Kurs:Einführung in die Chemie

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Einführung in die Chemie[Bearbeiten]

Für alle Chemiebegeisterten und die, die es noch werden möchten, zunächst eine kurze Einführung.

Die Chemie ist die Naturwissenschaft, die sich mit dem Aufbau der Stoffe und den Reaktionen zwischen Stoffen beschäftigt. Vielleicht ist hier die erste Frage aufgetaucht: Was ist eine Reaktion? Auch die häufige Frage die einem Chemielehrer zuvorkommt ist: Ligma. Sie fragen sich was denn dieser Stoff Ligma ist? Die Antwort ist doch einfach! Ligma doch´n Kotletten auf´n Grill.

Eine chemische Reaktion ist das "Sich-Verbinden" von mehreren Stoffen, Wasserstoffperoxid einem Postmann geben und er soll es ihrem Nachbarn werfen! bei der ein oder mehrere neue(r) Stoff(e) mit neuen Eigenschaften entsteht bzw. entstehen. Ein Lösungsvorgang, wenn man also beispielsweise zum Kochen einfaches Kochsalz in Wasser gibt, ist keine Chemische Reaktion, weil die Eigenschaften der beiden Stoffe (Kochsalz: salziger Geschmack, Wasser: flüssig) erhalten bleiben und sich beide Stoffe ohne größeren Aufwand wieder voneinander trennen lassen. Dasselbe gilt auch für ein Vermischen von verschiedenen Stoffen, mischt man beispielsweise Öl und Wasser, sieht man ja auch nach einiger Zeit, dass sich zwei Bereiche (der Chemiker spricht von "Phasen) gebildet haben: einer mit Öl und einer mit Wasser.

Wenn man aber ein Stück Holz verbrennt, so ist dies eine chemische Reaktion. Schließlich kann man aus den verkohlten Resten und dem Gas (z.B. Kohlenstoffdioxid, CO2), was bei der Verbrennung entsteht, nicht wieder Holz herstellen. Daran sieht man schon, dass bei einer Reaktion zwar neue Stoffe enstehen, jedoch dabei absolut nichts verloren geht: Masse geht dabei NIE verloren. Man denkt dies vielleicht manchmal, weil ein unsichtbares Gas entstanden ist, was direkt verflogen ist - jedoch ist es da und ist auch bei der Reaktion entstanden. Das ist einer der wichtigsten Grundsätze der Chemie (das sogenannte "Massenerhaltungsgesetz"), den man bei chemischen Überlegungen immer vor Augen behalten sollte. Diese grundlegende Beziehung ist direkt durch die von Einstein postulierte Masse-Energie-Äquivalenz mit dem sogenannten Energieerhaltungssatz verbunden


Für die genaue Beschreibung des Ablaufs einer chemischen Reaktion formuliert der Chemiker nun sogenannte Reaktionsgleichungen:


(" Reaktionspartner1 und Reaktionspartner2 reagieren zu Reaktionsprodukt1 und Reaktionsprodukt2.")


Die Reaktionspartner werden als Ausgangsstoffe bezeichnet. Selbstverständlich können es auch mehr als zwei Ausgangsstoffe oder mehr als zwei oder auch nur ein Reaktionsprodukt(e) sein.


Wessen Interesse für die Chemie geweckt werden konnte, der sei herzlich eingeladen, an weiteren Kursen teilzunehmen! Zu empfehlen wäre als nächstes der Kurs "Periodensystem und Atome"

Als anorganische Chemie bezeichnet man die Chemie, welche sich nicht mit Kohlenwasserstoffen d.h. der organischen Chemie beschäftigt.

Stöchiometrie und Löslichkeit[Bearbeiten]

Das Mol gehört zu den SI-Basiseinheiten und ist als diejenige Stoffmenge definiert, die aus genauso vielen Teilchen (Atome, Ionen, Moleküle, Elektronen) besteht, wie Atome in 12g des Kohlenstoffisotops 12C enthalten sind.

