Anorganische Chemie für Schüler/ Gesetzmäßigkeiten chemischer Reaktionen

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Inhaltsverzeichnis

Gesetze von der Erhaltung der Masse und der Energie

Massenerhaltung

Erforschen des Verbrennungsvorgangs6.svg

Was geschieht eigentlich mit der Masse der Reaktionsteilnehmer bei einer chemischen Reaktion? Dies zu überprüfen, ist gar nicht so einfach, da man dazu ein geschlossenes System haben muss, in das kein neuer Stoff eindringt, aber auch nichts entweicht. Um das zu erreichen, wird ein Rundkolben mit einem Luftballon gasdicht verschlossen. Ein Stopfen eignet sich nicht zum Verschließen, er würde sofort durch die Wärmeausdehnung herausknallen!

Versuchsbeschreibung

In einen Rundkolben werden Streichholzspitzen gefüllt. Er wird mit einem Luftballon verschlossen und gewogen.

Dann erhitzen wir den Kolben, bis sich die Streichholzköpfe entzünden.

Anschließend wiegen wir den Kolben erneut und vergleichen die gemessenen Gewichte.

Beobachtung

Der Luftballon dehnt sich aus und zieht sich wieder zusammen.

Gewicht vor der Reaktion: m1 = 50,41 g

Gewicht nach der Reaktion: m2 = 50,41 g

Schlussfolgerung
Das Gas dehnt sich bei Erwärmung aus und kontrahiert beim Abkühlen.

Die Gesamtmasse der Reaktionspartner hat sich nicht geändert.

 Antoine Lavoisier (1743 - 1794): Gesetz von der Erhaltung der Masse:

Rien ne se perd, rien ne se crée

Die Gesamtmasse ändert sich bei chemischen Reaktionen (im Rahmen der Messgenauigkeiten) nicht.

MasseAusgangsstoffe=MasseProdukte

Energieerhaltung

 Albert Einstein (14.3. 1879 - 18.4.1955):


Umwandlung von Energie in Masse und von Masse in Energie ist möglich.


(c = Lichtgeschwindigkeit = 300.000 km/s)


Bei einer chemischen Reaktion ist die Summe aus Masse und Energie der Ausgangsstoffe gleich der Summe aus Masse und Energie der Endstoffe.


Wird Energie frei, tritt ein unwägbar kleiner Massenverlust auf. Wird Energie investiert, tritt Massenzunahme auf. Dieses kann allerdings mit herkömmlichen Waagen nicht gemessen werden.


Energieerhaltung bei chemischen Reaktionen

In einem späteren Schuljahr wirst du dies als  ersten Hauptsatz der Thermodynamik kennenlernen.

Versuchsbeschreibung

Bei diesem Versuch wird nasses CaO getrocknet. Anschließend wird wieder Wasser zugegeben.

Beobachtung

Wir beobachten, dass Energie zum Entfernen des Wassers benötigt wird. Die Zugabe von Wasser setzt Energie frei.

Wasser, CaO und Becherglas und Thermometer werden gewogen. Dann wird das Wasser zugegeben. Die Temperatur steigt.

Schlussfolgerung

Woher stammt die freiwerdende Energie (Temperatur)?

Eine praktische Erklärung

Nach Einstein ist E=mc2. Wenn c eine Konstante ist und nach dem ersten Gesetz die Masse sich nicht ändert, so muss auch die Gesamtenergie bei chemischen Reaktionen unverändert bleiben.

Wenn Benzin verbrennt und Energie frei wird, muss sie schon vorher enthalten sein.

Der Stoff muss also eine Art innerer Energie besitzen.

Gesetz der konstanten Massenverhältnisse

Statt von Massenverhältnissen zu sprechen, kann man auch Proportionen sagen.

 Joseph Louis Proust 1754 - 1826 war Apotheker in Paris und auch Forscher in Madrid, wo er vom spanischen König bezahlt wurde. Er musste für seine Medikamente viele Kräuter mischen und reagieren lassen und war daran interessiert, so wenig wie möglich bei einer Reaktion an Resten „über“ zu haben, also zu verschwenden, da die Kräuter selten und teuer waren. Er untersuchte also chemische Reaktionen unter dem Aspekt der Masse.

Um seine Erkenntnisse zu verstehen, kann man ein einfaches Masseexperiment durchführen, welches schon bekannt ist, die Vereinigung von Kupfer mit Schwefel:

Versuchsbeschreibung

Mehrere Schülergruppen wiegen ein Kupferblech vor und nach der Vereinigung mit Schwefel. Dann wird der Mittelwert aller Messungen bestimmt und das Massenverhältnis berechnet.

Beobachtung

Der Mittelwert aller Messungen lautet:

  • Kupferblech vor der Reaktion: 6g
  • Kupferblech nach der Reaktion: 7,5g

Das Kupfer hat mit 1,5g Schwefel reagiert.

Schlussfolgerung

Kupferblech + Schwefel Schwefelkupfer + Energie


So wird das Verhältnis berechnet:

Folgende Grafik soll Dir verdeutlichen, dass der Zusammenhang bei jeder Masse besteht und proportional ist. D.h. Das konstante Massenverhältnis von Kupfer zu Schwefel ist immer 4:1

Proportionalität zwischen der Masse von Kupfer und Schwefel

 Louis Proust (1799): Gesetz der unveränderlichen Massenverhältnisse

Bei chemischen Reaktionen, also Vereinigung beziehungsweise Zersetzung, reagieren die Reinstoffe immer in einem von der Natur vorgegebenen festen Verhältnis miteinander.

Aufgaben zum Rechnen mit Massenverhältnissen

  1. Eisen + Schwefel (Fe + S):
    a) Bei einem Versuch reagieren 140 g Eisen mit 80 g Schwefel. Stelle die Reaktionsgleichung auf und bestimme das Massenverhältnis.
    b) Wie viel Schwefel braucht man für 105 g Eisen?
    c) Bei einer anderen Vereinigung werden zu einem Eisenblech 200 g Schwefel gegeben. Die Vereinigung verläuft vollständig. Wie schwer war das Eisenblech?
  2. Kupfer und Schwefel (Cu + S):
    a) Ein Kupferblech wiegt 400 g. Es wird mit Schwefel vereinigt. Nach der Reaktion wiegt es 600 g. Wie groß ist die Masse des Schwefels der reagiert hat?
    b) Bestimme das Massenverhältnis.
    c) Wieviel Gramm Schwefel braucht man für die Reaktion von 233 g Cu?
  3. Wasserstoff und Sauerstoff (H + O):
    a) Auch Gase haben ein Gewicht. 8 g Wasserstoff und 64 g Sauerstoff vereinigen sich beim Entzünden mit einem lauten Knall. Stelle die Reaktionsgleichung auf und bestimme das Massenverhältnis.
    b) Wie viel Gramm Wasserstoff braucht man für 12 g Sauerstoff?

