salze
2.8.3.1 Mechanisches Verhalten
Salzkristalle kann man leicht in Schichten spalten, wenn man mechanisch auf sie einwirkt. Die Sprödigkeit basiert auf dem Verschieben von Gitterebenen. Gleich geladene Ionen sind plötzlich benachbart, der Kristall bricht auseinander.
2.8.3.2 Schmelz- und Siedepunkte
Vergleich zwischen Molekülen und Salzen
Das Schmelzen von festem Wasser wie auch das von Salzen bedeutet eine Loslö-sung der Teilchen von den starren Gitterplätzen in eine bewegliche Form. Die für die Schmelz- und Siedepunkte verantwortlichen zwischenmolekularen Kräfte bei den Molekülen sind in ihrer Richtungscharakteristik abhängig von den (gerichteten) Atombindungen. Bei den Salzen sind für die Schmelz- und Siede-punkte die ungerichteten Ionenbindungen selbst verantwortlich. Die nächste Tabelle bringt mit einigen Beispielen den direkten Vergleich zwischen den Schmelzpunkten von Salzen und Molekülen.
Moleküle Salze
Art der wirkenden Kräfte, die für die Siede- und Schmelz-punkte von Bedeutung sind.
Fügen Sie die Stoffe in die rechten Felder ein und ordnen Sie mit Hilfe der wirkenden Kräfte die Schmelztemperatu-ren grob zu.
NaCl, Cl2,
HCl, Na2S -114 °C, -101 °C, 801 °C, 1180 °C
Richtungscharakteristik der Kräfte
Nehmen Sie ein Becherglas und zeichnen Sie das Sieden der Stoffe Wasser und NaCl.
- +
- +
- +
- +
- +
- + - +
- + - +
- +
- +
- +
- +
- +
- + - +
- + - +
- +
- +
- +
- +
- +
- + - +
- + - +
1 2 3
Salze KME 76
Es ist wohl eindeutig: Salze haben im Vergleich zu den molekular gebauten Stoffen höhere Siede- und Schmelzpunkte, da sich jedes Ion mit mehreren Ionen der entgegengesetzten Ladung umgibt. Die dabei auftretenden Kräfte (Gitterenergie) sind grösser als die zwischenmolekularen Kräfte der Moleküle.
Vergleich von verschiedenen Salzen
Beim Schmelzen und Verdampfen der Salze muss die Gitterenergie teilwei-se bzw. ganz überwunden werden. Daher sind die entsprechenden Tem-peraturen von der Grösse der Gitter-energie abhängig. Die Schmelzpunkte sind u.a. abhängig von der Ionenladung und vom Ionenradius. Das ergibt sich direkt aus dem Coulomb'schen Gesetz, das die Anziehungskraft (F) mathematisch beschreibt aus den Ladungen der Ionen (Q1, Q2) und dem Ab-
stand zwischen den Ladungen (r). 2
21
r
QQkF
⋅⋅=
Der Ionenradius hat einen direkten Einfluss auf den Abstand r. (Anziehungskräfte→ Gitterenergie→Schmelzpunkt, Siedepunkt)
Einfluss der Ladung NaF MgO TiC
Ionenladung eintra-gen.
In welche Richtung nimmt die Gitter-energie zu?
Schmelzpunkte zu-ordnen: 992 °C, 2800 °C, 4300 °C
Einfluss des
Ionenradius NaF NaCl NaBr
In welche Richtung nimmt der Anionenradius zu?
In welche Richtung nimmt die Gitter-energie zu?
Schmelzpunkte zu-ordnen: 747 °C, 801 °C, 992 °C
Zusammenfassung
--
--
++
+
+
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
fest geschmolzen
-
3 -
+
3 +
- +
- +
Salze KME 77
Spannungsquelle
Elektrolyt
Platin- Elektroden
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
2.8.3.3 Elektrische Leitfähigkeit von Salzen
Leitet reines Wasser den elektrischen Strom? Die Ant-wort auf diese Frage liefert eine sog. Leitfähigkeitsmes-sung. Zwei Platinelektroden werden in den zu untersuchen-den Stoff getaucht (Elektrolyt), danach wird eine Gleich-spannung angelegt und die Leitfähigkeit mit Hilfe einer Glühbirne getestet.