  • 1 mol = 6,022∙1023 Teilchen = NL = NA (Avogadro-Konstante)
  • Atomare Masseneinheit 1u = 1/12M(12C)
  • Atommasse M in u →M(C) = 12,011u
  • Relative Atommasse/ Atomgewicht Ar = M/u (ohne Einheit) →Ar(C) = 12,011
  • Molare Masse Mm = m →Mm(C) = 12.011g∙mol-1
  • n (n...Stoffmenge)

Stöchiometrisches Rechnen

    ∑m Ausgangsstoffe = ∑m Reaktionsprodukte (bei jeder chemischen Reaktion)

Beispiel

Wie viel Gramm H2 bzw. O2 benötigt man, um 100g H2O herzustellen?

2H2 + O2 → 2H2O

Dreisatz:

mO2 = MO2 mH2O MH2O

mO2 = 32g∙mol-1∙100g

                        2∙18g∙mol-1

mO2 = 88,89g mH2 = MH2 mH2O MH2O

mH2 = 2∙2g∙mol-1

             2∙18g∙mol-1

mH2 = 11,11g

Löslichkeitsprodukt KL

schwerlösliche Verbindungen + Wasser → nach einiger Zeit stellt sich ein dynamisches Gleichgewicht ein (Geschwindigkeit der Auflösung und Ausscheidung gleich)

Beispiel

AgCl(s) ↔ Ag+(aq) + Cl-(aq) KL(AgCl) = cAg+ ∙ cCl-

pKL = -lgKL

• KL ist anhängig von T • je größer KL, desto größer die Löslichkeit • je größer pKL, desto geringer die Löslichkeit


Beispiel

Wie viel Prozent Eisen sind im Eisen(III)-oxid Fe2O3 enthalten?

Ein Mol Fe2O3 enthält:

n(Fe) = 2mol n(O) = 3mol m(Fe) = n(Fe)∙M(Fe) = 2mol∙55,8g∙mol-1 = 111,6g m(O) = n(O)∙M(O) = 3mol∙16g∙mol-1 = 48g

m(Fe2O3) = 159,6g

Massenanteil des Fe in Fe2O3:

w(Fe) = m(Fe) = 111,6g = 0,6993

                        m(Fe2O3)         159,6g

Prozentgehalt des Fe in Fe2O3:

w(Fe)∙100% = 69,93%

Beispiel Löslichkeitsprodukt

Was fällt eher aus. AgI oder PbI2?

Gegeben: KL(AgI) = 10-16 mol2 * l-2 KL(PbI2) = 1,4 * 10-8 mol * l-1 cI- = 10-5 mol * l-1

Lösung: [Ag+] > KL = 10-16 mol2 * l-2 = 10-11 mol * l-1 I- 10-5 mol * l-1

[Pb2+] < KL = 1,4 * 10-8 mol * l-1 = 140 mol * l-1 I- 10-5 mol * l-1

 10-11 mol * l-1 < 140 mol * l-1  AgI fällt zuerst aus.

Die Orbitaltheorie[Bearbeiten]

Allgemeine Vorbetrachtung:

DE BROGLIE 1924: Das Atommodell hat Teilchen und Welleneigenschaften. (d.h. Abhängigkeit von drei Raumkoordinaten x, y, z und der Zeit). HEISENBERG: Es ist nicht möglich Ort und Geschwindigkeit es Elektrons gleichzeitig anzugeben. Bestimmbar ist lediglich die Aufenthaltswahrscheinlichkeit von 90% in einem Raum um den Atomkern. Diesen Raum nennt man Orbital.

Der Energie- und Schwingzustand eines Elektrons lässt sich mit den 4 Quantenzahlen charakterisieren.

