MENU

Ionenverbindung

  • 1. Magnesium und Sauerstoff

    Redoxreaktionen

    1. Bildung von Ionenverbindungen bei Hauptgruppenelementen

    1.1 Magnesium + Sauerstoff

    Experiment: Magnesiumband wird an der Luft entzündet. Es brennt mit sehr heller Flamme. 

    a) Vereinfacht: Alle Elemente als Atome geschrieben.

    Reaktionsgleichung in Lewisschreibweise Magnesium und Sauerstoff reagiert zu Magnesiumoxid


    b) keine Vereinfachung: Sauerstoff wird als Molekül geschrieben:

         Reaktionsgleichung: 2 Mg + O2 → 2 MgO ΔH < 0

    c) Redoxschema:

     

    I. Allgemein:

    Redoxschema in allgemeiner Form als Skizze 

    Hier erst mal das Redoxschema einer freiwillig ablaufenden Reaktion (Bergabreaktion). Mit Hilfe eines Redoxschemas kann man eine Reaktion veranschaulichen. Auf dem diagonalen Pfeil schreibt man die Anzahl der Elektronen, die von einem Stoff (bzw. Teilchen) zu einem anderen Teilchen übergehen. Oben links steht das Teilchen, welches die Elektronen abgibt. Wenn dieses Teilchen diese Elektronen abgibt verändert es sich selbst (Natrium ist zum Beispiel ein sehr reaktives Metall; Natrium-Kation hingegeben ist reaktionsarm und wir nutzen es als Bestandteil des Speisesalzs). Das oxidierte Teilchen wird oben rechts geschrieben. 

    Unten rechts steht das Teilchen, welches Elektronen aufnimmt. Auch dieses Teilchen verändert sich dabei. Das Ergebnis steht dann unten links.  


    II.  Mg + O2

    01 redoxschema-mg-und-o2

     

    d) Teilgleichungen

    Gerade bei komplizierten Redoxgleichungen, kann es eine Hilfe sein, dass man die Reaktionsgleichungen in die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion aufsplittet. Das Ergebnis für die Verbrennung von Magnesium sind man in den folgenden Teilgleichungen. Da die Anzahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen gleich sein muss, multipliziert man die Oxidationsreaktion mit zwei. Dadurch geben zwei Magnesium-Atome vier Elektronen ab (siehe Redox) und das Sauerstoffmolekül nimmt vier Elektronen auf.   


    Oxidation: Mg             → Mg2+ + 2 e-    | · 2
    Reduktion: O2 + 4 e-  → 2 O2-              | · 1

    --------------------------------------------------- 

    Redox:  2 Mg + O2 → 2 Mg2+ + 2 O2-

  • 1.2 Natrium + Chlor

    1.2 Natrium reagiert mit Chlor

     Wichtiger Tipp: Durch Elektronenabgabe oder Aufnahme können Ionen entstehen, die Edelgaskonfigurationin der Elektronenhülle aufweisen.

    1. Formuliert die Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion).
    2. Formuliert die Gesamtreaktion.
    3. Zeichnet ein vollständiges Redoxschema für diese Reaktion.
  • 1.3 Neue Definitionen

    1.3 Neue Definitionen

    Oxidation= Elektronenabgabe
    Reduktion= Elektronenaufnahme

    Redoxreaktionen: Reaktionen mit Elektronenübertragung.
    Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.

    Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor („Elektronenräuber“)
    Reduktionsmittel: Elektronendonator („ Elektronenspender“) [ nicht freiwillig ]

    Merke: Ein Oxidationsmittel oxidiert ein anderes Teilchen und wird dabei selber reduziert.

    Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab, die es später wieder aufnehmen kann. Es wird also zu einem Oxidationsmittel.

    Redoxpaar: z.B.

     1-03-00-ta-neue-definitionen---magnesium

     

    01-02-00-allgemeine-form---redoxpaare


    Jede Redoxreaktion man formal in zwei Teilreaktionen zerlegen:
    (1) Oxidation (Elektronenabgabe)
    (2) Reduktion (Elektronenaufnahme).

     Beispiel: Lithium reagiert mit Chlor

    (1) Oxidation:           Li → Li⁺ + 1 e⁻                                    | · 2
    (2) Reduktion:          Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻                               | · 1
    ______________________________________________________
    Teilchengleichung:   2 Li + Cl₂ → 2 Li⁺ + 2 Cl⁻
    Reaktionsgleichung: 2 Li(s) + Cl₂ (g) → 2 LiCl(s)        ΔH < 0

     

    Achtung:
    Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein; die Elektronenbilanz muss stimmen (gemeinsames Vielfaches!).

