Allgemeine Chemie
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Alt 21.08.2000, 22:48   #1   Druckbare Version zeigen
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Frage

Hallo,
ich gehe dieses Jahr nach langem Arbeiten wieder auf die Schule und muss auch Chemie wieder auffrischen. Bin gerade am lernen und komme einfach nicht weiter. Folgende Fragen:

1. Wo kann ich ablesen wieviel Atome ein kleistes Teilchen eines Elements hat? Ich weiss jetzt das Sauerstoff 2 Atome im Sauerstoffmolekül besitzt aber ich weiss nicht wo ich das für die restl. Elemente rauslesen kann!

2. Wo kann ich ablesen welche Wertigkeit ein Element besitzt?

3. Es gibt auch Elemente (z.B. Schwefel) die die mehrere Wertigkeiten annehmen können (z.B. 2,4,8). Woran kann man erkennen welche Wertigkeit wann zählt? Bei z.B. zweiwertig heisst das er kann 2 Bindungen eingehen (2 Arme) aber ich weiss nicht wann ich 2, 4, oder 6 nehmen soll! An was sieht man das?

4.Manchmal werden Reaktionen mit Sauerstoff durchgeführt! Einmal schreiben sie z.B. für Sauerstoff O (Cu + O --> CuO)
manchmal schreiben sie auch (S + O2 --> SO2)
Warum schreiben sie einmal für Sauerstoff O und einmal O2?

5. Wo kann ich ablesen welches der z.B. unedlen Metalle das unedelste ist. Woran kann ich z.B. sehen welches Metall unedler ist als
Kupfer?

Ich hoffe daß mir jemand diese Fragen beantworten kann und bedanke mich jetzt schon
superdankbar dafür! :-)