 Hauptquantenzahl n Angabe des Orbitals, indem sich das e- aufhält (K-Schale, L – Schale, … , Q-Schale, bzw. 1-7)  Nebenquantenzahl l Angabe des Unterniveaus (s, p, d, f)  Magnetquantenzahl m Verhalten des e- im Magnetfeld ( m = {- l bis + l})  Spinquantenzahl s Eigendrehung des e- ( linksrum: - 0.5, rechtsrum: 0,5)

Die Elektronen in der Hülle eines Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden, d.h. es befinden sich nie zwei Elektronen im gleichen Zustand. (PAULI-Prinzip)

Form der Orbitale:





s-Orbital (kugelförmig) p-Orbital (hantelförmig)


d-Orbital (rosettenförmig)

Anzahl der e- in den Orbitalen: s: 2 e- p: 6 e- d: 10 e- f: 14 e-



Elektronenbesetzung der Orbitale

Die Orbitalbesetzung erfolgt nach drei Prinzipien:  Energieprinzip (energiearme Zustände werden zuerst besetzt) d.h. zuerst wird das 1s-Orbital, dann 2s, dann 2p, dann 3s, usw. besetzt  HUND’sche Regel: energiegleiche Orbitale werden zuerst einfach besetzt d.h. erst wenn alle Orbitale mit s=+0,5 gefüllt sind, werden e- mit s=-0,5 besetzt = erst Pfeil(spin) nach oben in jedes Kästchen(Orbital), dann nach unten  PAULI-Prinzip (max. 2e- pro Orbital)

PAULI – Schreibweise:


Besetzung (geschrieben) 1s1 1s2 1s2 2s1

1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 Erst alle Spins nach oben!

Sind nach oben alle Spins verteilt, beginnt man In dieser Reihenfolge werden die im ersten Orbital mit den Spins nach unten! Orbitale besetzt! (unten nach oben)

Deutung der Orbitale

Elemente, deren Atome als energetisch höchste besetzte Orbitale s- und p-Orbitale haben, werden als Hauptgruppenelemente bezeichnet. z.B. Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Als Nebengruppenelemente werden Elemente zusammengefasst, deren Atome als energetisch höchste besetzte Orbitale d-Orbitale haben. z.B. Zn: ||Ar|| 4s2 3d10

Valenzelektronen sind Elektronen, die sich auf unvollständig besetzten Energieniveaus befinden. Elemente, die in der gleichen Gruppe des PSE stehen, haben Atome mit analoger Anordnung der Valenzelektronen und sind im chemischen Verhalten sehr ähnlich.

Nummer der Periode = Anzahl vorhandener Energieniveaus Nummer der Hauptgruppe = Anzahl der Valenzelektronen z.B. Zn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2  2 VE = 2. Nebengruppe, 4 Niveaus = 4. Periode

Viele Eigenschaften der Atome von Elementen, wie Atomradien, Ionisierungsenergien, Elektroaffinitäten und –negativitäten, sowie chemisches Verhalten, ändern sich in periodischer Weise.

Säure-Base-Reaktion[Bearbeiten]

Definitionen

• Arrhenius 1883 Säuren sind Wasserstoffverbindungen, die in wässriger Lösung durch Dissoziation H+-Ionen (→saure Eigenschaften) bilden. z.B. H2SO4 → 2H+ + SO42- Basen sind Hydroxide, sie bilden durch Dissoziation in wässriger Lösung OH--Ionen (→basische Eigenschaften). z.B. Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH- Achtung: gilt nicht für alle Basen z.B. NH3 • Brönsted 1923 Säuren sind Stoffe, die Protonen (H+-Ionen) abspalten können. →Donatoren Basen sind Stoffen, die Protonen (H+-Ionen) aufnehmen können. →Akzeptoren • Lewis 1923 Säuren sind Teilchen mit unbesetzten Orbitalen in der Valenzelektronenschale, die unter Bildung einer kovalenten Bindung ein Elektronenpaar aufnehmen können. → Elektronenpaarakzeptoren (z.B. BF3, SiF4, SO2, Mg2+, Hg+) Basen sind Teilchen, die ein freies Elektronenpaar besitzen, das zur Ausbildung einer kovalenten Bindung geeignet ist. → Elektronenpaardonatoren (z.B. NH3, H2O, CO, CN-)

