Anorganische Chemie und industrielle Prozesse (CHE-An)

Wasser: Eigenschaften, Anomalien, Härte#

~4 Min LesezeitBasisCHE-An-10.1

Wasser ist das wichtigste Lösungs- und Reaktionsmittel der Chemie und des Lebens - und in vielem ein Sonderling. Ursache ist das gewinkelte, stark polare Molekül (): Der Sauerstoff trägt eine negative, die Wasserstoffe eine positive Teilladung, und benachbarte Moleküle verbinden sich über Wasserstoffbrücken zu einem dynamischen Netzwerk.

Lewis-Struktur und Geometrie - Wasser

Abb. 1Sauerstoff mit zwei nichtbindenden Elektronenpaaren und zwei H-O-Bindungen, Bindungswinkel ca. 104,5 Grad.

Abb. 1 ↓

Diese Polarität macht Wasser zum hervorragenden Lösungsmittel für Ionen und polare Stoffe: Mit seiner hohen Dielektrizitätskonstante (

\varepsilon_{r}\approx 80

) schwächt es die Anziehung zwischen Ionen stark ab und umhüllt sie als Hydrathülle. Unpolare Stoffe wie Fette lösen sich dagegen nicht - „Gleiches löst sich in Gleichem".

Die Wasserstoffbrücken erklären die berühmten Anomalien: Wasser siedet mit 100 °C ungewöhnlich hoch für ein so leichtes Molekül, hat eine sehr hohe Wärmekapazität (4,18 J/g·K) und Verdampfungswärme (2257 kJ/kg) und sein Dichtemaximum liegt bei 4 °C - Eis ist leichter als flüssiges Wasser.

Diese Eigenschaften sind lebenswichtig: Die hohe Wärmekapazität puffert Temperaturschwankungen und stabilisiert das Klima; die Dichteanomalie lässt Seen von oben nach unten zufrieren, sodass Lebewesen unter der schützenden Eisdecke überwintern; und die Verdampfungswärme kühlt den Körper durch Schwitzen.

Wasser ist auch chemisch aktiv: In der Autoprotolyse überträgt ein Wassermolekül ein Proton auf ein anderes,

\ce{2 H2O <=> H3O+ + OH-}

, mit dem Ionenprodukt

K_{w}=10^{-14}

(bei 25 °C). Das ist die Grundlage der gesamten pH-Skala (siehe Thema „Säure-Base-Chemie").

Gelöste Calcium- und Magnesiumionen bestimmen die Wasserhärte. Man unterscheidet temporäre Härte (Hydrogencarbonate, durch Kochen entfernbar - dabei entsteht Kesselstein,

\ce{Ca(HCO3)2 -> CaCO3 + CO2 + H2O}

) und permanente Härte (Sulfate, Chloride). Enthärten lässt sich Wasser durch Ionentauscher (

\ce{Na+}

ersetzt

\ce{Ca^{2+}}

), Soda-Fällung oder Komplexbildner wie EDTA.

Vokabeln

→ Kartei

DipolmolekülMolekül mit räumlich getrennten Ladungsschwerpunkten; beim Wasser Folge von Polarität und gewinkeltem Bau.
WasserstoffbrückeAnziehung zwischen einem an O, N oder F gebundenen H und einem freien Elektronenpaar; jedes Wassermolekül bildet bis zu vier.
DichteanomalieWasser besitzt sein Dichtemaximum bei 4 °C; Eis ist leichter als flüssiges Wasser und schwimmt.
spezifische WärmekapazitätWärme, die 1 kg eines Stoffes um 1 K erwärmt; beim Wasser mit 4,18 kJ/(kg·K) ungewöhnlich hoch.
temporäre HärteAnteil der Wasserhärte durch Hydrogencarbonat; beim Kochen fällt er als Kesselstein aus.
Grad deutscher HärteHärteeinheit °dH; 1 °dH entspricht 10 mg Calciumoxid je Liter Wasser.

Kesselsteinbildung

\ce{Ca(HCO3)2 ->[\Delta] CaCO3 + CO2 + H2O}

$\Delta$ über dem Pfeil steht für Wärmezufuhr. Beim Erhitzen zerfällt das gelöste Calciumhydrogencarbonat; das entstehende $\ce{CaCO3}$ ist schwerlöslich und setzt sich als Kesselstein ab, das $\ce{CO2}$ entweicht. Genau darum lässt sich die temporäre Härte durch Kochen entfernen.

Der Start lädt die Simulation von PhET (University of Colorado).Bei PhET öffnen ↗

Musterbeispiel

Kesselstein aus hartem Wasser berechnen

Beim Erhitzen von 2,0 L Wasser mit $c(\ce{Ca(HCO3)2})=2{,}5\,\text{mmol/L}$ fällt Kesselstein aus. Welche Masse $\ce{CaCO3}$ entsteht? ( $M(\ce{CaCO3})=100{,}1\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}$ )

Reaktion
$\ce{Ca(HCO3)2 ->[\Delta] CaCO3 + CO2 + H2O}$ - aus 1 mol Hydrogencarbonat entsteht 1 mol $\ce{CaCO3}$ .
Stoffmenge
$n = c\cdot V = 2{,}5\cdot 10^{-3}\,\tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\cdot 2{,}0\,\text{L} = 5{,}0\cdot 10^{-3}\,\text{mol}$ .
Masse
$m = n\cdot M = 5{,}0\cdot 10^{-3}\,\text{mol}\cdot 100{,}1\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}} = 0{,}50\,\text{g}$ .