Viele Grüsse Kirschle Katja

Geändert von buba (06.12.2001 um 21:00 Uhr)
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Alt 22.08.2000, 15:29   #2   Druckbare Version zeigen
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zu 1):
a) Metalle haben im elementaren Zustand keine definierte stöchiometrische Zusammensetzung.
b) Nichtmetalle, wie z.B. Sauerstoff oder Stickstoff etc, bestehen im elementaren Zustand aus Molekülen definierter Größe, wie z.B. O2.
Die Stöchiometrie hängt dabei u.a. von der Elektronenkonfiguration ab.
Einfachstes Beispeil: Wasserstoff H2.
Jedes einzelne Wasserstoffatom besteht aus einem Proton als Kern und einem Elektron, das (im einfachsten Modell :o) ) diesen Kern "umkreist".
Die Konfiguration ist somit 1s1. Da dieses einzelne Atom mit einem ungepaarten Elektron ein Radikal darstellt, ist es als solches ungemein instabil und sucht sich nun mit weiteren Wasserstoffatomen zu verbinden, wobei es versucht, eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Im Fall des Wasserstoffs ist das nächstgelegene Edelgas das Helium mit der Elektronenkonfiguration 1s2. Jedem Wasserstoffatom fehlt also genau 1 Elektron, um diese (erfahrungsgemäß) stabile Konfiguration zu erreichen (ersichtlich zum Beispiel daran, daß Edelgase im elementaren Zustand atomar und eben nicht als Molekül vorliegen) und diese erreicht es, wenn es mit genau einem weiteren Wasserstoffatom eine Bindung zu einem H2-Molekül eingeht. Dann hört es damit auf, zumal es auch keine weiteren Elektronen besitzt, mit denen es weitere Bindungen zu weiteren Wasserstoffatomen ausbilden könnte.
Genauso verhält es sich mit den Elementen der siebten Hauptgruppe (Halogene. Ihre Elektronenkonfiguration ist (Beispiel Fluor):
2s2 2p5, d.h. das s-Orbital der zweiten Schale ist mit 2 Elektronen besetzt (und somit voll), während die 3 p-Orbitale mit insgesamt 5 Elektronen besetzt sind, wobei sich nach Anwendung der Hundschen Regel (nicht verwirren lassen) ergibt, daß 2 der 3 p-Orbitale ebenfalls doppelt besetzt sind (und somit ebenfalls voll) und eines jeweils einzeln besetzt ist. Somit ist die Situation praktisch die gleiche wie beim Wasserstoff
(ein ungepaartes Elektron, ein Elektron fehlt bis zur stabilen Edelgaskonfiguration, hier: Neonkonfiguration). Daher liegen auch die Halogene im elementaren Zustand immer als zweiatomiges Molekül vor (F2, Cl2, Br2, I2).
Komplizierter wird es bei anderen Nichtmetallen, z.B. Stickstoff:
Bei Betrachtung der Elektronenkonfiguration sieht man, daß Stickstoff drei ungepaarte Elektronen hat: 2s2 2p3. Über diese 3 freien Elektronen könnte es somit Bindungen zu anderen Stickstoffatomen ausbilden. Wenn es mit jedem Elektron eine Bindung zu einem anderen Stickstoffatom ausbilden würde, käme man wahrscheinlich zu einem Monstrum namens N4 oder so. Tatsächlich liegt aber auch Stickstoff als N2-Molekül vor, weil es neben den bei obigen Beispielen ausschließlich zustande gekommenen "Sigma-Bindungen" auch "Pi-Bindungen" eingeht, sprich es bilden sich neben Einfachbidungen auch Mehrfachbindungen aus, so daß Stickstoff elementar als N2 vorliegt, wobei beide Atome mit einer Dreifachbindung miteinander verbunden sind. Da wirds nun schwierig: zu sagen, warum es nun als N2 und nicht z.B. als N4 vorliegt. Hier hilft nun ein Erfahrungssatz: die sogenannte "Doppelbindungsregel", nach der Nichtmetallatome AB DER 3.PERIODE (Stickstoff gehört also genau wie Sauerstoff noch NICHT dazu) KEINE Mehrfachbindungen mehr miteinander eingehen können. Vornehmlich wird dies auf die wachsende Größe der Atome zurückgeführt (von Periode zu Periode wird ja der Atomradius größer und die zur Ausbildung der Mehrfachbindungen verantwortlichen Orbitale sind nunmehr zu weit voneinander entfernt, um wirksam miteinander Bindungen einzugehen).
Das ist auch der Grund, weshalb Phosphor (der ja die gleiche Valenzelektronenkonfiguration wie Stickstoff hat, aber eben in der 3.Periode steht) im elementaren Zustand nicht als P2 oder Ähnliches vorliegt, sondern (bei der Herstellung zum Beispiel) als P4, was darauf zurückzuführen ist, das er eben keine Mehrfachbindungen mit einem zweiten P-Atom eingehen kann, sondern lediglich Einfachbindungen. Zwar ist dieses P4-Molekül ebenfalls höchst instabil, aber auch alle anderen P-Modifikationen sind ebenfalls durch Einfachbindungen und nicht Mehrfachbindungen gekennzeichnet.
Analog verhält es sich bei Sauerstoff und Schwefel, die sich praktisch genauso zueinander verhalten wie Sticktoff und Phosphor:
Der Bindungsgrad, den man beim elementaren Sauerstoff mißt, läßt auf eine Doppelbindung schließen (obwohl magnetische Messungen das nicht zulassen, aber ist an dieser Stelle unwichtig). Wenn dies nun so ist, dann bedeutet das aufgrund der Elektronenkonfiguration doch, daß sich in einem Sauerstffmolekül genau 2 Sauerstoffatome zusammengefunden haben
(Sauerstoff hat die Konfiguration 2s2 2p4 mit 2 ungepaarten Elektronen, die einzig für eine Bindung zur Verfügung stehen; bei Ausbildung einer Doppelbindung wären keine bindungsfähigen Elektronen mehr übrig).
Beim Schwefel finden wir nun wieder die Doppelbindungsregel bestätigt: Schwefel kommt normalerweise in der Natur NICHT als S2, sondern als S8-Ring vor, wo er wieder lediglich Einfachbindungen eingeht. Aber auch hier gibt es wieder zig verschiedene Modifikationen bei verschiedenen Temperaturen, in denen auch ganz andere Strukturen auftauchen (u.a. entgegen dem eben Gesagtem auch S2 in der Gasphase :o) ).
Du siehst also, daß es sich bei den einfacheren Elementen logisch ergibt (Wasserstoff, Halogene, Edelgase sowieso).
Bei Metallen braucht Dich die Stöchiometrie nicht zu interessieren, sie ist immer "M" (M=Metall).
Manches aber ergibt sich eben nicht logisch, wie Du ebenfalls gesehen hast (oder vielleicht doch, nur sind mir die Gründe dafür nicht bekannt), so daß man Schwefel- und Phosphormodifikationen nunmal einfach auswendig lernen muß.
Bor ist ebenfalls so ein Beispiel, dessen elementares Vorkommen sich nun überhaupt nicht mehr nachvollziehen läßt (--> Lernen).
Kohlenstoff ist schon wieder etwas freundlicher, die Stöchiometrie ist immer C, aber auch hier sind Unterschiede bei den Modifikationen (Diamant, Graphit, Fullerene) zu beachten.
Naja, ich glaube das Wichtigste ist gesagt.
Hoffe, es hilft.