Protolysereaktion (Gleichgewichtsreaktion) HA + H2O ↔ H3O+ + A- Säure 1 konjugierte Base 2 Säure 2 konjugierte Base 1 An einer Protolysereaktion (Protonenübertragungsreaktion) sind immer zwei Säure-Base-Paare beteiligt, zwischen denen ein Gleichgewicht existiert. Hydrolyse: Protolysereaktion eines Ions mit Wasser

Neutralisation (H+ + OH- → H2O) Säure + Base → Salz + Wasser…..∆H= -57,4kJ∙mol-1 (wird frei)

starke Säuren: Tendenz zur Abgabe von Protonen ist groß (viele H3O+-Ionen entstehen) bei Reaktion mit Wasser liegt Gleichgewicht weit auf der rechten Seite (fast alle Säuremoleküle reagieren mit Wasser) schwache Basen: Tendenz zur Protonenaufnahme ist gering Ampholyte: können sowohl als Säure als auch als Base reagieren (z.B. H2O, HSO4-)

Gleichgewichtskonstante K = [H3O+]∙[A-] [HA]∙[H2O] da c(H2O) ≈ 55,6mol∙l-1 relativ konstant ↓ Säurekonstante KS = [H3O+]∙[A-] pKS = -lgKS [HA] →Maß für die Stärke einer Säure in einer wässrigen Lösung →eine Säure ist umso stärker, je kleiner pKS ist

Basenkonstante KB = [OH-]∙[HA] pKB = -lgKB [A-]

KS∙KB = KW pKS + pKB = pKW = 14

Ionenprodukt des Wassers H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- (Autoprotolyse - Gleichgewicht)

KW = [H3O+]∙[OH-] = 1∙10-14mol2∙l-2 (25°C) pKW = pH + pOH = 14 da in Wasser: [H3O+] = [OH-] und pH = pOH

pH-Wert

→ Maß des Säuregrades (Acidität) abhängig von: Konzentration der Säure der Säurestärke KS neutrales Wasser:[H3O+] =10-7mol∙l-1 pH = 7 saure Lösung:[H3O+] >10-7mol∙l-1 pH < 7 basische Lösung:[H3O+] <10-7mol∙l-1 pH > 7

pH = -lg(cH3O+) pOH = -lg(cOH-) pH + pOH = 14

pH-Wert - Berechnung

• Säuren können neutral/anionisch/kationisch sein. • Anionen starker Säuren reagieren schwach basisch und umgekehrt.

1.reines Wasser bei 25°C [H3O+] = [OH-] KW = [H3O+]2 [H3O+] = KW1/2

pH = 0,5 ∙ pKW = 7

2.starke Säure (vollständige Dissoziation) KS>1 pKS<0 [H3O+] = cges

pH = -lg[H3O+] = -lgcges

3.schwache Säure (geringfügige Dissoziation) KS<10-3 pKS>3 [HA] = cges [H3O+] = [A-]

pH = ½(pKS-lgcges)

4.starke Base [OH-] = cges pH = pKW – pOH = 14 – pOH

5.schwache Base [OH-] = [HA] pOH = ½(pKB - lgcges) pH = pKW – pOH

     = ½(pKW+pKS+lgcges)

= pKW - ½(pKB – lgcges)

     = pKW - ½(pKW - pKS - lgcges)

6.Puffer pH = pKS + lg[A-] [HA] Titration Eine unbekannte Stoffmenge Säure/Base wird durch Zugabe von Base/Säure bekannter Konzentration bestimmt. Der Äquivalenzpunkt, bei dem gerade die zur Neutralisation erforderliche Äquivalent-Stoffmenge zugesetzt ist, wird am Farbumschlag des Indikators erkannt. ermitteln der Stoffmenge: c = n∙V-1



schwache Säure starke Säure





Pufferlösungen Lösungen, die auch bei Zugabe erheblicher Mengen Säure oder Base ihren pH-Wert nur wenig ändern. Sie bestehen aus einer schwachen Säure (relativ hohe Konzentration) und ihrer korrespondierende Base.