    Aus diesem Grund muss man das Teilschema (1) mit dem Faktor 2 multiplizieren

    Die Formel für das Salz LiCl besagt, dass im festen LiCl, die Lithium-Ionen und die Chlorid-Ionen im Stoffmengenverhältnis
    n(Li⁺) : n(Cl-) = 1 : 1 vorhanden sind.

    Aufgaben:

    Formuliere für folgende Reaktionen

    • die Teilreaktionen.
    • Stelle abschließend jeweils die Teilchengleichung und die
    • Reaktionsgleichung auf.
    • Achte darauf, welche Elemente molekular vorkommen und formuliere die Molekülformel auch in den Teilreaktionen.

    a) Magnesium + Chlor
    b) Aluminium + Sauerstoff

    a) Magnesium + Chlor

    b) Aluminium + Sauerstoff

    Verhältnisformeln der Salze geben das Zahlenverhältnis der Ionen im Ionengitter an!

     

  • 1.4 Aluminium reagiert mit Brom

    1.4 Aluminium + Brom

    Aufbau:

     

    1. Formuliert die Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion).
    2. Formuliert die Gesamtreaktion.
    3. Zeichnet ein vollständiges Redoxschema für diese Reaktion.

    Übungen:
    Formuliere für folgende Reaktionen die Teilreaktionen. Stelle abschließend jeweils die Teilchengleichung und die Reaktionsgleichung auf. Achte darauf, welche Elemente molekular vorkommen und formuliere die Molekülformel auch in den Teilreaktionen.

    1. Magnesium + Chlor
    2. Aluminium + Sauerstoff

     

    Lösungen: Um die Lösung zu sehen, muss der Bereich darunter "markiert" werden (z.B. durch Links-Klick und ziehen über den unteren Bereich mit der Maus). 

     

    a. Magnesium + Chlor

    (1) Oxidation: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ | · 1
    (2) Reduktion: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ | · 1
    -----------------------------------------------------------------------------------------
    Teilchengleichung: Mg + Cl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl⁻

    Reaktionsgleichung: Mg + Cl₂ → MgCl₂

    Die Formel für das Salz MgCl₂ besagt, dass im festen Magnesiumchlorid, die Magnesium-Ionen und die Chlorid-Ionen im Stoffmengenverhältnis n(Mg²⁺) : n(Cl-) = 1 : 2 vorhanden sind.

    b. Aluminium + Sauerstoff

    (1) Oxidation: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ | · 4
    (2) Reduktion: O₂ + 4 e⁻ → 4 O²⁻ | · 3
    ---------------------------------------------------------------------------------
    Teilchengleichung: 4 Al + 3 O₂ → 4 Al³⁺ + 6 O²⁻

    Reaktionsgleichung: 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

    Das Ionengitter des Aluminiumoxids ist elektrisch neutral, wenn auf zwei Aluminium-Ionen (Al³⁺) drei Oxid-Ionen (O²⁻) entfallen. Das Anzahlverhältnis muss 2 : 3 lauten: (Al³⁺)₂(O²⁻)₃ oder Al₂O₃ (Verhältnisformel).

    Wichtig: Verhältnisformeln der Salze geben das Zahlenverhältnis der Ionen im Ionengitter an.

  • 1.5 Ionenladungen und Formeln von Ionenverbindungen (Salzen)

    1.5 Ionenladungen und Formeln von Ionenverbindungen (Salzen)

    Anzahl der positiven Elementarladungen muss mit der Anzahl der negativen Elementarladungen im Ionengitter übereinstimmen. Formeln für Salze geben an, in welchem Anzahlverhältnis die beteiligten Ionen im Ionengitter vorliegen. Es handelt sich um Verhältnisformeln

    Bsp.:

    • Natriumchlorid besteht aus Na¹⁺- und Cl¹⁻-Ionen: Verhältnisformel: NaCl
    • Magnesiumbromid besteht aus Mg²⁺- und Br¹⁻-Ionen: Verhältnisformel: MgBr₂
    • Aluminiumoxid besteht aus Al³⁺- und O²⁻-Ionen: Verhältnisformel: Al₂O₃
    • Natriumsulfid besteht aus Na¹⁺- und S²⁻-Ionen: Verhältnisformel: Na₂S
    • Calciumnitrid besteht aus Ca²⁺- und N³⁻-Ionen: Verhältnisformel: Ca₃N₂

     

    1. Hinweis: Wenn keine Zahl da steht (wie z.B. beim Kochsalz NaCl, muss man sich eine "1" denken: Na₁Cl₁).

    2. Hinweis: Man bekommt die gemeinsame Ladung recht schnell heraus: Ca²⁺- und N³⁻-Ionen -> CaN-> Die Ladungsanzahl einfach beim anders geladenen Partner in den Index schreiben. 