zu 2)
Die Wertigkeit der reinen Metalle (zumindest der der Hauptgruppen) entspricht stets der Hauptgruppenzahl, da diese die Anzahl der Valenzelektronen angibt und Metalle ihre Elktronen bevorzugt abgeben. Aus einem Natriumatom wird in seinen Verbindungen (meist die typischen Salze) stets ein einfach positiv geladenes Na+-Ion (die Wertigkeit ist 1). Aus einem Magnesiumatom wird ein Mg2+-Ion (die Wertigkeit ist 2).
Hier entspricht die Wertigkeit der Oxidationsstufe des jeweiligen Elements.
Glaube bei Nichtmetallen ist es ähnlich, daß man auch hier die Wertigkeit als die Oxidationsstufe interpretiert, womit ja gesagt wird, wieviele Elektronen ein Atom aufzunehmen, bzw. abzugeben imstande ist.
Bei Fluor wäre das in seinen Verbindungen z.B. immer "minus 1", bzw. Wertigkeit = 1, da Fluor als das elektronegativste Element in Verbindungen immer ein Elektron aufnimmt, nie eins abgibt.
Bei Sauerstoff ist die Oxidationsstufe MEISTENS "minus 2" (Wertigkeit = 2) (z.B. im Wasser etc.). Gegenüber Fluor ist zu beachten, daß Sauerstoff auch positive Oxidationszahlen erhält (da Fluor elektronegativer ist); hiermit wäre die Wertigkeit ja dann eine andere, ist also wahrscheinlich (nicht für alle Elemente) eine festgelegte Größe, sondern von dem jeweiligen Bindungspartner abhängig.
bitte um Korrektur, falls nicht richtig


zu 3):
Die Schreibweise Cu + O ---> CuO ist in höchstwahrscheinlich falsch.
Es hätte Cu + 1/2 O2 heißen müssen, bzw. 2 Cu + O2 --> 2 CuO
O steht für Sauerstoffradikale, die aber unter den Bedingungen, bei denen diese Reaktion abläuft (Erhitzen an Luft bei mäßigen Temperaturen), nicht anzunehmen sind.


zu 5):
die Metalle sind in der sogenannten "Spannungsreihe" ihrem mehr oder weniger edlen Charakter nach geordnet.
Dabei ist zu beachten, daß sich die Werte der Spannungsreihe (Standardredoxpotentiale in Volt) aufs wäßrige Medium beziehen.
Das hat manchmal wichtige Konsequenzen, z.B. müßte man anhand der Stellung im Periodensystem erwarten, daß Cäsium das unedelste Metall ist. Laut Spannungsreihe ist dies jedoch Lithium, was darauf zurückzuführen ist, daß im wäßrigen Medium die Hydratationsenthalpie in die Potentialwerte mit eingeht, und dieser Wert ist beim Lithium mit seinem extrem kleinen Ionenradius sehr stark negativ. Oft stehen in der Spannungsreihe die unedelsten Elemente oben, ist aber mal so, mal so.
Generell gilt: je stärker negativ ein Potential, desto undeler das Metall; Wasserstoff bildet den Standard.