Gesetz der konstanten Massenverhältnisse

Die konstanten Masseverhältnisse bei der Bildung von FeS


Eisen und Schwefel reagieren im Massenverhältnis 7:4 miteinander

Dieses Ergebnis gilt auch bei großen Massen (z.B. Tonnen)!

Daraus folgt das

Gesetz der konstanten Massenverhältnisse:
Bei chemischen Reaktionen reagieren die Stoffe immer in einem
von der Natur vorgegebenen festen Verhältnis miteinander.

Zerlegbarkeit von Stoffen

Schon der Grieche  Demokrit - 460 - 371 v. Chr. - nahm an, dass man Stoffe nicht beliebig weit zerkleinern kann. Er vermutete ein unteilbares Teilchen, welches er „Atomos“ nannte, nach dem griechischen Wort für unteilbar.

Für die Existenz von winzigen Teilchen sprechen viele Befunde:

Versuchsbeschreibung
Brom ist ein bei Raumtemperatur gerade noch flüssiges Nichtmetall, welches bei Freisetzung sofort verdunstet. Zum Beweis, dass die Flüssigkeit Brom aus kleineren Bestandteilen besteht, wird ein Tropfen Brom in einen mit Luft gefüllten Gaszylinder getropft.

Beobachtung
Der braune Dampf breitet sofort sich aus und verteilt sich im ganzen Zylinder

Schlussfolgerung
Die Teilchen verteilen sich selbstständig im Raum. Man nennt diesen Vorgang Diffusion. Dies ist die Verteilung von Teilchen aufgrund ihrer Eigenbewegung (siehe auch Kapitel 5 - Versuch des Kaliumpermanganatkristalls in Wasser)

Weiterhin spricht für die „Atom-Theorie“, dass viele Stoffe Kristalle bilden:

Versuchsbeschreibung
Man erstellt eine gesättigte Alaunlösung. Ein kleiner Impfkristall wird in die Alaunlösung gehängt.

Beobachtung
Der Kristall wächst und bildet einen Oktaeder.

Schlussfolgerung
Kleinste Teilchen legen sich an die Oberfläche in ganz bestimmter Weise aneinander. Es bildet sich ein großer Kristall. Jede neue Schicht vergrößert den Kristall, lässt die Grundgestalt aber unverändert.

Daltons Atomhypothese

Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:


 John Dalton, geboren am 6. September 1766 in Eaglesfield, England war ein englischer Naturwissenschaftler und Lehrer. Sein Vater war als Weber reich genug, seinen Sohn auf eine Schule zu schicken. Für die damalige Zeit keine Selbstverständlichkeit. Schon im Alter von 12 Jahren wurde er selbst an dieser Schule als Lehrer tätig. Im Alter von 15 Jahren (also 1781) begann er im benachbarten Kendal mit seinem Bruder und seinem Cousin eine neue Schule zu leiten. 12 Jahre später (1793) wird er an das „New College“ nach Manchester berufen, wo er Studenten unterrichtete sollte. Er starb am 27.7.1844, im Alter von 78 Jahren in Manchester.

Sein Interesse galt vielen Dingen, vor allem aber den Vorgängen der Natur. Durch seine meteorologische Beobachtungen vermutete er schon 1787, dass Regen durch ein Sinken der Atmosphärentemperatur entsteht. Weiterhin arbeitete er auf dem Gebiet der Wärmeausdehnung von Gasen und formulierte ein Gesetz dazu (das „Dalton-Gesetz der Partialdrücke“). John Dalton entdeckte auch die Farbenblindheit, an der er selbst litt. Seine wichtigste Theorie veröffentlichte er 1803 zu den chemischen Elementen. Er vermutet, dass alle Stoffe aus Atomen bestehen. Diese neue Theorie wurde nach ihm „Daltonsche Atomhypothese“ benannt:

  1. Materie besteht aus extrem kleinen, bei Reaktion ungeteilt bleibenden Teilchen, den Atomen.
  2. Die Masse der Atome eines bestimmten Elements sind gleich (alle Atome eines Elements sind gleich). Die Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in ihren Eigenschaften (zum Beispiel in Größe, Masse, usw.).
  3. Es existieren so viele Atomsorten wie Elemente.
  4. Bei chemischen Reaktionen werden Atome in neuer Kombination vereinigt oder voneinander getrennt.
  5. Eine bestimmte Verbindung wird von den Atomen der betreffenden Elemente in einem bestimmten, einfachen Zahlenverhältnis gebildet.

Sein bedeutendster Beitrag dürfte sein 1808 veröffentlichtes Buch „A New System Of Chemical Philosophy“ sein. Darin schlug Dalton vor, das Atomgewicht der Elemente auf das leichteste Element, den Wasserstoff zu beziehen. Diesem ordnete er dabei die Masse 1u zu. (u steht für „unit“ = Einheit). Seine Messungen waren für die damalige Zeit und die zur Verfügung stehenden Messgeräte erstaunlich genau! Er stelle gleichzeitig eine Tabelle der Atomgewichte auf, in der die Atome nach steigender Masse angeordnet waren. Diese waren eine wichtige Vorlage für die spätere Aufstellung des Periodensystems der Elemente.

1822 wurde er Mitglied der Englischen  Royal Society. Von dieser erhielt er als erster die Goldmedaille für seine Verdienste auf dem Gebiet der Chemie. 1830 wählte man ihn als erstes ausländisches Mitglied in die französische „Académie Des Sciences“ in Paris. Letzteres war die höchste Ehrung, die einem englischen Wissenschaftler im 19. Jahrhundert verliehen wurde.

Aufgaben

  1. Lies den gesamten Text und Unterstreiche anschließend mit einem Bleistift alle Schlüsselwörter mit einer Wellenlinie, alle Nebeninformationen mit einer geraden Linie.
  2. Lese den Text nochmals durch, wenn Du keine Änderungen mehr an Deinen Schlüsselwörtern und den Nebeninformationen hast, kennzeichne die Schlüsselwörter mit einem Textmarker und unterstreiche die Nebeninformationen mit einer feinen roten Linie.
  3. Erstelle einen Spickzettel mit den 12 wichtigsten Schlüsselwörtern (und Zeichnungen / Skizzen wenn Du möchtest).