Ergebnis: Pro 2 L entstehen rund 0,50 g Kesselstein. Über Jahre verkalken so Wasserkocher und Heizstäbe - das erklärt Energieverluste und die Empfehlung zum Entkalken.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Wasser ist anders - durch H-Brücken bekommt es Eigenschaften, die kein anderes kleines Molekül hat.
2
Dichtemaximum bei 4 °C ist die wichtigste Anomalie - sie schützt aquatisches Leben im Winter.
3
Wasserhärte stammt aus gelöstem Kalk - Enthärtung ist eine Frage des Ionentauschs oder der Fällung.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere die Bedeutung der Wasseranomalien für das Leben in Gewässern.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Wasser gilt als Lösungsmittel für alles. Unpolare Stoffe wie Fette lösen sich nicht - „Gleiches löst sich in Gleichem".
Verdampfungs- und Schmelzenthalpie werden verwechselt. Das Verdampfen kostet mit 40,7 kJ/mol fast das Siebenfache des Schmelzens (6,0 kJ/mol), weil dabei alle Wasserstoffbrücken gelöst werden.
Wasserhärte und pH-Wert werden vermischt. Die Härte misst den Gehalt an Calcium- und Magnesiumionen, nicht die Oxoniumkonzentration.
Die Dichteanomalie wird beschrieben, aber nicht erklärt. Im Eis erzwingt das Netz aus vier Wasserstoffbrücken je Molekül eine hohlraumreiche Struktur.
Die Polarität wird allein aus den polaren O-H-Bindungen gefolgert. Erst die gewinkelte Geometrie sorgt dafür, dass sich die Dipole nicht aufheben.

Aktive Wiederholung

Erläutere die Entstehung von Kesselstein und beschreibe drei Methoden zur Wasserenthärtung.

Passende Aufgaben üben50 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 11.5 Water Properties (OpenStax)

Löslichkeitsprodukt und Fällung#

~4 Min LesezeitStandardCHE-An-10.2

Warum fällt Kalk in der Höhle aus, während sich Kochsalz beliebig löst? Den Schlüssel liefert das Löslichkeitsprodukt

K_{L}

- die Gleichgewichtskonstante des Lösevorgangs eines schwerlöslichen Salzes. Für

\ce{A_{p}B_{q} <=> p\,A^{n+} + q\,B^{m-}}

gilt

K_{L}=[A^{n+}]^{p}\cdot [B^{m-}]^{q}

; der reine Feststoff erscheint - wie immer - nicht in der Konstanten.

Das Löslichkeitsprodukt ist eine Sättigungsgrenze: Solange das aktuelle Ionenprodukt kleiner als

K_{L}

ist, kann sich mehr Salz lösen; erreicht es

K_{L}

, ist die Lösung gesättigt; überschreitet es

K_{L}

, fällt der Überschuss als Niederschlag aus. Mit diesem Vergleich sagt man jede Fällung quantitativ voraus.

Aus

K_{L}

berechnet man die molare Löslichkeit

s

. Bei einem 1:1-Salz (

\ce{AgCl}

) ist einfach

s=\sqrt{K_{L}}

; bei einem 1:2-Salz (

\ce{Ag2CrO4}

) muss man die Stöchiometrie beachten:

K_{L}=(2s)^{2}\cdot s=4s^{3}

(siehe Rechenbeispiele). Diese Unterscheidung ist eine häufige Fehlerquelle.

Der gemeinsame-Ionen-Effekt folgt direkt aus Le Chatelier: Gibt man ein Ion zu, das bereits im Lösegleichgewicht vorkommt (etwa

\ce{Cl-}

zu einer

\ce{AgCl}

-Lösung), verschiebt sich das Gleichgewicht zurück zum Feststoff - die Löslichkeit sinkt. Deshalb fällt ein Salz in Gegenwart eines seiner Ionen schon bei geringerer Konzentration aus.

Die Löslichkeit der meisten Salze steigt mit der Temperatur (): Heißes Wasser löst weit mehr Kaliumnitrat als kaltes. Darauf beruht das Umkristallisieren zur Reinigung - man löst den Stoff heiß und lässt ihn beim Abkühlen rein auskristallisieren. (Gase verhalten sich umgekehrt und lösen sich in der Kälte besser.)

Löslichkeit von Kaliumnitrat in Wasser

Abb. 2Wie bei den meisten Salzen steigt die Löslichkeit von

\ce{KNO3}

stark mit der Temperatur - Grundlage des Umkristallisierens.

Abb. 2 ↓

Fällungs- und Löslichkeitsgleichgewichte stecken überall: Tropfsteine wachsen durch

\ce{CaCO3}

-Fällung, Kläranlagen entfernen Phosphat durch Ausfällen, Schwermetalle werden als Sulfide oder Hydroxide aus Abwasser gefällt. Umgekehrt kann Komplexbildung ein schwerlösliches Salz wieder auflösen, etwa

\ce{AgCl + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + Cl-}

(siehe Thema „Komplexverbindungen").

Vokabeln

→ Kartei

LöslichkeitsproduktGleichgewichtskonstante $K_{L}$ des Lösevorgangs eines schwerlöslichen Salzes.
LöslichkeitStoffmenge des Salzes, die sich in einem Liter Lösung maximal löst; Einheit mol/L.
gesättigte LösungLösung im Gleichgewicht mit dem Bodenkörper; das Ionenprodukt entspricht genau $K_{L}$.
IonenproduktAktuelles Produkt der Ionenkonzentrationen; sein Vergleich mit $K_{L}$ entscheidet über die Fällung.
gleichioniger ZusatzZugabe eines Ions, das im Salz bereits vorkommt; sie senkt dessen Löslichkeit.
FällungsreaktionBildung eines schwerlöslichen Feststoffs beim Zusammengeben zweier Salzlösungen.

Löslichkeitsprodukt für ApBq

K_{L}=[\ce{A^{n+}}]^{p}\,[\ce{B^{m-}}]^{q}

$[\ce{A^{n+}}]$ und $[\ce{B^{m-}}]$ sind die Gleichgewichtskonzentrationen der Ionen in mol/L; $p$ und $q$ sind ihre Koeffizienten aus der Auflösungsgleichung und werden zu Exponenten. Der Bodenkörper erscheint nicht im Term, weil ein Feststoff keine veränderliche Konzentration hat.

Musterbeispiel

Löslichkeit von $\ce{AgCl}$ aus $K_{L}$

$K_{L}(\ce{AgCl})=1{,}77\cdot 10^{-10}$ . Welche Konzentration an Ag+-Ionen stellt sich in gesättigter Lösung ein?

Ansatz
$\ce{AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl-(aq)}$ ; aus 1 mol AgCl jeweils 1 mol Ag+ und 1 mol Cl-.
Definitionsgleichung
$K_{L}=[\ce{Ag+}][\ce{Cl-}]=s^{2}$ mit $s=[\ce{Ag+}]$ .
Löslichkeit berechnen
$s=\sqrt{1{,}77\cdot 10^{-10}}\approx 1{,}33\cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}$ .