     

    Falls man das nochmals etwas genauer wiederholen möchte: Hier die Grundlagen dazu: Ionenbindung - PSE - Verhältnisformel.

  • 2 Reaktion von Chlorwasserstoff-Gas mit Ammoniak-Gas

    2 Reaktion von Chlorwasserstoff-Gas mit Ammoniak-Gas

    Hinweis: Um die Vorgänge besser nachvollziehen zu können gibt es hier ein Periodensystem der Elemente-Popup

    Bei diesen zwei Teilchen liegen polare Atombindungen vor: 

    01 2021 02 06 0w9a2693

    02 00 00 0a ta ammoniak und chlorwasserstoff nh3 hcl

    a) Versuch mit Skizze: (vgl. AB )

    Versuchsaufbau: Reaktion von Chlorwasserstoffgas und Ammoniak

     

     

    b) Beobachtung: 

    Innerhalb des Becherglas bildet sich weißer Rauch. Am Boden der Glasplatte setzt sich ein weißer, kristalliner Stoff ab.

    Vorher:

    Ammoniaklösung auf Glasplatte

    Nachher:

    Ammoniumchlorid

    c) Auswertung:


    I. Teilchengleichung:

    Chlorwasserstoff und Ammoniak reagieren zu Ammoniumchlorid

    NH₃ + HCl → NH₄¹⁺Cl¹⁻

    II. Reaktionsgleichung (Stoffgleichung)
    NH₃ (g) + HCl (g) → NH₄Cl (s)  ΔH < 0

    III. Protolyse-Schema

    Aufgabe: Skizziert einmal das Protolyse-Schema für diese chemische Reaktion. Tipp: Falls Ihr noch Schwierigkeiten damit habt, schaut nochmal das allgemeine Beispiel an

  • 5 Ionenbindung

    5 Ionenbindung

    Bsp: Bildung von Natriumchlorid aus Natrium und Chlor

    Zunächst eine kleine, alte Animation, wie es zur Bildung von Kochsalz, Natriumchlorid kommen kann: 

    Was wir nicht vergessen dürfen ist, dass man immer die Edelgasregel beachten sollte: 

    Natrium hätte die Möglichkeit unter Aufnahme von 7 Elektronen Edelgaskonfiguration zu erhalten. Der viel einfachere Weg für Natrium ist jedoch, ein Elektron abzugeben.

    05 ta ionenbindungen bildung von natriumchlorid

    Bei dieser Reaktion kommt es zu einem Elektronenübergang, wobei ein Elektron vom Natrium zum Chlor-Atom übertragen wird. Es entsteht ein einfach positiv geladenes Natrium-Ion (Na⁺) und ein einfach negativ geladenes Chlorid-Ion (Cl⁻).
    Beide Ionen besitzen Edelgaskonfigurationder Elektronenhülle!

    Merke: Zwischen Metall-Atomen und Nichtmetall-Atomen findet ein Elektronenübergang statt.

    Es bilden sich Ionen (Metall bildet Kationen, Nichtmetalle bilden Anionen). Diese besitzen bei den Haupt-gruppenelementen eine Edelgaskonfiguration.

     

    Merke

    Kationen = positiv geladene Ionen
    Anionen = negativ geladene Ionen

     Beachte: Wenn Elektronen abgegeben werden, hat das restliche Atom weniger Elektronen als Protonen, folglich ist es positiv geladen.

    Wichtiger Tipp zur Berechnung der Ladung (bitte, immer kontrollieren): 

    Ladung = Hauptgruppennummer- Anzahl der eigenen Elektronen

    Beispiel: Natrium-Kation 

    • Hauptgruppennummer I = 1
    • Anzahl der Außenelektronen = 0

    Ladung = Hauptgruppennummer- Anzahl der eigenen Elektronen

    Ladung = - 0 =1+ (Hinweis: Ladung wird wie folgt geschrieben: Anzahl Ladung)

    Aufgabe: Berechne die Ladung von Chlorid-Anion: 

    So kann man schnell die folgende Tabelle erstellen: 

    Ladung der Ionen und das PSE

    Elemente der Hauptgruppe: I II III IV V VI VII VIII
    Ladung 1+ 2+ 3+ -- 3- 2- 1- keine Ladung

    Zum Abschluss noch der Link zu Übungen, zur Ladung und PSE. Interaktive Übungsseite