Geändert von buba (06.12.2001 um 21:00 Uhr)
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Alt 22.08.2000, 16:02   #3   Druckbare Version zeigen
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Die Schreibweise Cu + O ---> CuO ist die sogenannte empirische Schreibweise, welche sich nicht mit dem Aufbau des Moleküls befasst, sondern nur mit den quantitativen Verhältnissen der beteiligten Atome.


PS: In Peroxiden wie zum Beispiel Wasserstoffperoxid (HOOH)
entspricht die Wertigkeit von Sauerstoff 1 und nicht 2.

Geändert von buba (06.12.2001 um 21:03 Uhr)
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Alt 22.08.2000, 16:59   #4   Druckbare Version zeigen
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Hauptgruppenelemente mit positiven Oxidationszahlen bevorzugen zwei verschiedene Oxidationsstufen.
Die eine entspricht ihrer Hauptgruppenzahl und ist die maximal mögliche.
Die andere entspricht der Hauptgruppenzahl minus 2.
Diese scheint sich ebenfalls durch eine gewisse Stabilität auszuzeichnen (wahrscheinlich weil dann das s-Orbital noch voll besetzt ist, die p-Orbitale hingegen leer sind).
Beim Schwefel hieße das : +6 und +4.
Beide Fälle findet man (SO3 und SO2).
Wenn man nun die Wertigkeiten eines elements als die jeweilige Oxidationsstufe interpretiert (wobei ich mir dabei nicht sicher bin), dann hieße da sja im Fall des SO3: Wertigkeit =6, bzw, im FAll des SO2: Wertigkeit = 4.
Das hieße in der Tat, daß die Zahl der "Ärmchen", wie Du es ausgedrückt hast, in der Tat mit der Wertigkeit zu tun hat, da im SO2 der Schwefel insgesamt vier Bindungen zu 2 Sauerstoffatomen eingeht. Im Falle des SO3 stimmt dies auch.

Schwefel der Wertigkeit +2 kenne ich meist nur als Sulfid mit negativer Oxidationszahl zum Beispiel H2S; auch hier stimmt die wertigkeit mit der Anzahl "der Ärmchen" überein, aber ich wage zu bezweifeln, daß das ausnahmslos immer gilt.
Im Thiosulfat-Ion hat zum Beispiel ein S-Atom die Oxidationszahl +5, eines die Oxidationszahl -1. (bzw. dieselben Wertigkeiten). Trotzdem ist das mit der Oxidationszahl +5 insgesamt 6fach gebunden, das mit -1 einfach.
Will sagen: das ist nicht der richtige Weg, um Molekülstrukturen aufzuzeichnen.
Sicherer sind Grundsatzregeln für VAlenzstrichformel nach Lewis:
Zählt man die Bindungselektronen jeweils volltändig zu beiden Bindungspartnern gehörig, dann bekommt:
a) H immer ein Duplett (ein Ärmchen)
b) Elemente ab der 2. Periode ein Oktett
(entweder 1 Ärmchen plus drei freie Elektronenpaare am Atom selbst oder 2 Ärmchen plus 2 freie Elektronenpaare oder 3 Ärmchen plus 1 freies Elektronenpaar am Atom)
(Ausnahme: bei Elementen ab der 3. Periode Aufweitung auf 10 oder 12 Elektronen möglich wegen Hinzukommen von d-Orbitalen, bzw. manchmal sind auch (bei ungerader Gesamtelektronenzahl) nur sieben Elektronen an einem Atom möglich (Radikal))

Hierdurch wirst Du das nicht verstehen, man muß das an verschiedenen Beispielen durchgehen, dazu am Besten mal in irgendein Lehrbuch schauen; ist auch nicht allzu schwer.

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Alt 22.08.2000, 17:39   #5   Druckbare Version zeigen
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Halli Hallo,
vielen Dank für Deine Mühe! Ich hoffe ich kann von Dir noch öfters Dinge bekommen und hoffe auch dass ich Dir irgendwann mal helfen kann (in Chemie bezweifle ich das zwar, aber wer weiss). Fange dieses Jahr im September erst mit der Schule an.

Also, nochmals Danke

Viele Grüsse Kirschle (katja)

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