Ergebnis: Sehr schlecht löslich: $[\ce{Ag+}]\approx 1{,}33\cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}$ oder rund $1{,}9\,\text{mg/L}$ .

Musterbeispiel

Löslichkeit von $\ce{Ag2CrO4}$

$K_{L}(\ce{Ag2CrO4})=1{,}1\cdot 10^{-12}$ . Berechne die molare Löslichkeit $s$ .

Stöchiometrie
$\ce{Ag2CrO4 -> 2 Ag+ + CrO4^{2-}}$ ; aus 1 mol Salz entstehen 2 mol $\ce{Ag+}$ und 1 mol $\ce{CrO4^{2-}}$ .
Definition
$K_{L}=[\ce{Ag+}]^{2}[\ce{CrO4^{2-}}]=(2s)^{2}\cdot s=4s^{3}$ .
Auflösen
$s=\sqrt[3]{K_{L}/4}=\sqrt[3]{2{,}75\cdot 10^{-13}}\approx 6{,}5\cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}$ .

Ergebnis: Löslichkeit ca. $6{,}5\cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}$ - etwa 22 mg/L $\ce{Ag2CrO4}$ .

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Das Löslichkeitsprodukt ist die Sperrhürde - sobald sie überschritten ist, fällt der Stoff aus.
2
Bei 1:1-Salzen ist die Löslichkeit einfach die Wurzel; bei 2:1-Salzen wird es etwas komplizierter.
3
Komplexbildung kann scheinbar unlösliche Stoffe lösen - eine Trickkiste der Analytik.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere am Beispiel des Chloridnachweises mit Silbernitrat das Prinzip der Fällung.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Löslichkeitsprodukt und Löslichkeit werden gleichgesetzt. $K_{L}$ ist eine Konstante mit zusammengesetzter Einheit, $s$ eine Konzentration in mol/L.
Bei $\ce{Ag2CrO4}$ wird $s=\sqrt{K_{L}}$ angesetzt. Weil zwei Silberionen entstehen, gilt $K_{L}=(2s)^{2}\cdot s=4s^{3}$ .
Überschüssige, bereits vorhandene Ionen bleiben in der Bilanz unberücksichtigt, obwohl sie das Gleichgewicht verschieben.
$K_{L}$ -Werte verschiedener Salze werden direkt verglichen. Nur bei gleichem Formeltyp ist der kleinere Wert auch die kleinere Löslichkeit.
Die Temperaturabhängigkeit wird übersehen. $K_{L}$ gilt für eine bestimmte Temperatur; bei den meisten Salzen steigt die Löslichkeit mit der Wärme.

Aktive Wiederholung

Eine Lösung enthält $0{,}010\,\text{mol/L}$ $\ce{NaCl}$ . Welche $\ce{Ag+}$ -Konzentration ist nötig, damit $\ce{AgCl}$ ausfällt ( $K_{L}=1{,}77\cdot 10^{-10}$ )?

Passende Aufgaben üben50 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 15 Equilibria of Other Reaction Classes (OpenStax)

Industrielle Großverfahren: Haber-Bosch und Solvay#

~5 Min LesezeitVertiefungCHE-An-10.3

Die anorganische Großchemie verwandelt einfache Rohstoffe - Luft, Wasser, Salz, Kalk - in die Grundstoffe der modernen Welt. Drei Verfahren ragen heraus: Haber-Bosch (Ammoniak), Solvay (Soda) und das Kontaktverfahren (Schwefelsäure). Alle sind Lehrstücke dafür, wie man chemisches Gleichgewicht und Kinetik technisch ausreizt.

Das Haber-Bosch-Verfahren bindet den reaktionsträgen Luftstickstoff zu Ammoniak:

\ce{N2 + 3 H2 <=>[Fe] 2 NH3}

(

\Delta H=-92

kJ/mol). Weil die Reaktion exotherm ist und das Gasvolumen abnimmt, begünstigen niedrige Temperatur und hoher Druck die Ausbeute (Le Chatelier, ) - eine niedrige Temperatur macht die Reaktion jedoch zu langsam.

Ammoniak-Ausbeute im Haber-Bosch-Verfahren (450 °C)

Abb. 3Höherer Druck verschiebt das Gleichgewicht

\ce{N2 + 3 H2 <=> 2 NH3}

zur Seite mit weniger Gasmolekülen (Le Chatelier) und erhöht die Ausbeute.

Abb. 3 ↓

Die technischen Bedingungen sind deshalb ein Kompromiss aus Thermodynamik und Kinetik: ca. 450 °C (hoch genug für akzeptable Geschwindigkeit), 200-300 bar Druck und ein Eisen-Katalysator (mit

\ce{Al2O3}

/

\ce{K2O}

-Promotoren), der die Aktivierungsenergie senkt, ohne die Gleichgewichtslage zu verschieben. Das gebildete

\ce{NH3}

wird auskondensiert und entzogen, sodass die Reaktion nachläuft.

Die Bedeutung ist kaum zu überschätzen: Aus Ammoniak entstehen über das Ostwald-Verfahren Salpetersäure und daraus Stickstoffdünger (

\ce{NH4NO3}

, Harnstoff). Etwa die Hälfte der Welternährung hängt an diesem synthetischen Stickstoff - allerdings auf Kosten von 1-2 % des Weltenergieverbrauchs und erheblicher Umweltfolgen (Nitrat, Lachgas

\ce{N2O}

).

Das Solvay-Verfahren stellt Soda (

\ce{Na2CO3}

) aus den billigen Rohstoffen Kochsalz und Kalkstein her. Kernreaktion:

\ce{NaCl + NH3 + CO2 + H2O -> NaHCO3 + NH4Cl}

, gefolgt vom Erhitzen

\ce{2 NaHCO3 -> Na2CO3 + CO2 + H2O}

. Elegant ist der Kreislauf: Das Ammoniak wird zurückgewonnen und wieder eingesetzt. Soda dient der Glas-, Waschmittel- und Lebensmittelherstellung (E500).