Leitfähigkeitsmessung
Destilliertes Wasser (reines Wasser)
Salzlösung
Festes Salz
Salzschmelze
Wann ist ein Stoff elektrisch leitend?
Salzschmelze
Salzlösung
festes Salz
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
-+ -
+
-+
festes Salz
Wasser
Wasser
Herauslösen
der Kationen
Herauslösen
der Anionen
Salze KME 78
2.8.3.4 Löslichkeit von Salzen in Wasser
Die Löslichkeit von Salzen in Wasser ist ein Spiel zwischen Hydratationsenthalpie und Gitterenthalpie, die sich in der Lösungsenthalpie zeigt. Manche Salze lösen sich aufgrund der grossen beim Lösen zu überwindenden Gitterenthalpie erst gar nicht in Wasser. Kombiniert man Salzlösungen miteinander z.B. eine Silbernitratlösung und eine Natriumchloridlösung miteinander, so fällt AgCl aus. Silberchlorid ist also in Wasser unlöslich. Mechanistisch ist nicht leicht vorherzusagen, wann sich schwer lösliche Salze bilden. Die Frage "Warum ist NaCl leicht löslich in Wasser und
AgCl schwer löslich?" lässt sich nicht leicht beantworten. Die Informationen können einfach aus der untenste-
henden Tabelle entnommen werden. Wie bereits auf den vorangegangenen Seiten erörtert, sind Salze aus kleinen Ionen im Allg. schwerer löslich als Salze aus grossen Ionen, d.h. Fluoride und Hydroxide sind im allg. weniger löslich als Nitrate. Auch bei den Komplexionen gilt: je höher geladen umso schwerer löslich, je grösser umso besser löslich. Die Ladung spielt die übergeordnete Rolle, daher sind Phosphate PO3-
4 mit ihrer dreifach negativen Ladung oft unlöslich.
Löslichkeit von Salzen in Wasser (bei 298 K) Die Tabelle ist für den Unterricht stark vereinfacht und gilt nur zur Orientierung. Folgende Ionen wurden berücksichtigt
Einwertige Ionen: Alkalimetallionen, NH+4, Ag+
Zweiwertige Ionen: Erdalkalimetallionen ohne Beryllium,
Fe2+, Cu2+, Zn2+, Cd2+, Pb2+, Mn2+, Ni2+
Dreiwertige Ionen: Al3+, Cr3+, Fe3+
löslich gering löslich
bis unlöslich
Nitrate NO-3 alle
Acetate CH3COO- alle
Chlorate ClO-3 alle
Fluoride F- einfach geladene Kationen
mehrfach geladene Kationen
Chloride Bromide Iodide
Cl-
Br-
I-
alle übrigen Pb2+, Ag+
Sulfate SO2-4 alle übrigen Pb2+, Ca2+, Ba2+
Sulfide Oxide
S2-
O2-
Alkalimetallionen viele Erdalkalimetallionen
alle übrigen
Phosphate PO3-4
Alkalimetallionen Ammoniumion
alle übrigen
Hydroxide OH- Alkalimetallionen
Ba2+
alle übrigen
Ca2+
Beispiele: Sind Fällungen zu erwarten und wenn ja, wie ist die Reaktionsgleichung und wie heisst der Stoff der ausfällt? CaCl2-Lsg + Na3PO4-Lsg
FeCl3-Lsg + NaOH-Lsg
AgNO3-Lsg + NaOH-Lsg
FeCl3-Lsg + Na3PO4-Lsg
Salze KME 79
Leiter 1. Klasse sind Metalle und Graphit. Sie leiten den Strom durch frei bewegliche Elektronen und verändern sich dabei nicht. Leiter 2. Klasse sind Elektrolyte (=Flüssigkeiten). Die Stromleitung entsteht durch eine Ionenwanderung und ist mit stofflichen Veränderungen verbunden.