Dalton bestimmte das Atomgewicht durch Vergleich von Atommassen

Natürlich kann man Atommassen nicht direkt vergleichen, weil man die Atome nicht einzeln in die Waagschale legen kann. Auch Dalton ging so vor, wie wir das bei unserem Versuch mit dem Kupferblech gemacht haben.

Versuchsaufbau Leitfähigkeit von Lösungen


Wenn man die relative Atommasse auf ein Atom bezieht und in Gramm ausrechnet, bemerkt man, wie gering die Masse eines Atoms ist:

Die Masse eines Wasserstoffatoms beträgt:

0,000 000 000 000 000 000 000 001 637g

Die Masse eines Sauerstoffatoms beträgt:

0,000 000 000 000 000 000 000 0267g

Warum ist das Massenverhältnis konstant?

Nimmt man die Masse von zwei Atomen Wasserstoff und einem Atom Sauerstoff, so erhält man folgendes Verhältnis:

Nimmt man statt einem Atom beispielsweise 12345 Atome, so erhält man wieder das gleiche Massenverhältnis:

Wie man sieht, ist das Massenverhältnis nicht von der Anzahl der beteiligten Atome abhängig, da sie sich aus dem Verhältnis sowieso herauskürzen.

Erklärung des Gesetzes der konstanten Massenverhältnisse

Beispiel: Eisensulfid

7 g Eisen + 5 g Schwefel 11 g Eisensulfid + 1 g Schwefel + Energie
9 g Eisen + 4 g Schwefel 11 g Eisensulfid + 2 g Eisen + Energie
7 g Eisen + 4 g Schwefel 11 g Eisensulfid     + Energie
Da Schwefel und Eisen in einem konstanten Verhältnis miteinander reagieren und bei 7 g Eisen und 4 g Schwefel kein Rest übrig bleibt, folgt daraus, dass in 7 g Eisen genauso viele Atome enthalten sind wie in 4 g Schwefel.

Wichtig: Es können nur ganze Atome reagieren (da sie chemisch unteilbar sind)

Bildung von FeS


gezählt 5 Atome Fe + 5 Atome S 5 Moleküle FeS + Energie
  Anzahlverhältnis
gewogen 7g Fe + 4g S 11g FeS + Energie
  Massenverhältnis
bzw: 5 56u + 5 32u 5 88u + Energie
  Massenverhältnis

Frage

Hat damit Dalton das Gesetz der konstanten Massenverhältnisse schon erklärt?

Wenn die Anzahl der reagierenden Eisenatome der Anzahl an reagierenden Schwefelatomen entspricht, dann muss das Massenverhältnis immer gleich sein, da nur ganze Atome miteinander reagieren können und sich deren Anzahl im Verhältnis heraus kürzt:

Beispiel:

Unabhängig von der Anzahl der beteiligten Atome ist das Massenverhältnis immer konstant, da die Atome in einem festen Anzahlverhältnis miteinander reagieren.

Ein Vergleich: Im Klassenraum sind Jungen (alle 70 kg) und Mädchen (50 kg). Egal wie viele Mädchen mit Jungen sich zu Paaren zusammenstellen, es kommt immer das Verhältnis 7:5 pro Paar heraus.

Aufgaben

  1. Schreibe einen Aufsatz, der erklärt, inwiefern Daltons Atomhypothese das Gesetz der konstanten Proportionen erklärt.
  2. Erkläre die Konsequenzen der Aussage „Eisen reagiert mit Schwefel zu Eisensulfid. Genau ein Atom Eisen reagiert dabei immer mit einem Atom Schwefel“
  3. Was kann man mit diesem Wissen nun alles aus der Formel „FeS“ herauslesen?
  4. Was passiert wenn wir mehr Schwefel nehmen ( S Atome bleiben übrig. (siehe Anfang!))

Gesetz der multiplen Proportionen

Ein Mineralsammler findet einen schwarzen Brocken mit Eisensulfid (FeS) sowie einen Brocken eines goldenen Minerals. Eine Untersuchung ergibt für beide (!), dass nur Fe und S enthalten ist. Nach einer quantitativen Analyse des goldenen Minerals wissen wir mehr.

Bildung von FeS


gezählt 2*5 Atome Fe + 5 Atome S 5 Moleküle FeS2 + Energie
  Anzahlverhältnis
gewogen 7g Fe + 8g S 15g FeS2 + Energie
  Massenverhältnis
bzw: 5 56u + 232u 5 88u + Energie
  Massenverhältnis

Durch diesen Wert kann man nun die Formel und den Namen des Minerals mit der passenden Fachliteratur bestimmen: Das Mineral heißt  Eisenkies (Pyrit, Katzengold, fools gold) und kommt z.B. in Silberbergwerken vor. Seine Formel ist FeS2

Es handelt sich um zwei völlig verschiedene Verbindungen, die beide aus Eisen und Schwefel bestehen und ganz verschiedene Eigenschaften haben. Sie unterscheiden sich z. B. in ihrem Massenverhältnis.
Das Gesetz der Multiplen Proportionen: Elemente verbinden sich in einem von der Natur vorgegebenem, einfachen Massenverhältnis oder deren Vielfachen miteinander.
Theoretisch mögliche Kombinationen wären: 7/4, 7/8, 14/4, 14/12… usw

Vergleiche:

Eisensulfid 1: schwarzes Pulver, magnetisch ( Magnetkies)

Bildung durch: 7 g Eisen + 4 g Schwefel11 g Eisensulfid 1 (=Magnetkies)

= =

Eisensulfid 2: gold-metallisch glänzend, nicht magnetisch ( Eisenkies, Katzengold, Pyrit),

Bildung durch: 7 g Eisen + 8 g Schwefel 15 g Eisensulfid 2 (=Eisenkies)
    Diese Reaktion erfordert speziellen Reaktionsbedingungen, wie sie  z.B. im Erdinneren, bei hohem Druck und hoher Temperatur vorliegen.

= =

Berechnung des tatsächlichen Massenverhältnis

tatsächliches Massenverhältnis = einfaches Massenverhältnis x=1 ^ y=2

Mit diesem Wissen wurden von Chemikern nun viele Mineraliensucher ausgeschickt, die rausfinden sollten, welche Verbindungen es wirklich gibt. In der Natur findet man allerdings nicht alle denkbaren Vielfachen, obwohl theoretisch viele möglich sind.
Es stellt sich heraus, dass es tatsächlich nur wenige Elementkombinationen gibt.