Das Kontaktverfahren liefert Schwefelsäure - die meistproduzierte Chemikalie überhaupt: Schwefel wird zu

\ce{SO2}

verbrannt, am

\ce{V2O5}

-Katalysator zu

\ce{SO3}

oxidiert (

\ce{2 SO2 + O2 <=>[V2O5] 2 SO3}

) und schließlich zu

\ce{H2SO4}

umgesetzt. Schwefelsäure ist Grundstoff für Dünger, Batterien, Farbstoffe und den Erzaufschluss.

Vokabeln

→ Kartei

Haber-Bosch-VerfahrenSynthese von Ammoniak aus Luftstickstoff und Wasserstoff an einem Eisenkatalysator.
KompromissbedingungenBetriebswerte, die zwischen bester Ausbeute und ausreichender Geschwindigkeit vermitteln.
KatalysatorStoff, der die Aktivierungsenergie senkt und unverändert aus der Reaktion hervorgeht; die Gleichgewichtslage bleibt unberührt.
Solvay-VerfahrenHerstellung von Natriumcarbonat aus Steinsalz und Kalkstein; das Ammoniak läuft im Kreis.
KontaktverfahrenHerstellung von Schwefelsäure über die Oxidation von $\ce{SO2}$ an $\ce{V2O5}$.
OleumLösung von $\ce{SO3}$ in konzentrierter Schwefelsäure; Zwischenstufe des Kontaktverfahrens.

Haber-Bosch-Verfahren

\ce{N2 + 3 H2 <=>[Fe, 450\,^{\circ}\!\text{C}, 250\,\text{bar}] 2 NH3}\;\;\Delta H=-92\,\text{kJ/mol}

Über dem Pfeil stehen die Betriebsbedingungen: Eisen als Katalysator, rund 450 °C und etwa 250 bar. $\Delta H=-92$ kJ/mol heißt exotherm - deshalb wäre eine niedrige Temperatur für die Ausbeute günstiger, liefert aber eine zu geringe Geschwindigkeit; die 450 °C sind der Kompromiss.

Kontaktverfahren

\ce{2 SO2 + O2 <=>[V2O5] 2 SO3}\;\;\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}

$\ce{V2O5}$ (Vanadium(V)-oxid) ist der Feststoffkatalysator, an dessen Oberfläche das Schwefeldioxid oxidiert wird. Der zweite Schritt ist technisch anders geführt als geschrieben: $\ce{SO3}$ wird zuerst in konzentrierter Schwefelsäure zu Oleum gelöst und erst dieses mit Wasser verdünnt, weil die direkte Einleitung in Wasser einen kaum abscheidbaren Säurenebel erzeugt.

Musterbeispiel

Optimale Bedingungen mit Le Chatelier begründen

Begründe mit dem Prinzip von Le Chatelier, wie sich (a) eine Druckerhöhung und (b) eine Temperaturerhöhung auf die Gleichgewichtsausbeute von $\ce{NH3}$ im Haber-Bosch-Verfahren ( $\ce{N2 + 3 H2 <=> 2 NH3}$ , $\Delta H<0$ ) auswirken.

Gasmolbilanz
Links 4 mol Gas ( $1\,\ce{N2}+3\,\ce{H2}$ ), rechts 2 mol Gas ( $2\,\ce{NH3}$ ) - die Produktseite hat weniger Gasteilchen.
(a) Druck erhöhen
Das Gleichgewicht weicht zur Seite mit weniger Gasmolekülen aus - mehr $\ce{NH3}$ (Abb. 3). Daher hoher Druck (200-300 bar).
(b) Temperatur erhöhen
Bei exothermer Reaktion verschiebt höhere Temperatur das Gleichgewicht in die endotherme Rückrichtung - weniger $\ce{NH3}$ . Thermodynamisch wäre tiefe Temperatur besser.
Konflikt mit Kinetik
Bei tiefer Temperatur ist die Reaktion zu langsam; Kompromiss ca. 450 °C mit Eisen-Katalysator.

Ergebnis: Hoher Druck erhöht die NH3-Ausbeute, hohe Temperatur senkt sie - der technische Kompromiss (450 °C, ~250 bar, Fe-Katalysator) verbindet brauchbare Ausbeute mit ausreichender Geschwindigkeit.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Haber-Bosch macht aus Luft und Erdgas Dünger - das ist die wichtigste chemische Erfindung des 20. Jahrhunderts.
2
Bedingungen sind ein Kompromiss: hoher Druck und mittlere Temperatur als Balance von Lage und Geschwindigkeit.
3
Solvay ist ein eleganter Kreislauf: Ammoniak wird recycelt, das Endprodukt ist nur Soda.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank6 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere die Bedeutung des Haber-Bosch-Verfahrens für die Welternährung und benenne die Voraussetzungen sowie Umweltfolgen.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Maturafokus

Begründe die Bedingungen des Haber-Bosch-Verfahrens als Kompromiss: Hoher Druck und niedrige Temperatur wären thermodynamisch günstig, doch erst 450 °C liefern eine brauchbare Geschwindigkeit.
Nenne den Katalysator und seine Wirkung ausdrücklich - Eisen senkt die Aktivierungsenergie und verschiebt das Gleichgewicht NICHT.
Erkläre die Bedeutung des Verfahrens: Es macht den Luftstickstoff pflanzenverfügbar und ernährt heute einen großen Teil der Weltbevölkerung; zugleich kostet es einen erheblichen Anteil des industriellen Energieeinsatzes.
Beschreibe das Solvay-Verfahren als Kreislauf: Ammoniak wird mit Calciumhydroxid aus dem Ammoniumchlorid zurückgewonnen und erneut eingesetzt.
Halte das Kontaktverfahren auseinander: $\ce{SO3}$ wird nicht in Wasser, sondern in konzentrierter Schwefelsäure zu Oleum aufgenommen, weil sonst ein kaum kondensierbarer Nebel entstünde.

Typische Fehler

Die Bedingungen des Haber-Bosch-Verfahrens werden ohne Kompromissargument genannt. Ohne die Gegenüberstellung von Ausbeute und Geschwindigkeit fehlt die eigentliche Antwort.
Dem Katalysator wird eine Erhöhung der Ausbeute zugeschrieben. Er beschleunigt die Einstellung des Gleichgewichts, verschiebt es aber nicht.
Das Ammoniak-Recycling im Solvay-Verfahren wird übersehen - genau es macht den Prozess wirtschaftlich.
Kontaktverfahren und Bleikammerverfahren werden verwechselt. Das Kontaktverfahren arbeitet mit $\ce{V2O5}$ als Feststoffkatalysator.
$\ce{SO3}$ wird direkt in Wasser geleitet. Dabei entsteht ein Schwefelsäureaerosol, das sich technisch nicht abscheiden lässt.