Beispiel: Essigsäure-Acetat-Pufferlösung

CH3CO2H ↔ H+ + CH3CO2-

[H+]∙[CH3CO2-] = [H+]∙x∙mol∙l-1

[CH3CO2H] x∙mol∙l-1 = KS = 1,8∙10-5 mol∙l-1 pH = pKS = -log(1,8∙10-5) = 4,74

pH = pKS – lg [A-] [HA] Henderson-Hasselbach-Gleichung

Für eine Lösung, die eine schwache Säure und ihre konjugierende Base im Stoffmengenverhältnis 1:1 enthält, gilt immer: pH = pKS. Die Pufferlösung, die x mol der schwachen Säure und x mol der konjugierten Base enthält hält den pH-Wert im Bereich pH = pKS ± 0,1 stabil, wenn maximal 0,115∙x mol Säure oder Base zugesetzt werden. Bei Zusatz von 0,5x mol Säure oder Base ändert sich der pH-Wert um 0,5.

Bedeutung von Puffersystemen:

-Natur (z.B. im Blut pH=7,4 CO2/H2O – HCO3) -Labor (pH-abhängige Reaktionen) -Galvanisieren (metallische Überzüge durch elektrochemische Prozesse) -Herstellen von Farbstoffen, photografischem Material

Chemisches Gleichgewicht[Bearbeiten]

→ Zustand, bei dem keine weitere Änderung der Zusammensetzung des Reaktionsgemisches

    erfolgt (c bleiben konstant)

Beispiel







Dynamisches GG: Hin- und Rückreaktion im gleichen Umlauf im GG-Zustand: ∆G = 0 ∆G...freie Enthalpie ∆G = ∆H - T∙∆S ∆S...Entropie ∆G = ∆G°+R∙T∙lnKc Kc...GG-Konstante (abhängig von T)

allgemeine Reaktionsgleichung aA + bB ↔ xX + yY

Massenwirkungsgesetzt Kc = [X]x[Y]y (RP) → beschreibt die Lage des chemischen GG [A]a[B]b (AS) immer auf jeweilige Reaktion anwenden!!! immer homogen GG betrachten = alle beteiligten Stoffe in derselben Phase!

K bezogen auf mol∙l-1 → KL K bezogen auf Partialdrücke (atm, bar, Pa) → Kp K bezogen auf Molbruch → Kx

K >> 1 Reaktion läuft nahezu vollständig in Richtung der RP ab K ≈ 1 alle Reaktionspartner liegen im GG in vergleichbar großen Konzentrationen vor K << 1 Reaktion läuft praktisch nicht ab (überwiegend AS vorhanden)

Verschiebung von Gleichgewichtslagen „Prinzip vom kleinsten Zwang“ H. Le Chatelier (1888)

Übt man auf ein System im GG durch Änderung von Druck, Temperatur oder Konzentration einen Zwang aus, so verschiebt sich die GG-Lage so, dass der Zwang vermindert wird. → K stellt sich wieder ein.

• Temperaturerhöhung führt bei exothermen chemischen Reaktionen zu einer Verschiebung des GG in Richtung der AS, bei endothermen Reaktionen in Richtung der RP. • Bei Reaktionen mit Stoffmengenänderung der gasförmigen Komponenten verschiebt sich durch Druckerhöhung das GG in Richtung der Seite mit der kleineren Stoffmenge. • Die Anwesenheit eines Katalysators hat keinerlei Einfluss auf die Lage des chemischen GG, das GG stellt sich lediglich schneller ein.

