Fachbegriffe der Chemie. Michael Wächter

Stoffumwandlung / chemische Zerlegung!) Bildquelle: Maettchy, CC BY-SA 3.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=1031666

       Hinweis: Zu den Stofftrennverfahren gehören Filtration, Destillation und Extraktion. Aggregatzustandsänderungen sind Erstarren (Gefrieren), Sieden, Sublimieren und Kondensieren.

       Definitionen dazu: Kondensation ist der Übergang vom gasförmigen zum flüssigen Aggregatzustand, Sublimation ist der Übergang vom festen zum gasförmigen Aggregatzustand. Eine Filtration ist ein Stofftrennverfahren zur Abtrennung unlöslicher Feststoffe aus einer Flüssigkeit (Suspension). Eine Destillation ist ein Stofftrennverfahren zur Auftrennung eines Flüssigkeiten-Gemisches durch Erhitzen über den Siedepunkt der flüchtigeren Substanz mit anschließender Kondensation zur Abtrennung derselben („Destillat“; ein Azeotrop ist ein durch Destillation nicht weiter auftrennbares Flüssigkeitsgemisch). Eine Extraktion ist ein Stofftrennverfahren zur Auftrennung eines Feststoffgemisches, bei dem dessen lösliche Bestandteile durch eine Flüssigkeit (Extraktionsmittels) abgetrennt werden („Extrakt“, „Auszug“). Eine Sedimentation ist die Bildung eines Niederschlages („Ausfällung“) aus einer Suspension, indem der unlösliche Feststoff (das „Sediment“) schwerkraftbedingt absinkt, sich unten absetzt.

      1 Die Elemente werden in Haupt- und Nebengruppen eingeteilt. Vier wichtige Hauptgruppen sind:1: Alkalimetalle, 2: Erdalkalimetalle 7: Halogene 8: Edelgase Metalle stehen im Periodensystem links und unten, Nichtmetalle oben und rechts.

      2 Die 1. Hauptgruppe im Periodensystem sind die Alkalimetalle (ohne Wasserstoff in „Vorperiode“, von arab. „al kalja“ = Asche, aus Asche u. ähnl. herstellbar), 2. Hauptgruppe: Erdalkalimetalle (Oxide „erdig“). Sie alle sind metallisch (Leichtmetalle), sehr empfindlich (unedel) und brennbar. Sie reagierenmit Luftsauerstoff (O2) zu Oxiden (Anion O2-)und mit Wasser zu Laugen (Hydroxiden, Anion OH-) und Wasserstoffgas (H2).

      Beispiele: 4 Li + O₂ → 2 Li₂O (aus Li⁺ und O^2- 2:1) 2 Mg + O₂ → 2 MgO (aus Mg²⁺ + O^2- 1:1) 2 Li + 2 H₂O → 2 LiOH + H₂ (Li⁺/OH^-) Mg + 2 H₂O → 2 Mg(OH)₂ (aus Mg²⁺ / OH^- 1:2)

      1 Die Oxide der Alkali- und Erdalkalimetalle bilden in Wasser Laugen (das sind Lösungen der Hydroxide in Wasser, pH > 7; Laugen sind „basisch“, also Lösungen von Basen in Wasser, Wortherkunft von: „die Basis von Salzen“). Beispiele:Li2O + H2O → 2 LiOH Mg + 2 H2O → Mg(OH)2

      2 Laugen (Basen) reagieren mit Säuren zu Salz und Wasser („Neutralisation“).Salze sind also Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallenund entstehen aus der Reaktion von Laugen mit Säuren zu Salz und Wasser (Neutralisation): Lauge + Säure → Salz + Wasser Beispiele: NaOH + HCl → NaCl + H2O Natronlauge + Salzsäure → Natriumchlorid + Wasser Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O Magnesiumhydroxid + Salzsäure → Magnesiumchlorid + Wasser

      3 Erdalkalimetalle reagieren nicht ganz so heftig wie Alkalimetalle. Alkalimetall-Salze sind wasserlöslich. Bei den Erdalkalisalzensind Hydroxide kaum und Carbonate und Sulfate überhaupt nicht wasserlöslich (Ausnahme: MgSO4). Beispiele: Löslich sind NaCl, KCl, LiOH, KOH, Na2S, Na2SO4, MgSO4usw., unlöslich sind: CaSO4 (Gips), SrSO4, BaSO4, CaCO3 (Kalk), SrCO3, BaCO3, Ca(OH)2 (kaum lösl.)

      4 Alkali- und Erdalkali-Atome (außer Mg) nehmen in Flammen Energie auf (Absorption) und geben sie als Licht(-energie) wieder ab (Emission). Das Licht kommt, wenn nach außen „angehobene“ Außenelektronen in der Atomhülle wieder „zurückspringen“.