Aktive Wiederholung

Beschreibe das Haber-Bosch-Verfahren mit Bedingungen, Katalysator und Kompromiss-Argumentation.

Passende Aufgaben üben50 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 18 Representative Metals (OpenStax)

Metallurgie, Korrosion und Korrosionsschutz#

~4 Min LesezeitStandardCHE-An-10.3

Die meisten Metalle kommen in der Natur nicht gediegen vor, sondern als Erze - oft Oxide oder Sulfide. Sie zu gewinnen heißt, das Metallion zu reduzieren, also Elektronen zuzuführen. Welches Reduktionsmittel nötig ist, hängt davon ab, wie unedel das Metall ist (seine Stellung in der Spannungsreihe).

Eisen wird im Hochofen mit Koks gewonnen: Der Kohlenstoff bildet Kohlenmonoxid, das das Erz reduziert,

\ce{Fe2O3 + 3 CO -> 2 Fe + 3 CO2}

(bei 1500-1600 °C). Kalkstein bindet als Schlackebildner die Verunreinigungen. Das kohlenstoffreiche Roheisen wird anschließend zu Stahl „gefrischt" - Sauerstoff oxidiert den überschüssigen Kohlenstoff.

Unedlere Metalle lassen sich nicht mit Kohlenstoff reduzieren - hier hilft nur Strom. Aluminium gewinnt man durch Schmelzflusselektrolyse von

\ce{Al2O3}

in geschmolzenem Kryolith (Hall-Héroult-Verfahren); das ist mit rund 15 kWh pro Kilogramm sehr energieintensiv, weshalb Aluminium-Recycling nur etwa 5 % davon benötigt. Kupfer wird geröstet und elektrolytisch raffiniert.

Das Gegenstück zur Gewinnung ist die Korrosion - das Metall kehrt langsam in den oxidierten Zustand zurück. Das Rosten von Eisen ist dabei kein einfacher chemischer Vorgang, sondern elektrochemisch: An einer feuchten Stelle bildet sich ein Lokalelement, an dem anodisch Eisen oxidiert (

\ce{Fe -> Fe^{2+} + 2 e-}

) und kathodisch Sauerstoff reduziert wird (

\ce{O2 + 2 H2O + 4 e- -> 4 OH-}

). Rost braucht daher zwingend Wasser UND Sauerstoff.

Nicht jedes Metalloxid ist schädlich: Aluminium bildet eine dichte, festhaftende

\ce{Al2O3}

-Passivschicht, die das darunterliegende Metall versiegelt - deshalb ist Aluminium trotz seines unedlen Charakters korrosionsbeständig. Bei Eisen dagegen ist der Rost porös und schützt nicht.

Vor Korrosion schützt man auf zwei Wegen: passiv durch eine Barriere (Lack, Email, Verzinnen) und aktiv durch eine Opferanode. Beim Verzinken wirkt das unedlere Zink auch nach einer Beschädigung weiter als Opferanode und schützt das Eisen kathodisch; beim Verzinnen dagegen beschleunigt eine beschädigte Schicht die Korrosion, weil das edlere Zinn zur Kathode wird (siehe Selbsttest).

Vokabeln

→ Kartei

HochofenSchachtofen zur Gewinnung von Roheisen aus Eisenerz mit Koks und Kalkstein.
Boudouard-Gleichgewicht$\ce{C + CO2 <=> 2 CO}$; es liefert im Hochofen das eigentliche Reduktionsmittel.
SchlackeAus Kalkstein und Gangart gebildete Schmelze; sie schwimmt auf dem Roheisen und wird abgezogen.
LokalelementKurzgeschlossenes galvanisches Element auf einer Metalloberfläche; Ursache der Korrosion.
OpferanodeUnedleres Metall, das sich anstelle des zu schützenden Bauteils auflöst.
PassivschichtDichte, festhaftende Oxidschicht, die das darunterliegende Metall vor weiterem Angriff schützt.

Reduktion im Hochofen

\ce{Fe2O3 + 3 CO -> 2 Fe + 3 CO2}

$\ce{Fe2O3}$ ist das Eisenerz (Hämatit), $\ce{CO}$ das eigentliche Reduktionsmittel; es entsteht aus dem Koks über das Boudouard-Gleichgewicht $\ce{C + CO2 <=> 2 CO}$ . Das Eisen wird vom Oxidationszustand +III auf 0 reduziert, der Kohlenstoff von +II auf +IV oxidiert.

Aluminium-Elektrolyse (Hall-Heroult)

\ce{2 Al2O3 ->[Elektrolyse] 4 Al + 3 O2}

Die Schmelzflusselektrolyse arbeitet bei rund 950 °C in geschmolzenem Kryolith, der den Schmelzpunkt des Aluminiumoxids von über 2000 °C herabsetzt. An der Kathode scheidet sich flüssiges Aluminium ab; der an der Anode entstehende Sauerstoff verbrennt die Kohleanoden, die deshalb laufend nachgesetzt werden müssen.

Musterbeispiel

Eisenausbeute aus Hämatit berechnen

Wieviel Eisen lässt sich theoretisch aus 1,00 t Hämatit ( $\ce{Fe2O3}$ , $M=159{,}7\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}$ , $M(\ce{Fe})=55{,}85\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}$ ) im Hochofen gewinnen?

Reaktion
$\ce{Fe2O3 + 3 CO -> 2 Fe + 3 CO2}$ - aus 1 mol $\ce{Fe2O3}$ entstehen 2 mol Fe.
Stoffmenge Erz
$n(\ce{Fe2O3}) = \dfrac{1{,}00\cdot 10^{6}\,\text{g}}{159{,}7\,\text{g/mol}} \approx 6{,}26\cdot 10^{3}\,\text{mol}$ .
Eisenmasse
$n(\ce{Fe}) = 2\cdot 6{,}26\cdot 10^{3} = 1{,}25\cdot 10^{4}\,\text{mol}$ ; $m = n\cdot M \approx 7{,}0\cdot 10^{5}\,\text{g} = 0{,}70\,\text{t}$ .