Einführung in die Kernchemie[Bearbeiten]

Normale chemische Reaktionen laufen über Änderungen von Atomen, Molekülen und Ionen ab. Bei diesen Reaktionen spielt der Atomkern nur insoweit eine Rolle, als er die Elektronen beeinflusst. Änderungen können aber auch den Atomkern selbst betreffen; dies ist Gegenstand der Kernchemie. Wir unterscheiden vier Typen von Kernreaktionen: • a) Radioaktiver Zerfall (Ein Prozess, bei dem ein instabiler Atomkern durch Aussendung von Strahlung umgewandelt wird.) • b) Kernumwandlung (Ein Prozess, bei dem sich ein Atomkern nach Beschuss durch subatomare Teilchen in einen anderen umwandelt.) • c) Kernspaltung (Ein Prozess, bei dem ein schwerer Atomkern in leichtere gespalten wird.) • d) Kernfusion (Ein Prozess, bei dem leichte Atomkerne zu einem schweren verschmelzen.)

(a) Radioaktiver Zerfall und (b) Kernumwandlung

Manche Atome bestehen aus instabilen Kombinationen der subatomaren Teilchen. Sie zerfallen plötzlich unter Abgabe von Strahlung und werden dabei in Atome anderer Elemente umgewandelt. Diese Erscheinung, die Radioaktivität, wurde 1896 von Henri Becquerel entdeckt. Wir unterscheiden drei Arten von Strahlung, die von natürlichen Elementen ausgeht: 1) α-Strahlung (Teilchen, bestehend aus 2 Protonen und 2 Neutronen) 2) β-Strahlung (bestehen aus Elektronen) 3) γ-Strahlung (sind elektromagnetische Strahlen, sehr energiereich)

α – Zerfall α-Strahlen bestehen aus α-Teilchen, d.h. -Kernen, die aus Atomkernen herausgeschleudert werden. Das heißt, bei der Angabe eines α-Zerfalls ziehen wir vier Elektronen und 2 Neutronen ab:


β- – Zerfall Zum β- - Zerfall gehört die Aussendung von β- – Teilchen, die wir mit symbolisieren. Wir ziehen also nur ein Elektron ab: (Elektronenstrahlung)


β+ – Strahlung Bei der β+ - Strahlung wird ein β+ - Teilchen aus dem Kern geschleudert. Wir addieren also ein Elektron dazu: (Positronenstrahlung)


γ-Strahlung γ-Strahlung ist elektromagnetische Strahlung mit sehr kleiner Wellenlänge. Sie kommt durch Zustandsänderungen innerhalb des Kerns zustande. Sie ist nicht mit einer Änderung der Massen- und Ordnungszahl verbunden. (c) Kernspaltung

Bei der spontanen Kernspaltung zerfällt ein schwerer Kern in zwei leichtere Kerne und einige Neutronen. Bei fast allen Nucliden mit Massenzahlen über 230 kommt die spontane Kernspaltung vor. Bei anderen Elementen kann man die Kernspaltung induzieren (technisch herbeiführen). 1938 Otto Hahn, Fritz Strassmann: erste induzierte Kernspaltung z.B. Kernspaltung von Uran

instabil

                                                                                             ca. 300 Folgeisotope möglich 

(d) Kernfusion

Bei der Kernfusion werden sehr leichte Kerne zu schweren Kernen verschmolzen. Bei einer Kernfusion wird eine große Menge an Energie freigesetzt. Solche heftigen Reaktionen laufen z.B. in der Sonne ab. Dort werden Wasserstoff und Deuterium zu Helium verschmolzen. Als allgemeine Gleichung lässt sich also formulieren:

Radioaktive Zerfallsreihen Die oben genannten Reaktionen führen meist in einem Schritt zu einem stabilen Nuclid. Häufiger entsteht aber bei einem Zerfallsvorgang ein Kern, der selber radioaktiv ist. Es kommt zu einem wiederholten Zerfallsprozess. Die Aneinanderreihung solcher Prozesse nennt man Zerfallsreihe. Bekannte davon sind z.B. die Uran-Radium-Reihe(linke Abb.), die Thorium-Reihe, die Neptunium-Reihe und die Uran-Actinium Reihe. Am Ende dieser Kettenzerfälle entstehen meist Blei oder Bismut, das sind die schwersten stabilen nicht radioaktiven Elemente.