2.8.3.5 Elektrolyse
Was passiert zwischen den Platinelektroden bzw. an den Elektroden, wenn die elektrische Leitfähigkeit eines Elektrolyten gemessen wird?
Elektrolyse einer CuCl2-Lösung
Beobachtung Welche Teilchen liegen in einer wässrigen CuCl2-Lösung vor?
Die elektrische Leitfähigkeit von Salzlösungen und Salzschmelzen entsteht durch die Wanderung der Ionen im elektrischen Feld und nicht durch ein Hindurchflies-sen von Elektronen durch den Elektrolyten. Bei einer sog. Elektrolyse wandern die positiven Kationen zur Kathode, die negativen Anionen wandern zur Anode. Daher stammen die Bezeichnungen Anode und Kathode. An diesen Elektroden findet ein Elektronenaustausch statt, es kommt zu einer Entladung des Elektrolyten. Dies ist gleichzeitig mit einer chemischen Veränderung verbunden. Anode Kathode Gesamt
ion wandernd
hodos Weg
ana hinauf
kata hinab
lysis Trennung
Elektrolyse Zerlegung durch elektr. Strom
Elektrolyt elektrolytisch zerlegbarer Stoff
Elektrode Stoff der den e- den Weg bereitet (Anode/Kathode)
Anode Weg des Hinauffliessens
Kathode Weg des Hinabfliessens
Salze KME 80
2.8.4 Energetik des Lösens von Salzen
Lösen von NH4Cl in Wasser Lösen von NaOH in Wasser
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- -
-
-
-
-
+ ++
+
+
+
O HH
O HH
OHH
OHH
OHH
OHH
OHHOH
H
OH
H
OH
H
OH
H
OH
H
OH
H
OH
H
OHH
OHH
OH
H
OH
H
OH
H
OH
H
Das Auflösen von Salzen in Wasser lässt sich formell in zwei energetisch entgegengerichtete Prozesse unterteilen. Bei der Anlagerung der Dipole des Wassers an die Ionen wird Energie frei, da neue Bindungen gebildet werden. Die Ionen müssen aber aus dem Gitter herausgelöst werden, was im Gegensatz dazu Energie erfor-dert. Ob der Gesamtprozess endotherm oder exotherm verläuft, hängt vom heikeln Verhältnis zwischen Gitterenergie und Hydratationsenergie ab.
∆HGitter molare Gitterenthalpie
Energie, die aufgewendet werden muss, um ein mol eines Salzes (=Ionengitter) vom festen in den gasförmigen Zustand zu überführen.
exotherm oder endotherm?
∆HHydratation molare Hydratationsenthalpie Energie, die bei der Anlagerung von Wasser an ein mol Teilchen umge-setzt wird.
exotherm oder endotherm?
∆HLösung molare Lösungsenthalpie Energie, die beim Lösen von einem mol eines Stoffes umgesetzt wird.
exotherm oder endotherm?
Salze KME 81
Eisräumung auf Strassen, (Eis/Kochsalz Mischung)
Das Schmelzen von Eis mit Kochsalz verläuft endotherm, da die freigesetzten
Hydratationsenthalpien der Na+- und Cl--Ionen nicht ausreichen, um die Gitter-energien des Eis- und des Kochsalzgitters aufzubringen. Der Betrag der Hydrata-tionsenthalpie (symbolisiert als∆H) ist also kleiner als der Betrag der Gitter-energien. Die fehlende Energie liefert u.a. die Wärmeenergie des Eises, die Eis/Salzmischung kühlt sich ab, das Salz löst sich auf und die Gitterstruktur des Eises zerfällt (Das Eis schmilzt). Das Salzstreuen im Winter beruht, auch bei Temperaturen unter 0 °C, auf genau diesem Effekt. Die durch diesen Vorgang gebildete Salzlösung hat einen geringe-ren Schmelzpunkt/Erstarrungspunkt (-20 °C) als das reine Wasser (0 °C), man spricht auch von einer Gefrierpunktserniedrigung, da die Ausbildung der regel-mässigen Eisstruktur durch die vorliegenden Ionen behindert wird. Unterhalb dieser Temperatur lässt sich dann nicht mehr "mit Salz enteisen".