Ein weiteres Eisensulfid wurde aber tatsächlich noch gefunden, die Analyse ergab ein Massenverhältnis von Fe : S = 14 : 12

7 g Eisen vereinigen sich mit 6 g Schwefel vollständig.
Bildung von FeS


2 Fe + 3 S Fe2S3

Die Formel dieses Eisensulfids ist Fe2S3

Dieses Wissen erforderte eine neue Schreibweise für chemische Verbindungen:

Regeln für die chemische Formel

Bsp.: C6H12O6 (Traubenzucker)

  1. Anschreiben der Symbole der an der Verbindung beteiligten Elemente (C, H, O).
  2. Das Anzahlverhältnis der Atome wird durch tief gestellte Zahlen ausgedrückt.
  3. Symbole der Metalle werden vorangestellt.

Aufgaben

  1. Wie viele Atome sind in Schwefelsäure (Phosphorsäure) miteinander vereinigt?
  2. Fe reagiert mit S unter hohem Druck im Massenverhältnis 7/6. Bestimme das Atomverhältnis.
  3. Schwefel verbrennt an der Luft mit blassblauer Flamme. Wenn der Schwefel in reinem Sauerstoff verbrennt leuchtet er blau und es entsteht ein weißer Feststoff:
    Stelle die zwei Reaktionsgleichungen auf und bestimme die Massenverhältnisse.
  4. Die Gase Stickstoff und Sauerstoff verbinden sich im Automotor im Massenverhältnis N:O = 7/16. Bestimme die Formel des entstehenden Gases
  5. Eine Müllverbrennungsanlage verbrennt am Tag 1000 kg Kunststoffe. Diese enthalten 950 kg Kohlenstoff. 95% davon verbrennen vollständig zu Kohlenstoffdioxid. 5% verbrennen unvollständig zu Kohlenstoffmonooxid. Stelle beide Reaktionsgleichungen auf und bestimme die Massen der entstehenden Gase.

Aufgaben zum Rechnen

  1. Eisen reagiert mit Schwefel unter hohem Druck im Massenverhältnis 14/12. Bestimme das Atomverhältnis.
  2. Die Gase Stickstoff und Sauerstoff verbinden sich im Automotor im Massenverhältnis N:O = 7/8 Bestimme die Formel des entstehenden Gases
  3. Im Labor lässt sich Stickstoff aber auch in anderen Massenverhältnissen oxidieren. So reagieren 126 g Stickstoff mit 288 g Sauerstoff zu einem gelben Gas. Bestimme das Massenverhältnis und bestimme die Formel des gelben Gases.
  4. Im Dieselkraftstoff ist Schwefel enthalten. Es bildet sich bei der Verbrennung im Motor das Gas Schwefeldioxid.
    a) Stelle die Reaktionsgleichung (mit „C“ als Dieselkraftstoff) auf.
    b) Bestimme, wie viel Gramm Schwefeldioxid pro kg Sauerstoff entstehen.
    c) In einem Liter Dieselkraftstoff sind (ca.) 10 g Schwefel enthalten. Bestimme die Masse an Schwefeldioxid, die bei einer Fahrstrecke von 100 km (Verbrauch 5l / 100 km) entsteht.
  5. Wenn reiner Kohlenstoff in reinem Sauerstoff verbrennt, ist kein Produkt zu sehen. Kann man es dennoch beweisen?
  6. Bei einem Versuch reagieren 21 g Eisen mit 12 g Schwefel. Stelle die Reaktionsgleichung auf und bestimme das Massenverhältnis. Wie viel Schwefel braucht man für 25 g Eisen?

Wiederholungsfragen

Die Wiederholungsfragen beziehen sich auf dieses Kapitel und alle Kapitel für Klasse 8.

Unglaublich leichte Wiederholungsfragen

  1. Ist Luft (Wasser?) ein Element? Begründe!
  2. Erkläre: Element - Verbindung - Gemisch.
  3. Was ist ein Metalloxid (Nichtmetalloxid)? Nenne je zwei Beispiele.
  4. Wie kann man Metallsulfide bilden. Nenne ein Beispiel.
  5. Erkläre die Vereinigung von Kupfer mit Schwefel (Eisen mit Schwefel).
  6. Was ist eine Vereinigung, was ist eine Zersetzung?
  7. Nenne Stationen in Daltons Leben.
  8. Beschreibe, was man erhält, wenn man Säure und Lauge gleicher Konzentration mischt.
  9. Was sagt der Massenerhaltungssatz aus?
  10. Was sagt der Energieerhaltungssatz aus?
  11. Was sagt das Gesetz der vielfachen Massenverhältnisse aus?
  12. Worin liegt die Erweiterung des Gesetzes der vielfachen Massenverhältnisse im Vergleich zu dem der konstanten Massenverhältnisse?
  13. Welcher Stoff entsteht, wenn man Phosphoroxid und Wasser mischt (Natriumoxid)?
  14. Welcher Stoff entsteht, wenn man Stickoxid (NO2) und Wasser mischt?
  15. Welcher Stoff entsteht, wenn man Kohlenstoffdioxid und Wasser mischt?
  16. Nenne die Formel für Sauerstoff, Wasserstoff, Stickstoff, Wasser und Kohlenstoffdioxid
  17. Was ist eine Säure, was ist eine Lauge? Wie macht man eine Säure unschädlich?
  18. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von Fe2O3 auf (SO2 , SO3 , CO2 )
  19. Nenne 5 Säuren mit Formel (3 Laugen mit Formel, 5 Säurereste mit Formel).

TIPP: Lerne nochmals alle Säuren, Laugen und die Säurereste auswendig!

