Verhältnisformel

  • 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 Bildung von Ionenverbindungen mit Nebengruppenelementen

    Je nach Reaktionspartnern reagieren die folgenden Mischungen unterschiedlich heftig. Mit Hilfe weiterer solcher Reaktionen kann man eine Reihe aufstellen (Redoxschema), welche Mischungen heftiger, welche weniger heftig oder gar nicht reagieren. 

    02 ab kupferoxid und eisen

    2.1 Kupferoxid + Magnesium

    Kupferoxid ist ein Salz (Ionenverbindung) und besteht aus Cu²⁺-Ionen und O²⁻-Ionen (Oxid-Ionen)

    02-01-00_ta_teilreaktionen-mg_und_cuo.jpg - 23.41 kb


    Teilchengleichung: Mg + Cu²⁺ O²⁻ → Mg²⁺O²⁻ + Cu

     

    Redoxschema:

    02-01-00_ta_redoxschema_-_mg_und_cu-ionen.png - 4.81 kb

     

     

    Reaktionsgleichung:

    Mg + CuO MgO + Cu ΔH < 0
    Magnesium   Kupfer(II)-oxid   Magnesium(II)-oxid   Kupfer      
    Metall   Salz   Salz   Metall      
    grau   schwarz   weiß   rot-braun      
    Atom   Ionen   Ionen   Atom      
    24,3 g/mol   79,5 g/mol   40,3 g/mol   63,5 g/mol      


     

    2.2 Kupferoxid + Eisen


    Teilreaktionen:

    02-02-00_ta_teilreaktionen-cu_und_feo.png - 7.64 kb


    Teilchengleichung: Fe + Cu²⁺O²⁻ → Fe²⁺O²⁻ + Cu

    Redoxschema:

    02-02_ta_redoxschema_-_fe_und_cu-ionen.jpg - 30.04 kb

     

    Reaktionsgleichung:

    Fe + CuO FeO + Cu ΔH < 0
    Eisen   Kupfer(II)-oxid   Eisen(II)-oxid   Kupfer      
    Metall   Salz   Salz   Metall      
    grau   schwarz   weiß   rot-braun      
    Atom   Ionen   Ionen   Atom      

     

    Reduktions- und Oxidationsfähigkeit im Vergleich:

    Mit Hilfe der Redoxschemata könnte man angeben, wie heftig eine Reaktion verläuft. Je größer der Abstand ist, desto stärker die Reaktion: 

    02-02_ta_redoxschemata_im_vergleich.jpg - 29 kb

     

    Eine noch praktischere Anwendung ist, sämtliche Redoxpaare in ein Diagramm zu schreiben: 

    02-02_ta_redoxschemata_im_vergleich_3.jpg - 17.26 kb

     

    Mit Hilfe dieses Diagramms kann man z.B. Voraussagen machen, ob eine Reaktion (freiwillig) abläuft oder nicht. 

    Haben wir z.B. ein Gemisch aus Eisenpulver (Fe) und Kupfer-Ionen (Cu²⁺), dann verbindet man diese beiden Teilchen im Diagramm. Da nur die linken Teilchen (Reduktionsmittel) Elektronen abgeben können, ergibt sich daraus eine "Bergab-Reaktion"; die Reaktion verläuft also freiwillig (wenn man Aktivierungsenergie zuführt). 

    Hätte man hingegen ein Gemisch aus Kupfer (Cu) und Eisen-Ionen (Fe²⁺), dann müssten die Kupferteilchen die Elektronen abgeben (steht ja links). Verbindet man nun diese beiden Teilchen ergibt sich eine Diagonale von links unten nach rechts oben. Hier liegt also eine "Bergauf-Reaktion" vor; der Vorgang findet nicht freiwillig statt. 

    Solche Diagramme sind wirklich sehr praktisch und man bekommt sie sogar zum Chemieabitur, was den Vorteil hat, dass man -sofern man die Redox-Schemata verstanden hat- relativ schnell die Lösungen einfach abschreiben kann. Diese Diagramme werden ausführlich (zusammen mit dem Elektrodenpotential) in der Oberstufe (Thema Elektrochemie) besprochen. Hier schon einmal der Link (auch zu einer solchen ausführlichen Tabelle: 2.5 Elektrochemische Spannungsreihe der Metalle und 2.5.2 Anwendung der Spannungsreihe