Alterbestimmung mit der 14C-Methode

Das radioaktive Nuclid entsteht ständig in der Atmosphäre durch das Auftreffen von Neutronen aus der kosmischen Strahlung auf Stickstoff: Das wird in der Atmosphäre zu CO2 oxidiert, weshalb das Kohlendioxid in der Luft zu einem geringen Anteil radioaktiv ist: Zwischen entstehendem und wieder zerfallendem hat sich ein Gleichgewicht eingestellt, bei dem die pro Zeiteinheit entstehende und wieder zerfallende Menge gleich groß ist. Auf dieser Grundlage lässt sich das Alter organischer Stoffe, wie Holz und Papier, bestimmen. Beispiel: Wie alt ist ein Stück Holz das pro Gramm Kohlenstoff eine -Aktivität von 10 min-1 (10 Zerfälle pro Minute) = N(t) aufweist? gegeben: Zerfallsrate von in Atmosphäre im CO2-Gleichgewicht: 16 min-1 = N(0) Halbwertszeit : t0.5= 5730 a Lösung: 1) Berechnung der Zerfallskonstante k:


2) Berechnung von der Zeit t:

Wichtige qualitative Analysen[Bearbeiten]

(12) 1. Soda-Pottasche-Aufschluss

Mit einer Schmelze von Soda-Pottasche (K2CO3 und Na2CO3) werden Erdalkalisulfate, hochgeglühte Oxide, Silicate und Silberhalogenide aufgeschlossen. Soda-Pottasche hat laut den Gesetzen der Gefierpunktserniedrigung einen tieferen Schmelzpunkt als die reinen Salze. a) Erdalkalisulfate (z.B. BaSO4) BaSO4 + Na2CO3 <---> BaCO3 + Na2SO4 Nachweis: (II.Hg)SO4 b) Hochgeglühte Oxide (z.B. Al2O3) Al2O3 + Na2CO3 <---> 2NaAlO2 + CO2 Nachweis: AxOy c) Silicate (z.B. CaAl2Si2O8) CaAl2Si2O8 + 5 Na2CO3 <---> 2Na4SiO4 + CaCO3 + 2NaAlO2 + 4CO2 Nachweis: AxBySiCz… d) Silberhalogenide (z.B. AgBr) 2AgBr + Na2CO3 <---> Ag2CO3 + 2NaBr

2 Ag2CO3 ---> 4Ag + 2CO2 + O2 Nachweis: Ag(VII.Hg) Durch den großen Überschuss an Alkalicarbonat wird das GG fast vollständig auf die Seite der Reaktionsprodukte verschoben.

2. Oxidationsschmelze

Oxidierbare schwerlösliche Verbindungen, z.B. Cr2O3, FeCr2O4, können durch die Oxidationsschmelze mit Na2CO3/KNO3 oder Na2O2 aufgeschlossen werden. Die Substanz wird feinst gepulvert und in einem Porzellantiegel mit der dreifachen Menge einer Mischung aus gleichen Teilen Soda und Natriumnitrat vorsichtig verschmolzen, z.B. 2FeCr2O4 + 4K2CO3 + 7NaNO3 ---> Fe2O3 + 4 K2CrO2 + 7NaNO2 + 4CO2

3. Freiberger Aufschluss

Schwer lösliche Oxide von Elementen, die Thiosalze bilden, lassen sich durch den Freiberger Aufschluss in lösliche Form überführen. Die Verbinden werden in einem Porzellantiegel mit der sechsfachen Menge eines Gemisches aus gleichen Teilen Schwefel und wasserfreiem Na2CO3 geschmolzen. z.B. 2SnO2 +2 Na2CO3 + 9S ---> 2Na2SnS3 + 3SO2 + 2CO2

Übungen zu den Grundlagen[Bearbeiten]

Übungen zu Grundlagen der anorganischen Chemie