Halsbrecherische, fiese und vor allem testrelevante Fragen zum Tüfteln

  1. Erstelle eine Übersicht der chemischen Gesetze, indem Du das Gesetz jeweils formulierst und mindestens ein Beispiel findest.
  2. Fe verbrennt mit Schwefel unter hohem Druck im Massenverhältnis 7/6. Bestimme das Atomverhältnis!
  3. Zwei Atome verbinden sich im Massenverhältnis 1: Wie heißt die Verbindung? (Für Profis: 2: 16)
  4. Die Gase Stickstoff und Sauerstoff verbinden sich im Automotor im Massenverhältnis N:O = 7/16. Bestimme die Formel des entstehenden Gases.
  5. 2,4 g Magnesium und 7,0 g Chlor reagieren miteinander. Bestimme die Formel der Verbindung.
  6. Eine Müllverbrennungsanlage verbrennt am Tag 1000 kg Kunststoffe. Diese enthalten 950 kg Kohlenstoff. 95% davon verbrennen vollständig zu Kohlenstoffdioxid. 5% verbrennen unvollständig zu Kohlenstoffmonooxid. Stelle beide Reaktionsgleichungen auf und bestimme die Massen der entstehenden Gase.
  7. Eisen reagiert mit Schwefel unter hohem Druck im Massenverhältnis 14/12. Bestimme das Atomverhältnis.
  8. Die Gase Stickstoff und Sauerstoff verbinden sich im Automotor im Massenverhältnis N:O = 7/8. Bestimme die Formel des entstehenden Gases.
  9. Im Labor lässt sich Stickstoff aber auch in anderen Massenverhältnissen oxidieren. So reagieren 126 g Stickstoff mit 288 g Sauerstoff zu einem gelben Gas. Bestimme das Massenverhältnis und bestimme die Formel des gelben Gases.
  10. Im Dieselkraftstoff ist Schwefel enthalten. Es bildet sich bei der Verbrennung im Motor das Gas Schwefeldioxid.
    a) Stelle die Reaktionsgleichung (mit „C“ als Dieselkraftstoff) auf
    b) Bestimme, wie viel Gramm Schwefeldioxid pro kg Sauerstoff entstehen
    c) In einem Liter Dieselkraftstoff sind (ca.) 10 g Schwefel enthalten. Bestimme die Masse an Schwefeldioxid, die bei einer Fahrstrecke von 100 km (Verbrauch 5l / 100 km) entsteht. Bei einem Versuch reagieren 21 g Eisen mit 12 g Schwefel. Stelle die Reaktionsgleichung auf und bestimme das Massenverhältnis. Wie viel Schwefel braucht man für 25 g Eisen?

Volumenverhältnisse bei chemischen Reaktionen

In diesem Versuch wird die Zersetzung von Wasser durch elektrische Energie im Hoffmann’schen Zersetzungsapparat gezeigt.

Zersetzung


Wir beobachten wie Gasblasen aufsteigen am

-Pol: Knallgasprobe positiv +Pol: Glimmspanprobe positiv

Unsere Schlussfolgerung lautet, dass

Wasser (l) + Energie Wasserstoff (g) + Sauerstoff (g)

2 Vol Wasserstoff + 1 Vol Sauerstoff 2 Vol Wasserdampf + E

Exkurs: Verbrennung von Kohlenstoff:

Verbrennung von Kohlenstoff


also:

Verbrennung von Kohlenstoff zu Kohlenstoffmonoxid


Sauerstoff ist ein zweiatomiges Molekül: O2

Wie kommt es dazu, dass doppelt so viel Wasserstoff entsteht?

Zersetzung von Wasser


also:

Zersetzung von Wasser zu Wasserstoff und Sauerstoff


Weitere Beispiele:

Hier ein paar Beispiele: 1 Vol Wasserstoff + 1 Vol Chlor 2 Vol Chlorwasserstoff (g) + E
  3 Vol Wasserstoff + 1 Vol Stickstoff 2 Vol Ammoniak (g) +E
Volumengesetz nach Gay-Lussac:
Die reagierenden Gasvolumina stehen zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen.
Beispiel: 1 RT Wasserstoff (g) + 1 RT Chlor (g) 2 RT Chlorwasserstoff (g)
  2 RT Wasserstoff (g) + 1 RT Sauerstoff (g) 2 RT Wasserdampf (g)
  3 RT Wasserstoff (g) + 1 RT Stickstoff (g) 2 RT Ammoniak (g)
Hypothese von Avogadro:
Gleiche Gasvolumina enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur die gleiche Anzahl von Teilchen.

Beispiel:

Bildung von Chlorwasserstoff


Clorwasserstoffbildung


Wasserdampfbildung


Amoniakbildung


Merke: Kleinste Teilchen, die aus zwei oder mehreren Atomen zusammengesetzt sind, nennt man Moleküle.
Regel: Die Gase Sauerstoff, Stickstoff, Wasserstoff und die Halogene sind die Nichtmetalle,

die als zweiatomiges Molekül vorkommen.

Also: H2, O2, N2, Cl2, Br2, I2

Unterscheide: 1 H2 = 1 Molekül Wasserstoff, 1 H = 1 Wasserstoffatom, 2 NH3 = 2 Moleküle Ammoniak

Die Oxidationszahl

Bei der Oxidationszahl handelt es sich um eine nützliche Hilfszahl. Statt Oxidationszahl zu sagen kannst du auch von der Wertigkeit sprechen.

  • Wertigkeiten werden als römische Ziffer über den entsprechenden Atomsymbolen angegeben.
  • Elemente haben stets die Wertigkeit 0.
  0 0 0
z.B.: Cl,  Au
  • Sauerstoff besitzt in Verbindungen die Wertigkeit -II.
  +II -II +I -II +IV -II
z.B.: MgO, 
  • Wasserstoff besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl +I.
  +I -I +I -II -III +I
z.B.: HCl, 
  • Atome, die Wasserstoff ersetzen, erhalten positive Vorzeichen.
  +I -I +I -II
z.B.: NaCl, 
  • Atome, die Wasserstoff binden, erhalten negative Vorzeichen.
  +I -I +I -II -III +I
z.B.: HF, 
  • Der Betrag der Oxidationszahl ergibt sich aus der Zahl der ersetzten bzw. gebundenen Wasserstoffatome.

z.B.: s.o.

  • Die Summen der Oxidationszahl in Molekülen bzw. Verbindungen ergibt immer 0.

z.B.: s.o.

  • Die Oxidationszahl der Elemente der ersten 3 Hauptgruppen in Verbindungen (!) ist immer positiv und entspricht der Hauptgruppennummer.
  +I -I +II -II +III -II
z.B.: NaCl, 
  • Bei Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung. Somit haben auch Säurereste die der Ladung entsprechende Oxidationszahl.
  +I +II +III -II
z.B.: Fe3+,   S2-

Aufgaben

Stelle die Wertigkeiten für die folgenden Elemente und Verbindungen auf:

Cu, NH4Cl, HBr, KBrO3, H2O, NaCl, H3PO4, Mg, I2, C6H12O6, CO2, HClO4, Al2(SO4)3, H2SO4, BaCl2, AgCl, AgNO3, AlCl3, CaCO3, CaCl2, Br2, Fe2O3, FeCl3, KHSO4, SO2, N2, NaNO3, NH3, KI, HCl, H2O, MgO, Al2O3, NaCl, N2, NaOH, NH3, SO2, CaO, H2S, SO3, K2O, Na2CO3 , N2O3 , BaO2 , Cl2O3, SeF6, K2SnO3, H2N2O2, CaB2O4, Cr2O42-, Cr2O72-, AsO43-, MnO4-, HOBr, HBrO2, HBrO3, HBrO4, SCl2, PCl3, BCl3, SnH4, SbCl5,

Säurereste und Wertigkeit (=Oxidationszahlen)

Säure HCl Säurerest ist Cl (Chlorid) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -I Säure HNO3 Säurerest ist NO3 (Nitrat) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -I

Säure H2SO4 Säurerest ist SO4 (Sulfat) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -II Säure H2CO3 Säurerest ist CO3 (Carbonat) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -II

Säure H3PO4 Säurerest ist PO4 (Phosphat) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -III

Prinzip: Die Oxidationszahl/ Wertigkeit der Säurereste entspricht der Anzahl an Wasserstoffen (mit umgekehrtem Vorzeichen!)

