Chemie CH 504

siehe Hydratwasser

Können Gemische oder Verbindungen mehrerer Metalle sein. Bei Gemischen kann die Zusammensetzung beliebig gewählt werden. In Verbindungen stehen die Metalle in einem bestimmten Mengenverhältnis. Legierungen können aus Mischkristallen oder Kristallgemischen bestehen. Sie sind in der Regel härter und leiten schlechter als die reinen Metalle.

Beim Lösen eines Salzes werden die Ionen von Wasser-Dipolen umhüllt (hydratisiert) und dadurch aus dem Gitter gelöst. Das Ionengitter zerfällt, die hydratisierten Ionen verteilen sich gleichmässig im Lösungsmittel (Diffusion)

Unter der Löslichkeit eines Salzes verstehen wir die Masse, diue sich bei bestimmten Bedingungen in einer festgelegten Portion (meist 100g) Wasser löst (siehe gesättigte Lösung). Sie nimmt i.A. mit steigender Temperatur zu. Die Löslichkeit eines Salzes ist umso höher, je kleiner seine Gitterkräfte sind, d.h. je kleiner die Ionenladungen und je grösser die Ionenradien sind

Gesättigt nennt man eine Lösung, welche die maximal lösliche Menge eines Stoffs enthält. Wird eine gesättigte Lösung abgekühlt oder durch Entfernen von Lösungsmittel (Verdampfen, