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Inhaltsverzeichnis

1.1 Einige Salze und ihre Bedeutung
1.2 Das Kochsalz (NaCl)
Entstehung von Salzlagerstätten
  • vor 240 Millionen Jahren aus salzhaltigem Wasser, das dann verdunstete entstanden
  • Absetzen in Schichten, von Gebirgen überlagert
Salzgewinnung
  • Abbau im Salzstock unter Tage, Salz wird in Wasser gelöst und nach oben gepumpt
  • Aus dem Meer, Abtrennung von Meeres teilen um schnellere Verdunstung zu sichern
1.3 Eigenschaften von Salzen
  • hohe Siedetemperatur und hohe Schmelztemperatur
  • Salz leitet den elektrischen Strom nicht aber die Lösungen und Schmelzen
1.4 Bau Salzartiger Stoffe
1.4.1 Das Ion
  • Ionen sind elektrisch geladene Teilchen.
  • Positiv geladene Ionen: aus Atomen der Elemente der ersten bis zur dritten Hauptgruppe Anzahl der elektrischen Ladungen entspricht der Hauptgruppennummer. z.B. Na+
  • Negativ geladene Ionen: aus Atomen der Elemente der fünften bis siebten Hauptgruppe. Anzahl der elektrischen Ladungen entspricht 8 - Hauptgruppennummer z.B.Cl1-
1.4.2 Bildung von Natriumchlorid
  • Es liegt eine Ionenbeziehung vor.
  • Eine Ionenbeziehung ist eine Art der chemischen Bindung, die durch die Anziehung entgegen gesetzt geladener Ionen bewirkt wird.
  • Da die elektrischen Kräfte nach allen Seiten des Raumes wirken, umgibt sich ein positiv geladenes Ion mit mehreren negativ geladenen Ionen, ein negativ geladenes Ion mit mehreren positiv geladenen Ionen. Es bilden sich regelmäßig geformte Gitter, die Ionengitter bzw. Ionenkristalle.
1.4.3 Zusammenhang von Bau und Eigenschaften
  • Kristalline Form: elektrische Kräfte wirken nach allen Seiten des Raumes, immer ein + mit mehreren -
  • Hoher Schmelzpunkt: starke Anziehung der Ionen, dichte Packung Leitet nicht den elektrischen Strom: keine frei beweglichen Ionen
1.4.4 Das Lösen von Salzen in Wasser
Salz positives Metall - Ion + negatives Säurerest - Ion
Da die Wasser Moleküle Dipole sind können sie sich mit ihrer positiven Seite an die negativ geladenen Chlorid - Ionen haften. Mit der anderen Seite an die positiven Natrium - Ionen. Sie werden umschlossen und bilden eine Hydrathülle. Diese verhindert das sie sich erneut zum Salzkristall zusammenschließen.
Salze sind Verbindungen die in wäßriger Lösung in positiv geladene Metall - Ionen und negativ geladene Säurerest - Ionen dissuzieieren. (nach Arenius)

Salzartige Stoffe sind nach neuerer Auffassung all diejenigen Verbindungen die im festen Aggregatzustand ein Ionengitter bilden und danach Ionenverbindungen sind.

1.5 Nachweiß der Halogenid-Ionen durch Fällungsreaktionen
Halogene Salzbildner Elemente der 7. Hauptgruppe
Hologenide sind meist in Wasser löslich aber einige dieser Stoffe z.B. Silberhalogenide lösen sich hingegen sehr schwer in Wasser.
Die Fällungsreaktion ist eine Art der chemischen Reaktion, bei der Ionen der Lösungen zu Kristallen eines schwer löslichen Stoffes zusammentreten.

2.1 Atombau und Stellung im PSE
Unterschiede: Ordnungszahl, Periode, Anzahl der Elektronenschalen, Aussehen, Aggregatzustand bei Zimmertemperatur, Stoffkonstanten, Atommasse, verantwortlich für metallische und nicht metallische Eigenschaften
Gemeinsamkeiten: Hauptgruppe, Anzahl der Außenelektronen (6), Ionenbildung, Wertigkeit gegenüber Wasserstoff (2) und gegenüber Sauerstoff (6)

3.1 Vorkommen, Gewinnung und Verwendung von Schwefel
  • elementar oder in Verbindungen, in Gegenden mit Vulkanen
  • Sizilien, Louisiana, Texas, Hokaido
  • Durch Tagebau abgebaut oder bergmännisch
  • In Öfen aufbereitet
  • Im Schießpulver, Streichholzköpfen, Feuerwerkskörpern
  • Bekämpfung von Pflanzen Schädlingen
3.2 Eigenschaften von Schwefel
  • unterteilt in rhombischen und monoklinen Schwefel
  • Siedetemperatur bei 445C
  • Schmelztemperatur bei 113C
  • Dichte bei 2,07 g pro cm
  • Spröde, gelber Stoff der Kristalle bildet
  • Verbrennt mit bläulicher Flamme
  • Fest, nicht in Wasser löslich
3.3 Modifikationen des Schwefel
  • rhombisch: Kristallstruktur ähnelt einer doppel Pyramide
  • monoklin: Kristalle haben Form einer Nadel
3.4 Erhitzen und Abkühlen des Schwefels
Kühlt man den flüssigen Schwefel durch eingießen in kaltes Wasser ab, spalten sich aus den Kristallen (aus S8 - Molekülen) lange Ketten ab.
Diese Modifikation des Schwefels läßt sich wie Gummi ziehen, sie härtet jedoch nach einiger Zeit zu festem Schwefel aus.
Wenn man den flüssigen Schwefel weiter erhitzt (auf 445C) wird er gasförmig, wird dieser jedoch wieder abgekühlt , überspringt er den flüssigen Aggregatzustand und wird sofort wieder fest.
Diesen Vorgang nennt man Resublimation. Der umgekehrte Vorgang wird als Sublimation bezeichnet.