Oxide bei Stickstoff

Stickstoff ist ein Element, welches viele verschiedene Oxide bildet. Dies ist nun auch nach dem Gesetz der vielfachen Massenverhältnisse möglich.

Wertigkeit Formel Name I Name II
+ I N2O Stickstoff-(I)-oxid Distickstoffmonoxid
+II NO Stickstoff-(II)-oxid Stickstoffmonoxid
+III N2O3 Stickstoff-(III)-oxid Distickstofftrioxid
+IV NO2 Stickstoff-(IV)-oxid Stickstoffdioxid
+IV N2O4 Stickstoff-(IV)-oxid Distickstofftetraoxid
+V N2O5 Stickstoff-(V)-oxid Distickstoffpentaoxid

Die griechischen Zahlen

griechische Zahl arabische (normale) Entsprechung griechische Zahl arabische (normale) Entsprechung griechische Zahl arabische (normale) Entsprechung
mono 1 penta 5 nona 9
di 2 hexa 6 deca 10
tri 3 hepta 7    
tetra 4 octa 8    

Regeln zum Erstellen von Reaktionsgleichungen

1. Wortgleichung erstellen. Dazu Ausgangsstoffe und Endstoffe aufschreiben.

z.B. Aluminium + Sauerstoff Aluminiumoxid

2. Chemische Symbole darunter schreiben.

z.B. Aluminium + Sauerstoff Aluminiumoxid
  Al + O2 AlO

3. Mit Hilfe der Wertigkeit die Anzahlverhältnisse bei Verbindungen festlegen.

z.B. Aluminium + Sauerstoff Aluminiumoxid
  0   0   III -II
  Al + O2 Al2O3

4. Die Anzahl der Atome auf beiden Seiten ausgleichen. (Vorsicht, die Formeln selbst dürfen jetzt nicht mehr verändert werden!)

z.B. Aluminium + Sauerstoff Aluminiumoxid
    0     0    III -II
  4Al + 3O2 2Al2O3

5. Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird?

z.B. Aluminium + Sauerstoff Aluminiumoxid    
    0     0    III -II    
  4Al + 3O2 2Al2O3 + E

Tipps:

  1. Nur Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff (und die Elemente der 7 HG) kommen als zweiatomiges Element vor:
    H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2 (es gibt also niemals Fe2 oder Al4!!!)
  2. Wenn es zu viele Atome sind, um sie im Kopf zu zählen, male für jedes Atom einen Punkt in einer Farbe. Gleiche Element haben dabei die gleiche Farbe. Am Ende sollen auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung die gleiche Anzahl von Punkten in den selben Farben stehen.
  3. Überlege Dir immer gut, ob die Formel, die Du jetzt errechnet hast, überhaupt logisch ist und sie Dir bekannt vorkommt. Ein einfaches Zusammenzählen aller Atome ist nämlich nur sehr selten die richtige Lösung: z.B. reagieren CH4 + O2 nicht zu CH4O2 sondern zu CO2 + H2O (Kohlenstoffdioxid und Wasser!)

Ein typischer Schülerfehler...

Der häufigste Schülerfehler ist, einfach Stoffe und Verbindungen zu erfinden, da deren Formel gut beim mathematischen Ausgleichen helfen würde!

z.B.: Eisenoxid reagiert mit Kohlenstoff zu Eisen und Kohlenstoffdioxid

Eisenoxid + Kohlenstoff Eisen + Kohlenstoffdioxid + E
  Fe2O3 + C Fe +   + E

1. Lösungsweg - waagerecht gelesen - völlig falsch, führt nicht zum Ergebnis!

Der Schüler denkt sich, dass 2 Eisenatome entstehen, weil ja anfangs 2 vorliegen und dazu 3 O freiwerden, welche mit C zu CO3 reagieren. Wäre ja sehr praktisch!

Eisenoxid + Kohlenstoff Eisen + Kohlenstoffdioxid
  Fe2O3 + C 2 Fe + CO3 (Aua)

Was ist passiert? Statt einfach die Formel für Kohlenstoffdioxid hinzuschreiben - die weiß der Schüler doch aus dem Namen (!), wird gleich gerechnet und waagerecht geschaut, was frei wird. Nun müsste in jedem Buch der Welt die Formel von Kohlenstoffdioxid zu CO3 verändert werden! Das ist ehrlich gesagt alles Murks!

2. Lösungsweg - zuerst senkrecht lesen - richtige Lösung!

Zuerst schreibt man aus der Wortgleichung alle Formel auf. D. h. es wird senkrecht gearbeitet:

Eisenoxid hat die Formel Fe2O3, Kohlenstoff ist C usw...

Eisenoxid + Kohlenstoff Eisen + Kohlenstoffdioxid + E
  Fe2O3 + C Fe + CO2 + E

Diese Gleichung ist noch nicht ausgeglichen, nun muss gerechnet werden. Dazu gilt: auf beiden Seiten der Gleichung muss die gleiche Anzahl der jeweiligen Atome vorliegen. Wenn das nicht automatisch der Fall ist, müssen einzelne Reaktionspartner mit ganzen Zahlen multipliziert werden.

Wenn also 3 O am Anfang vorliegen und nur 2 entstehen sollen, dann sucht man z. B. den kleinsten gemeinsamen Nenner und erweitert in diesem Fall auf 6!

Eisenoxid + Kohlenstoff Eisen + Kohlenstoffdioxid + E
  2 Fe2O3 + C Fe + 3CO2 + E

Jetzt sind auf beiden Seiten 6 O vorhanden, jetzt muss man noch nach Kohlenstoff und Eisen schauen. Es liegen 4 Eisenatome vor, diese müssen also auch entstehen ( 4 Fe entstehen) und es entstehen 3 CO2, also benötigt man auch 3 C bei den Ausgangsstoffen.