Experiment Beobachtung Erklärung
NH4Cl
NaOH
Auflösung von CaCl2
Auflösung von CaCl2·6H2O
(Gitterplätze sind auch mit H2O Molekülen be-
setzt → Kristallwasser)
Fällung eines schwerlöslichen Salzes
Salze KME 82
2.8.4.1 Drill&Practice Von Allem etwas
1. Welches sind die Verhältnisformeln der folgenden Verbindungen?
3. Benennen Sie die folgenden Salze und zeichnen Sie die Strukturformeln.
Bei mesomeren Zuständen sind alle Grenzstrukturen anzugeben.
Na2SO4, Li2HPO4
4. Warum liegt der Schmelzpunkt von Natriumfluorid höher als der von Nat-
riumacetat?
5. Zeichnen Sie die Strukturformeln von Ammoniak und Cäsiumchlorid.
6. Erklären Sie mit Hilfe der Theorie der Lösungsvorgänge bei Salzen, wa-
rum Aluminiumoxid praktisch in Wasser unlöslich ist.
7. Was ist faul an der folgenden Aussage: Beim Ausbringen von Streusalz
auf vereiste Strassen tritt der Tauprozess durch die entstandene Wärme
bei der Lösung des Salzes ein.
8. Im Labor sind 2 farblose Lösungen in Erlenmeyerkolben umgefüllt worden,
unglücklicherweise ohne die Kolben vorher zu beschriften. Die Vorratsfla-
schen zeigen die Aufschriften Natriumphosphat und Silbernitrat. Wie
lassen sich die beiden Lösungen retten?
9. Betrachten Sie die Elektrolyse von Wasser bei der 2 Gase entstehen.
a) Welches Gas entsteht an der Anode, welches an der Kathode?
b) Notieren Sie die Elektrodenreaktionen an der Anode und an der Katho-
de.
Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Metalle KME 83
2.9 Metalle
Metallische Eigenschaften
Es gibt 4 physikalische Eigenschaften, die alle Metalle aufweisen:
2.9.1 Elektronengas-Modell
Die Eigenschaften der Metalle hängen, wie sollte es anders sein, eng mit deren Struktur zusammen. Metalle haben die Eigenschaft, dass sie leicht ihre Valenz-elektronen abgeben. Als Gitterbausteine liegen im Metallkristall demnach positiv geladene Atomrümpfe vor, zwischen denen sich die Elektronen wie ein Gas frei bewegen können. Dieses Gas bewirkt den Zusammenhalt der Atomrümpfe.
2.9.1.1 Elektrische Leitfähigkeit
Legt man bei einem Metall eine Spannung an, so wird die regellose Bewegung der Elektronen gerichtet. Sie fliessen zum positiven Pol. Strömungsgeschwindigkeit der Elektronen: Geschwindigkeit des elektrischen Stroms: Exp: Leitfähigkeit von verschiedenen Stoffen (qualitativ)
++ + + +++
++ + + +++
++ + + +++
++ + + +++
Metalle KME 84
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
- +
Temperaturabhängigkeit der elektrischen Leitfähigkeit
Mit steigender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit der Metalle ab, da eine höhe-re Temperatur ein stärkeres Schwingen der Atomrümpfe und damit eine Behinde-rung des Elektronenflusses bewirkt. Supraleitung: Mit abnehmender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit zu. Der elekt-rische Widerstand verschwindet dann ganz abrupt bei einer bestimmten Sprung-temperatur. Für Hg liegt sie bei 4.1 K unterhalb der sich elektrischer Strom wi-derstandslos transportieren lässt. Der moderne keramische Supraleiter YBa2Cu3O7 besitzt eine Sprungtemperatur von 92 K, also oberhalb von flüssigem
Stickstoff (77K), der sich als Kühlmaterial sehr eignet.