Ergebnis: Aus 1,00 t reinem Hämatit entstehen theoretisch rund 0,70 t Eisen (70 %) - genau der Massenanteil von Fe in $\ce{Fe2O3}$ . In der Praxis liegt die Ausbeute wegen Verunreinigungen und Verlusten etwas darunter.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Metallurgie ist die Reduktion von Erzen zu reinen Metallen - meist mit Kohlenstoff oder Strom.
2
Korrosion ist elektrochemisch - Eisen oxidiert an einer Stelle, Sauerstoff wird woanders reduziert.
3
Opferanode aus Zink oder Magnesium - das unedlere Metall opfert sich zuerst.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Beschreibe das Rosten von Eisen und vergleiche zwei Methoden des Korrosionsschutzes.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Rost gilt als rein chemische Oxidation. Ohne Elektrolyt läuft nichts - deshalb rostet Eisen in trockener Luft und in luftfreiem Wasser praktisch nicht.
Die Aluminiumkorrosion wird als Problem dargestellt. Die entstehende Oxidschicht ist dicht und schützt das Metall dauerhaft.
Als Opferanode wird ein edleres Metall vorgeschlagen. Sie muss UNEDLER sein - Zink oder Magnesium, niemals Kupfer.
Ein Zinnüberzug gilt als gleichwertig zum Zinküberzug. Wird die Schicht verletzt, beschleunigt das edlere Zinn den Angriff auf das Eisen.
Koks wird nur als Brennstoff genannt. Er liefert über das Boudouard-Gleichgewicht auch das Kohlenstoffmonoxid, das die Reduktion tatsächlich trägt.

Aktive Wiederholung

Erläutere zwei Korrosionsschutzmaßnahmen für Stahlbrücken mit Vor- und Nachteilen.

Passende Aufgaben üben50 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 18 Metals and Metallurgy (OpenStax)

Hauptgruppenchemie: Alkali-, Erdalkalimetalle, Halogene#

~5 Min LesezeitStandardCHE-An-10.1

PSE-Trends - Atomradius und Elektronegativität

Abb. 4Atomradius nimmt nach rechts ab, nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen nach rechts und oben zu.

Das Periodensystem ist keine Tabelle zum Auswendiglernen, sondern eine Vorhersagemaschine. Wer die Stellung eines Elements kennt, kann sein Reaktionsverhalten ableiten - und in der mündlichen Prüfung ist genau diese Ableitung die Leistung, nicht die Kenntnis des Einzelfalls. Drei Gruppen zeigen das besonders klar: Alkalimetalle, Erdalkalimetalle und Halogene.

Die Alkalimetalle der Gruppe 1 besitzen ein einzelnes Valenzelektron und geben es bereitwillig ab. Nach unten wächst der Atomradius, das Valenzelektron sitzt weiter vom Kern entfernt und ist stärker abgeschirmt, die Ionisierungsenergie sinkt - und damit steigt die Reaktivität von Lithium zu Caesium. Mit Wasser reagieren alle nach demselben Muster:

\ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2 ^}

. Lithium reagiert dabei noch verhalten, Natrium schmilzt zur Kugel, Kalium entzündet den entstehenden Wasserstoff, und Caesium reagiert explosionsartig. Alle drei Merkmale gehören in die Antwort: das Metallhydroxid, der Wasserstoff und die stark exotherme Bilanz.

Die Erdalkalimetalle der Gruppe 2 geben zwei Elektronen ab. Weil dafür mehr Energie nötig ist und die höhere Ladung das Gitter fester bindet, sind sie härter, höherschmelzend und deutlich weniger reaktiv als ihre Nachbarn links: Magnesium reagiert erst mit heißem Wasser merklich, Calcium bereits mit kaltem. Ihre Verbindungen prägen den Alltag - Calciumcarbonat als Kalkstein und Baustoff, Calciumsulfat als Gips, Calcium- und Magnesiumionen als Ursache der Wasserhärte. Innerhalb der Gruppe steigt die Reaktivität nach unten aus demselben Grund wie bei den Alkalimetallen.

Bei den Halogenen der Gruppe 17 läuft der Trend umgekehrt, und genau das wird regelmäßig verwechselt. Halogene NEHMEN ein Elektron auf; das gelingt umso besser, je näher die Valenzschale am Kern liegt. Die Oxidationskraft nimmt daher nach OBEN zu:

\ce{F2 > Cl2 > Br2 > I2}

. Daraus folgt unmittelbar die Verdrängungsreaktion - ein stärkeres Halogen setzt ein schwächeres aus dessen Salz frei:

\ce{Cl2 + 2 KBr -> 2 KCl + Br2}

läuft ab, die Umkehrung nicht. Zum Prüfen einer solchen Reaktion genügt der Blick auf die Stellung im System; ein Halogen kann stets nur die unter ihm stehenden verdrängen.

Die Edelgase der Gruppe 18 schließen die Reihe und begründen die Edelgasregel: Ihre Valenzschale ist voll besetzt, die Ionisierungsenergie hoch, die Elektronenaffinität praktisch null - es gibt keinen energetischen Anreiz für eine Reaktion. „Reaktionsträge" ist dabei nicht dasselbe wie „reaktionsunfähig": Mit den schwersten Vertretern lassen sich sehr wohl Verbindungen erzwingen, etwa

\ce{XeF4}

oder

\ce{XeO3}

, weil bei Xenon die äußeren Elektronen bereits schwächer gebunden sind. Für Helium und Neon ist bis heute keine stabile Verbindung bekannt.

Alle diese Trends laufen auf zwei Größen zurück, und mit ihnen lässt sich jede Gruppenfrage beantworten: die effektive Kernladung, die das Valenzelektron tatsächlich spürt, und der Abstand zum Kern. Nach unten wächst der Abstand, nach rechts wächst die effektive Kernladung. Metallcharakter, Reaktivität der Metalle und Atomradius folgen dem ersten Trend, Ionisierungsenergie, Elektronegativität und Oxidationskraft der Nichtmetalle dem zweiten. Wer in der Prüfung mit diesen beiden Größen argumentiert, begründet - wer nur den Trend nennt, beschreibt.