Eisenoxid + Kohlenstoff Eisen + Kohlenstoffdioxid + E
  2 Fe2O3 + 3 C 4 Fe + 3CO2 + E

Übung zum Erstellen von Reaktionsgleichungen I

Eisen + Schwefel Eisensulfid + E
  +   FeS + E
  +   Fe2S3 + E
           
Kupfer + Schwefel Kupfersulfid + E
  +     +  
           
Kohlenstoff + Sauerstoff Kohlenstoffdioxid + E
  +     +  
           
Schwefel + Sauerstoff Schwefeldioxid + E
  +     +  
           
Phosphor + Sauerstoff Phosphoroxid + E
  +   P4O10 +  
           
Eisen + Sauerstoff Eisenoxid + E
  +   FeO +  
  +   Fe2O3 +  
           
Kupfer + Sauerstoff Kupferoxid + E
  +     +  
           
Magnesium + Sauerstoff Magnesiumoxid + E
  +     +  
           
Aluminium + Sauerstoff Aluminiumoxid + E
  +   Al2O3 +  
           

Bildung der Säuren aus Nichtmetall(-oxid) und Wasser

Kohlenstoffdioxid + Wasser   + E
  +     + E
           
Schwefeloxid + Wasser   +  
SO3 +     +  
SO2 +     +  
           
Phosphor + Wasser   +  
  +     +  
           

Übung zum Erstellen von Reaktionsgleichungen II

Oxidationen (Vereinigungen)

Wasserstoff + Sauerstoff Wasser + E  
H2 +   H2O + E  
             
Kohlenstoff + Sauerstoff Kohlenstoffoxide + E  
  +   CO +   Kohlenstoffmonooxid
  +   CO2 +   Kohlenstoffdioxid
Kohlenstoffmonooxid + Sauerstoff Kohlenstoffdioxid + E  
  +   CO2 +   Kohlenstoffdioxid
             
Schwefel + Sauerstoff Schwefeloxide + E  
  +   SO + E Schwefelmonoxid
  +   SO2 + E Schwefeldioxid
  +   SO3 + E Schwefeltrioxid
Schwefeldioxid + Sauerstoff Schwefeltrioxid + E  
  +   SO3 + E  
             
Stickstoff + Sauerstoff Stickstoffoxide + E  
  +   NO2 + E Stickstoffdioxid
  +   N2O + E Distickstoffmonoxid
  +   N2O4 + E Distickstofftetraoxid
               

Laugenbildung aus Metalloxid und Wasser

Natriumoxid + Wasser   + E
Na2O +   NaOH +  
           
Calciumoxid + Wasser   +  
CaO +   Ca(OH)2 +  
           

Neutralisation

Salzsäure + Natronlauge Wasser + Natriumchlorid + E
  +     + NaCl +  
           
Salzsäure + Magnesiumlauge Wasser + Magnesiumchlorid +  
HCl +   + MgCl +  
           

Zersetzungen

Kohlenstoffdioxid + E Kohlenstoff + Sauerstoff
  +     +  
           
Quecksilberoxid + Energie   +  
HgO +     +  
           

Übung zum Erstellen von Reaktionsgleichungen III

Umsetzungen

Zink + Salzsäure Zinkchlorid + Wasserstoff + E
  +   ZnCl2 +   +  
           
Magnesium + Salzsäure Magnesiumchlorid + Wasserstoff + E
  +     +   +  
           
Zinksulfid + Salzsäure Zinkchlorid + Schwefelwasserstoff + E
ZnS +     + H2S +  

Aufgaben für Profis

Alkohol + Sauerstoff Wasser +   + E
C2H5OH +   +   +  
           
Stickstoffmonoxid + Sauerstoff Stickstoffdioxid +   + E
  +     +   +  
           
Stickstoffdioxid + Wasser Salpetersäure + Stickstoffmonoxid + E
  +     +   +  
           
Stickstoffmonoxid + Stickstoffdioxid Distickstofftrioxid + E    
  +     +   +  
           
Stickstoffdioxid + Sauerstoff Distickstoffpentoxid + E    
  +     +   +  
Kohlenstoffmonoxid + Wasserstoff Methan + Wasser + E
  +   CH4 +   +  
           
Benzin + Sauerstoff Wasser + Kohlenstoffdioxid + E
C8H18 +     +   +  
           
Wasserstoff +   Chlorwasserstoff + E    
  +     +   +  
           
  +   Aluminiumchlorid + E    
  +   AlCl3 +   +  
           
Magnesium + Kohlenstoffdioxid   + Kohlenstoff + E
  + CO2   +   +  
           

Übung zum Erstellen von Reaktionsgleichungen IV

Bestimme die Reaktionsgleichungen

  1. Bildung von Stickstoffmonooxid aus den Elementen
  2. Neutralisation von Fluorwasserstoffsäure mit Calciumlauge
  3. Magnesium mit Salzsäure zu Magnesiumchlorid (MgCl2) und Wasserstoff
  4. Bildung von Schwefeltrioxid aus den Elementen
  5. Neutralisation von Salpetersäure mit Calciumlauge
  6. Bildung von Di Stickstofftrioxid aus den Elementen
  7. Neutralisation von Bromwasserstoffsäure mit Kalilauge
  8. Bildung von Cl2O7 aus den Elementen
  9. Neutralisation von Calciumlauge mit schwefeliger Säure
  10. Verbrennung von H2S2O3 zu Schwefeldioxid und Wasser
  11. Bildung von Calciumphosphat u. a. aus Phosphorsäure

Formelgleichung der Umsetzung von Magnesium mit Salzsäure

Woher wissen Chemiker eigentlich immer genau, wie die Formel einer Verbindung ist? Nachdem Du nun vom Gesetz der vielfachen Massenverhältnisse theoretisch weißt, soll hier gezeigt werden, wie man eine Formel praktisch bestimmt.

Magnesium + Salzsäure

Versuchsbeschreibung
In diesem Versuch wird Mg in HCl gebracht. Die Produkte werden untersucht. Das Ziel ist, die Formel des entstehenden Salzes zu bestimmen.

Beobachtung
Wir beobachten, wie sich das Magnesium auflöst und eine heftige Gasentwicklung stattfindet. Die Knallprobe ist positiv.

Schlussfolgerung
Es bildet sich Wasserstoff. Bei der Reaktion wird Energie frei. Das Chlorid hat den Bindungspartner gewechselt. Es fand eine Umsetzung statt. Die Gleichung ist so noch nicht ausgeglichen. Wenn man es tut, bekommt man zwei Möglichkeiten.