       Abb.: Feuerwerk mit Flammfärbung durch Emission (eig. Foto)

      Halogene und Halogenide

       Abbildung: Chlorgas, Brom- und Ioddampf (Eig. Foto)

      1 Die 7. Hauptgruppe im Periodensystem sind die Halogene (von griech. „halos“ = Salz und „genein“ = bilden, herstellen) – Salzbildner (reagieren mit Metallen zu Salzen): F, Cl, Br, I (+At). Alle Halogene sind farbig, giftig, ein wenig wasserlöslich und sehr gut löslich in Flüssigkeiten wie Öl, Hexan und Benzin (unpolare, nicht mit Wasser mischbare Flüssigkeiten). Sie haben niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen. Sie sind daher molekular (zweiatomig) wie Gase, d.h. sie bilden F2-, Cl2-, Br2- und I2-Moleküle.

      2 Alle Halogene reagieren mit Metallen zu Salzen: Halogen + Metall  Metallhalogenid (Salz).

      Beispiele:2 Na + Cl₂ 2 NaCl Mg + I₂ MgI₂ Pb + + I₂ PbI₂

       Hinweis: Bei diesen Reaktionen gibt das Na-Atom seine Außen-e ^- an Chloratom ab, bei der Bildung von Magnesiumiodid das Mg-Atom 2 Außen-e ^- an I ab und bei der Bildung von Blei(II)-iodid, gelb, gibt das Pb-Atom 2 e ^- an je ein Iodatom ab. Bei dieser Elektronenabgabe ( Ox idation, ox) entstehen aus den Metallatomen immer Kationen (positiv geladene Atomteilchen), die Nichtmetall-Atome werden durch Elektronenaufnahme zu Anionen (negativ geladene Teilchen): F ^- , Cl ^- , Br ^- , I ^- ( Halogenid-Anionen ).Kationen und Anionen bilden unter Abgabe von Energie die Salzkristalle (Halogenide).

      1 Halogene reagieren mit Wasserstoffgas zu Halogenwasserstoffen, die ätzend sind und mit Wasser Säuren bilden: Halogen + Wasserstoff → Halogenwasserstoff Halogenwasserstoff + Wasser→ Säure. Grund: Halogenwasserstoffe H-Hal bilden in Wasser H+-Kationen (Protonen) und Halogenid-Anionen Hal- : H-Hal → H+ + Hal- Beispiele: H2 + Cl2→ 2 HCl H2 + F2→ 2 HF (Redoxreaktionen, HCl = Chlorwasserstoff, in Wasser gelöst bildet HCl Salzsäure, ihre Salze heißen Chloride; HF = Fluorwasserstoff / Flusssäure, Salze: Fluoride). Halogenwasserstoffe, in Wasser gelöst, sind Säuren und greifen unedle Metalle an (Ätzvorgang, Korrosion). Dabei bilden sie Salze und Wasserstoffgas: Metall + Säure → Salz + Wasserstoff Beispiel: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2 (Redoxreaktion: H+ nimmt je ein e- vom Metall auf)

      Die Reaktionsfähigkeit der Halogene nimmt im PSE von unten nach oben stark zu. Fluor F₂ ist das reaktionsfähigste Element. Beispiel: Es entflammt Kunststoffe, setzt auch viele Metalle in Brand und reagiert mit Waserstoffgas auch unterhalb von -200 °C noch explosionsartig. Es zersetzt sogar Wasser: 2 F₂ + H₂O → 2 HF + OF₂ (Produkt: Sauerstoffdifluorid, brandfördernd).

      1 Metall-Halogenide sind wasserlöslich (Ausnahmen: AgHal wie z.B. AgCl, PbHal2 wie z.B. PbI2).

      2 Halogenid-Anionen geben e- an reaktionsfähigere Halogenatome (im PSE weiter oben) ab. Beispiele:2 Br- + Cl2→ 2 Cl- + Br2 (Nachweisreaktion für Bromid, Br2 in Hexan orangebraun)2 I- + Cl2→ 2 Cl- + I2 (Nachweisreaktion für Iodid, I2 in Hexan rosaviolett, in H2O braun; Redoxreaktion: Cl2 nimmt je Atom 1 e- auf). Halogenid-Anionen werden daher mit Chlorwasser und Hexan nachgewiesen (pH<7), Iodid-Anionen alternativ auch mit Blei(II)-Salzlösungen: Pb2+ + 2 I-→ PbI2 (gelb, s.o.)

      3 Die Nachbargruppe links der Halogene im Periodensystem ist die 6. Hauptgruppe. Diese Elemente bilden mit Metallen kalkähnliche Oxide (Kalkbildner, Chalkogene, von griech. „chalkos“ = Kalk und „genein“ = bilden, herstellen): O, S, Se, Te(,Po) Beispiele:O + 2 e-→ O2- S + 2 e-→ S2- Se + 2 e-→ Se2-(Oxid-, Sulfid-, Selenid-Anion).

      4 Eine weitere Nachbargruppe der Halogene sind die Edelgase (8. Hauptgruppe): He, Ne, Ar, Kr, Xe (,Rn). Ale Edelgase sind farblos, geruchlos, ungiftig, kaum wasserlöslich und normalerweise nicht reaktionsfähig.