2.9.1.2 Wärmeleitfähigkeit
Wärmeleitung wird bei Nichtmetallen durch das Schwingen von Molekülen und Übertragung auf deren Nachbarmoleküle bewerkstelligt. Daher haben Gase eine relativ geringe Wärmeleitfähigkeit. Bei Metallen erfolgt die Wärmeleitung vor-nehmlich über die beweglichen Elektronen. Gute elektrische Leiter sind auch gute Wärmeleiter.
2.9.1.3 Duktilität (Verformbarkeit)
Sprödigkeit von Salzen Verformbarkeit von Metallen
Härte
Die positiven Atomrümpfe werden durch die Elektronen mittels elektrostatischer Anziehungskräfte zusammengehalten. Nach dem Coulomb'schen Gesetz gilt: je höher die Ladungen d.h. je mehr Elektronen abgegeben werden und je kleiner die Atomrümpfe umso härter das Metall z.B. Ca → Mg → Be
++ + + +++
++ + + +++
++ + + +++
++ + + +++
Metalle KME 85
Glanz
Auch der Glanz von Metallen ist eine Folge des Elektronengases, das ein hohes Reflexionsvermögen für sichtbares Licht aufweist.
Gitterstruktur
Metallatomrümpfe ordnen sich wie die Ionen der Salze in bestimmten Gittertypen an, z.B.
2.9.2 Legierungen
Die Bezeichnung Legierung1 ist eine Sammelbezeichnung für metallische Gemische aus mindestens 2 Komponenten, von denen wenigstens eine ein Metall ist. Sie wer-den meist durch das Zusammenschmelzen der einzelnen Komponenten hergestellt. Legierungen zeigen meist ganz andere Eigenschaften als die Ausgangsstoffe be-sonders bezüglich ihrer Härte und ihrer Schmelzpunkte. Die Zahl der Legierungen wird auf etwa 75000 geschätzt. 5 davon sind nachfolgend aufgeführt.
Legierung Zusammensetzung Eigenschaften
Bronze Messing
90% Cu, 10% Sn >52% Cu, Rest Zn
Amalgame Hg, andere Metalle
Weissgold (585er) 58.5% Au, 41.5% Ni und Cu
Nirosta-Stahl Fe und u.a. 18% Cr, 8% Ni
1 ligare (lat.) vereinigen
Metalle KME 86
2.9.2.1 Drill&Practice Metalle und Bindungstypen
1. Welches sind die 4 am häufigsten verwendeten Gebrauchsmetalle? 2. Welche Metalle sind am längsten bekannt? 3. Metalle weisen eine Metallbindung auf . Wie nennt man die positiv geladenen
Teilchen in der Metallbindung? 4. Wie nennt man die frei beweglichen Teilchen in einer Metallbindung? 5. Erläutern Sie, warum in einem stark erhitzten Metall in der Gasphase keine
elektrische Leitfähigkeit auftritt. 6. Wie nennt sich die Bindung, die zwei (gleiche oder verschiedene) Nichtmetall-
atome eingehen? 7. Wird der Begriff der Elektronegativität auch auf Ionen oder Salze ange-
wandt? 8. Welche Eigenschaften müssen Moleküle haben, die von einem elektrostatisch
geladenen Stab abgelenkt werden? 9. Ordnen Sie mit Pfeilen jeder einzelnen Verbindung den richtigen Bindungstpy
zu.
Atombindung (Moleküle)
P2O5
CaO KI Na2O
Metallbindung (Metalle)
Al2O3
Na PCl3
MgCl2
Ionenbindung (Salze)
Pb H2O
Mg NH4NO3
10. Das Bindungsdreieck: Ordnen Sie jede Ecke einem bestimmten Bindungstyp
zu. Tragen Sie am Pfeil ein, ob die Polarität der Bindung zunimmt oder abnimmt
Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