Magnesium + Salzsäure Wasserstoff + Magnesiumchlorid + E

Es gibt zwei Möglichkeiten für die Formel des Salzes Magnesiumchlorid:

a) Mg + 2HCl H2 + MgCl2 + E

oder:

b) 2Mg + 2HCl H2 + 2MgCl + E

Das Gesetz der vielfachen Proportionen erklärt, dass es möglich ist, Atome in vielfachen Massenverhältnissen zusammen zu vereinigen. Doch woher weiß man in der Praxis, wie viele Atome miteinander reagieren?

Wie kann man entscheiden ob Reaktion 1 oder 2 vorliegt?

Beide Reaktion unterscheiden sich durch das Verhältnis der Mg Atome zu Wasserstoffmolekülen.

ein Zusatzversuch ist notwendig

Quantitative Untersuchung der Reaktion.

Der 2. Versuch ist ungefähr der gleiche Versuch wie V1, nur wird dieses Mal das das Produkt aufgefangen und das Volumen bestimmt

Versuchsaufbau Bestimmung des Volumens von Wasserstoff


Vorwissen:

1 mg Magnesium enthält 2,48 * 1019 Atome 1 ml Wasserstoff enthält 2,68 * 1019 Wasserstoffmoleküle

m (Mg) Anzahl Mg-Atome V (H2) Umrechnung auf Normalbedingungen Vo = 0,922 x V Anzahl H2 -Moleküle
V2a 30,5 mg 7,564 x 1020 30,55 ml 28,17 7,55 x 1020
V2b 33,3 mg 8,26 x 1020 33,5 ml 30,7 8,23 x1020

Schlussfolgerung

Ein Mg-Atom setzt ein Wasserstoff-Molekül frei. Da ein H2 Molekül aus zwei Atomen besteht, muss das Mg-Atom zwei Cl-Atome binden. Das Atom-Verhältnis von Mg zu Wasserstoff ist 1:1  die korrekte Reaktionsgleichung ist

a) Mg + 2 HCl H2 + MgCl2 + E

Eine Reaktion, bei der gleichzeitig eine Vereinigung des einen Stoffes und eine Zersetzung des anderen stattfindet, nennt man „Umsetzung“.

Bestimmung der Formel eines Salzes

Natürlich gibt es auch einen theoretischen Weg, wie man die Zusammensetzung eines Salzes leichter bestimmen kann. Dazu muss man die Metalle und die Säurereste immer so kombinieren, dass die Wertigkeiten (=Oxidationszahl) in ihrem Betrag zueinander passen.

Eine Beispielaufgabe: Welche Formel hat die Verbindung „Magnesiumchlorid“?

Magnesium hat die Wertigkeit +II und wird kombiniert mit Chlorid, welches die Wertigkeit -I hat.

II   -I   II -I
Mg + Cl MgCl

Wie man sieht, passen die Wertigkeiten nicht zueinander. Damit die Summe Null ergibt, muss eine weitere negative Ladung her! Dies erreicht man durch Zugabe eines weiteren Cl.

II   -I   II -I
Mg + 2Cl MgCl2

Durch das Verhältnis von Mg : Cl = 1 : 2 liegt eine weitere negative Wertigkeit vor, so dass die +II des Magnesiums durch 2 mal -I des Chlor ausgeglichen wird.

die Formel für Magnesiumchlorid muss also MgCl2 lauten,

da die zwei positiven Wertigkeiten ja durch zwei negative ausgeglichen werden müssen.

Da Chlorid nur eine davon hat, braucht man 2 Chloridteilchen!

Aufgaben mit Lösungen

  1. Kombiniere Natrium und Sulfat zu Natriumsulfat.
  2. Kombiniere Kalium mit Sulfid zu Kaliumsulfid.
  3. Kombiniere Calciumion und Phosphat zu Calciumphosphat.
  4. Wozu braucht man die Klammer bei der letzten Formel eigentlich bei den Säureresten?

Zu 1: Zuerst muss man die Formeln der Säurereste und deren Wertigkeiten wissen (deshalb muss man sie auch auswendig lernen!)

Na: Wertigkeit: +I    
SO4: Wertigkeit: -II (da es in H2SO4 an zwei Wasserstoffe gebunden ist)
Na2SO4

zu 2:

K: Wertigkeit: +I    
S: Wertigkeit: -II (da es in H2S an zwei Wasserstoffe gebunden ist)
K2S

Zu 3: Tipp: kleinster gemeinsamer Nenner ist 6!

Ca Wertigkeit: +II    
PO4 Wertigkeit: -III (da es in H3PO4 an drei Wasserstoffe gebunden ist)
Ca3(PO4)2

Zu 4: Säurereste bleiben in der Regel erhalten und zersetzen sich nicht so leicht. Die Wertigkeit gilt somit immer für den ganzen Säurerest. Um dieses zu verdeutlichen und sie nicht einem Element zuzuordnen benötigt man eine Klammer. Außerdem benötigt man den Säurerest zweimal. Deshalb kommt er in Klammern und wird mit zwei mal genommen!

Auf diese Art und Weise kann man jetzt alle Salzformeln leicht bestimmen. Bei Metallen der Nebengruppenelemente findet man die Wertigkeiten (auch Oxidationszahl genannt) im PSE.

Aufgaben zur Wiederholung

  1. Beschreibe die Reaktion von Magnesium mit Salzsäure.
  2. Beschreibe, was man erhält, wenn man Säure und Lauge gleicher Konzentration mischt.
  3. Nenne drei Säuren mit Formel.
  4. Nenne zwei Laugen mit Formel.
  5. Was sagt der Massenerhaltungssatz aus?
  6. Was sagt der Energieerhaltungssatz aus?
  7. Was sagt das Gesetz der vielfachen Massenverhältnisse aus?
  8. Worin liegt die Erweiterung des Gesetzen der vielfachen Massenverhältnisse im Vergleiche zu den konstanten Massenverhältnissen?
  9. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von Fe2O3 auf.
  10. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von SO2 auf.
  11. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von SO3 auf.
  12. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von CO2 auf.
  13. Welcher Stoff entsteht, wenn man Phosphoroxid und Wasser mischt?
  14. Welcher Stoff entsteht, wenn man Stickoxid (NO2) und Wasser mischt?
  15. Welcher Stoff entsteht, wenn man Kohlenstoffdioxid und Wasser mischt?
Nuvola apps bookcase 1.svg Anorganische Chemie für Schüler