4.1 Einige sulfidische Erze
  • Eisenkies
  • Kupferkies
  • Bleiglanz
  • Kupferglanz
  • Zinkblende
4.2 Bildung der Sulfide
  • Fe + S -> Fe S
  • Zn + S -> Zn S
  • 2Cu + S -> Cu2 S

Reduktion ist eine chem. Reaktion bei der Elektronen aufgenommen werden.
Oxidation ist eine chem. Reaktion bei der Elektronen abgegeben werden.
Redoxreaktion ist eine chem. Reaktion bei der ein Elektronen Übergang stattfindet.
Oxidationszahlen

Die Oxidationszahl gibt an welche Ionenladung ein Element in einer Verbindung hätte, wenn die Verbindung aus einfachen Ionen aufgebaut wäre.

Regeln zum ermitteln der Oxidationszahlen
  1. freie Elemente haben immer die Oxidationszahl 0
  2. In einer nach außen neutralen Verbindung ist die Summe aller Oxidationszahlen aller Atome 0
  3. Bei zusammengesetzten Ionen entspricht die Summe aller Oxidationszahlen der Ionenladung
  4. Bei zusammengesetzten Ionen entspricht die Summe aller Oxidationszahlen der elektrischen Ladung des Ions
  5. Die Oxidationszahl von Sauerstoff in Verbindungen ist -2
  6. Die Oxidationszahl von Wasserstoff in Verbindungen ist +1
  7. Die Oxidationszahlen von Metallen in Verbindungen ist immer positiv
  • Die Oxidation ist eine Teilreaktion einer Redoxreaktion bei der die Oxidationszahl eines Elements größer wird.
  • Die Reduktion ist eine Teilreaktion einer Redoxreaktion bei der die Oxidationszahl eines Elements kleiner wird.
  • Die Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion bei der die Elemente der reagierenden Stoffe ihre Oxidationszahl verändern.

6.1 Die Stoffmenge
Gesetz von der Erhaltung der Masse: mAusgangsstoffe = mReaktionsprodukte
Eine Stoffprobe die aus 6 10 Teilchen besteht hat die Stoffmenge n = 1mol.
  • M = Molare Masse; M = m/n
  • n = Stoffmenge; n = m / M
  • m = Masse; m = M n

Satz von Avogadro: Gleiche Volumen aller Gase enthalten bei gleicher Temperatur und gleichem Druck die gleiche Anzahl von Teilchen. (22,4l)

Das molare Volumen (Vm) ist der Quotient aus dem Volumen eines Stoffes und seiner Stoffmenge. Bei Gasen beträgt das molare Volumen unter den Bedingungen des Normalzustandes 22,4 l pro mol.

  • Formeln:
  • Vm = V/n
  • V = Vm * n
  • V1/V2 = n1/n2
Schwefelwasserstoff (HS)
Chemische Bindung:
  • polare Atombindung (gemeinsame Elektronenpaar wird von einem Atom stärker Angezogen
  • Bildung: In der Natur durch den biologischen Abbau schwefelhaltiger organischer Verbindungen. Im Labor durch einwirken von Säuren auf Sulfide
  • Fe S + 2HCl -> Fe Cl2 + H2S / dies ist eine Reaktion mit Protonenübergang
Eigenschaften:
  • unangenehm riechendes farbloses Gas, sehr giftig, wasserlöslich
  • H2O + H2S -> H3O+ + S- / dies ist Schwefelwasserstoffsäure

1. Schwefeldioxid
  • Bau: Dipolmolekül
  • Eigenschaften: gasförmig und farblos, stechend riechend, nicht brennbar, wasserlöslich und es bildet die Säure schweflige Säure, hemmt Wachstum von Pilzen und Bakterien
Bildung:
  • Verbrennen von Schwefel / S + O2 -> SO2
  • Oxidation von Schwefelwasserstoff / 2H2S + 3O2 -> 2SO2 + 2H2O
  • Oxidation von Sulfiden / 4FeS2 + 11O2 -> 8SO2 + 2Fe2O3
2. Schwefeltrioxid
Bau:
  • polare Atombindung
  • Moleküle
  • Eigenschaften: farblos, stechend, leicht Wasserlöslich, giftig
  • Herstellung: 2SO2 + O2 -> 2SO3
3. Schwefelsäure
  • Formel: H2SO4
  • Eigenschaften und Umgang mit verdünnter und konzentrierter Schwefelsäure.