Vokabeln

→ Kartei

AlkalimetallElement der Gruppe 1 mit einem Valenzelektron; sehr weich, sehr reaktiv, bildet einwertige Kationen.
ErdalkalimetallElement der Gruppe 2 mit zwei Valenzelektronen; härter und reaktionsträger als die Alkalimetalle.
HalogenElement der Gruppe 17; reaktives Nichtmetall, das ein Elektron zur Edelgaskonfiguration aufnimmt.
VerdrängungsreaktionEin stärkeres Oxidationsmittel setzt ein schwächeres Halogen aus dessen Salz frei.
OxidationskraftFähigkeit eines Teilchens, einem anderen Elektronen zu entziehen; bei den Halogenen von unten nach oben zunehmend.
EdelgasElement der Gruppe 18 mit vollständig besetzter Valenzschale; reaktionsträge, aber bei Xenon nicht reaktionsunfähig.

Alkalimetall + Wasser

\ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2 ^}

Das Metall gibt sein Valenzelektron an das Wasser ab; es entstehen die Metallhydroxid-Lösung und elementarer Wasserstoff, der als Gas entweicht. Die Reaktion ist stark exotherm - bei Kalium und Caesium reicht die Wärme, um den freigesetzten Wasserstoff zu entzünden.

Musterbeispiel

Halogen-Verdrängung beurteilen

Beurteile, ob die Reaktionen (a) $\ce{Cl2 + 2 NaBr}$ und (b) $\ce{I2 + 2 NaCl}$ ablaufen, und begründe über die Oxidationskraft.

Oxidationskraftreihe
Oxidationskraft: $\ce{F2 > Cl2 > Br2 > I2}$ . Ein Halogen verdrängt nur das in der Reihe unter ihm stehende.
Fall (a)
$\ce{Cl2}$ steht über $\ce{Br2}$ -> Reaktion läuft: $\ce{Cl2 + 2 NaBr -> 2 NaCl + Br2}$ .
Fall (b)
$\ce{I2}$ steht unter $\ce{Cl2}$ -> keine Reaktion (Iod ist zu schwach, um Chlorid zu oxidieren).

Ergebnis: (a) läuft ab, (b) nicht. Die Halogen-Oxidationskraft entscheidet - vgl. Thema "Redox und Elektrochemie" (Spannungsreihe).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre, warum die Reaktivität der Alkalimetalle von Lithium zu Caesium zunimmt, und stelle die Reaktion von Kalium mit Wasser auf.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Der Reaktivitätstrend der Metalle wird auf die Nichtmetalle übertragen. Bei Metallen nimmt die Reaktivität nach UNTEN zu, bei den Halogenen nach OBEN.
Bei der Reaktion eines Alkalimetalls mit Wasser fehlt der Wasserstoff oder die alkalische Lösung; beide sind Teil der geforderten Gleichung.
Verdrängungsreaktionen werden ohne Bezug zur Oxidationskraft begründet - dann fehlt das eigentliche Argument.
Edelgase gelten als „vollkommen ohne Chemie". Von Xenon sind stabile Fluoride und Oxide bekannt; reaktionsträge ist nicht reaktionsunfähig.
Der Trend wird genannt, aber nicht begründet. Ohne effektive Kernladung und Abschirmung bleibt die Antwort eine Beschreibung.

Aktive Wiederholung

Erkläre, warum Caesium heftiger mit Wasser reagiert als Natrium, und beurteile, ob die Reaktion $\ce{Br2 + 2 KI -> 2 KBr + I2}$ abläuft.

Passende Aufgaben üben50 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 18 "Representative Metals, Metalloids, Nonmetals" (OpenStax)

Komplexverbindungen und Übergangsmetalle#

~5 Min LesezeitVertiefungCHE-An-10.2

Warum wird eine blassblaue Kupfersulfatlösung tiefblau, sobald man Ammoniak zugibt? Weil die Wassermoleküle am Kupferion durch Ammoniakmoleküle ersetzt werden und der neue Ligand das Licht anders sortiert. Komplexverbindungen sind der Teil der anorganischen Chemie, in dem Farbe, Löslichkeit und biologische Funktion an derselben Struktur hängen - und sie sind der Grund, warum Blut rot und Blattgrün grün ist.

Ein Komplex besteht aus einem Zentralteilchen und den daran gebundenen Liganden. Das Zentralteilchen ist meist ein Übergangsmetall-Kation mit unbesetzten Orbitalen und wirkt als Lewis-Säure, also als Elektronenpaar-Akzeptor; die Liganden sind Lewis-Basen und stellen jeweils ein freies Elektronenpaar zur Verfügung. Die entstehende koordinative Bindung ist kein eigener Bindungstyp, sondern ein Sonderfall der kovalenten: Sie unterscheidet sich nur in der HERKUNFT der Elektronen, die beide vom Liganden stammen. Liganden können Anionen sein (

\ce{Cl-}

,

\ce{CN-}

,

\ce{OH-}

) oder neutrale Moleküle (

\ce{H2O}

,

\ce{NH3}

,

\ce{CO}

) - entscheidend ist allein das freie Elektronenpaar.

Die Koordinationszahl gibt an, wie viele Bindungsstellen das Zentralteilchen besetzt, und legt die Geometrie fest: vier bedeutet tetraedrisch oder quadratisch-planar, sechs bedeutet oktaedrisch. Sie hat nichts mit der Ladung des Zentralions zu tun -

\ce{[Cu(NH3)4]^{2+}}

trägt die Ladung 2+ bei der Koordinationszahl 4. In der Schreibweise steht der gesamte Komplex in eckigen Klammern, die Ladung außerhalb; benannt wird von den Liganden zum Zentralteilchen, dessen Oxidationszahl in römischen Ziffern folgt: Tetraamminkupfer(II)-Ion.

Die Farbigkeit ist die auffälligste Eigenschaft und wird über die Ligandenfeldtheorie erklärt. Die fünf d-Orbitale des freien Ions sind energiegleich; im elektrischen Feld der Liganden spalten sie in zwei Gruppen unterschiedlicher Energie auf. Der Abstand dieser Gruppen entspricht der Energie sichtbaren Lichts - wird ein Photon passender Wellenlänge absorbiert, springt ein d-Elektron nach oben, und wir sehen die KOMPLEMENTÄRFARBE des absorbierten Lichts. Weil verschiedene Liganden verschieden stark aufspalten, ändert der Ligandenwechsel die Farbe: derselbe Kupferkern erscheint mit Wasser blassblau, mit Ammoniak tiefblau. Ionen ohne d-Elektronen oder mit voll besetzter d-Schale, etwa

\ce{Zn^{2+}}

, bleiben farblos.

Mehrzähnige Liganden binden mit mehreren Elektronenpaaren zugleich am selben Zentralteilchen und bilden dabei Ringe - sie heißen Chelatliganden, nach dem griechischen Wort für Krebsschere. EDTA umgreift ein Metallion mit sechs Bindungsstellen und macht es damit praktisch unangreifbar. Solche Chelatkomplexe sind deutlich stabiler als vergleichbare Komplexe mit einzähnigen Liganden, und der Grund ist überwiegend die Entropie: Ein einziges EDTA-Molekül verdrängt sechs Wassermoleküle, die Teilchenzahl steigt, und der Entropiegewinn macht die Bildung freiwilliger. Genutzt wird das in der Wasserenthärtung, in der komplexometrischen Titration und in der Medizin zur Bindung von Schwermetallionen.

In der Biochemie tragen zwei Komplexe die wichtigsten Prozesse überhaupt. Im Hämoglobin sitzt ein Eisen(II)-Ion in einem Porphyrinring und bindet reversibel Sauerstoff; Kohlenstoffmonoxid bindet an derselben Stelle rund zweihundertmal fester und blockiert den Transport - darin besteht seine Giftigkeit. Im Chlorophyll besetzt ein Magnesiumion die entsprechende Position und ermöglicht die Lichtabsorption der Photosynthese. Dass beide Moleküle denselben Bauplan mit verschiedenen Zentralionen nutzen, ist ein Musterbeispiel für eine Prüfungsfrage, die Anorganik und Biologie verbindet.

Vokabeln

→ Kartei

ZentralteilchenMetallion oder -atom im Zentrum eines Komplexes; es wirkt als Elektronenpaar-Akzeptor.
LigandIon oder Molekül mit freiem Elektronenpaar, das an das Zentralteilchen koordiniert.
koordinative BindungKovalente Bindung, bei der beide bindenden Elektronen vom selben Partner stammen.
KoordinationszahlZahl der vom Zentralteilchen besetzten Bindungsstellen; sie legt die Geometrie fest.
LigandenfeldaufspaltungEnergieunterschied der d-Orbitale im Feld der Liganden; er bestimmt die Farbe des Komplexes.
ChelatligandMehrzähniger Ligand, der unter Ringbildung mehrfach am selben Zentralteilchen bindet.

Bildung des Tetraamminkupfer(II)-Komplexes

\ce{Cu^2+ + 4 NH3 -> [Cu(NH3)4]^2+}

Vier Ammoniakmoleküle verdrängen die zuvor koordinierten Wassermoleküle am Kupfer(II)-Ion; jedes stellt sein freies Elektronenpaar am Stickstoff zur Verfügung. Weil Ammoniak die d-Orbitale stärker aufspaltet als Wasser, wechselt die Farbe von blassblau nach tiefblau.

Musterbeispiel

Komplex analysieren

Analysiere den Komplex $\ce{[Fe(CN)6]^4-}$ : Bestimme Oxidationsstufe des Eisens, Liganden und Koordinationszahl.

Ladungsbilanz
Sechs $\ce{CN-}$ tragen zusammen $-6$ . Gesamtladung des Komplexes ist $-4$ . Also: $x + (-6) = -4 \Rightarrow x = +2$ .
Liganden und KZ
Liganden sind sechs Cyanid-Ionen ( $\ce{CN-}$ ); Koordinationszahl 6 -> oktaedrische Geometrie.
Einordnen
Eisen liegt als $\ce{Fe^2+}$ vor; der Komplex ist sehr stabil (Hexacyanoferrat(II)).

Ergebnis: $\ce{Fe^2+}$ , sechs $\ce{CN-}$ -Liganden, Koordinationszahl 6 (oktaedrisch). Querverweis: Thema "Atombau und PSE" (d-Elektronen der Übergangsmetalle).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Bestimme im Komplex

\ce{[Cu(NH3)4]^2+}

die Oxidationsstufe des Kupfers und die Koordinationszahl und erkläre, warum die Lösung tiefblau erscheint.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Die koordinative Bindung wird als eigener Bindungstyp geführt. Sie ist eine kovalente Bindung; nur die Herkunft beider Elektronen ist besonders.
Koordinationszahl und Ladung des Zentralions werden verwechselt. $\ce{[Cu(NH3)4]^{2+}}$ hat die Koordinationszahl 4 und die Ladung 2+.
Die Farbigkeit wird ohne die d-Orbital-Aufspaltung erklärt. Ohne sie fehlt der Grund, warum ein Ligandenwechsel die Farbe ändert.
Liganden gelten als notwendig anionisch. $\ce{H2O}$ , $\ce{NH3}$ und $\ce{CO}$ sind neutrale Liganden - entscheidend ist das freie Elektronenpaar.
Alle Übergangsmetallkomplexe werden als farbig beschrieben. Bei leerer oder voll besetzter d-Schale, etwa bei $\ce{Zn^{2+}}$ , bleibt der Komplex farblos.

Aktive Wiederholung

Bestimme im Komplex $\ce{[Cu(NH3)4]^2+}$ Zentralion, Liganden und Koordinationszahl und erkläre, warum die Lösung tiefblau erscheint.

Passende Aufgaben üben50 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 19 "Transition Metals and Coordination Chemistry" (OpenStax)

Kernpunkte

Kesselstein aus hartem Wasser berechnen

Kernpunkte

Löslichkeit von AgCl\ce{AgCl}AgCl aus KLK_{L}KL​

Löslichkeit von AgX2CrOX4\ce{Ag2CrO4}AgX2​CrOX4​

Kernpunkte

Optimale Bedingungen mit Le Chatelier begründen

Kernpunkte

Eisenausbeute aus Hämatit berechnen

Kernpunkte

Halogen-Verdrängung beurteilen

Kernpunkte

Komplex analysieren

Quellen

Löslichkeit von $\ce{AgCl}$ aus $K_{L}$

Löslichkeit von $\ce{Ag2CrO4}$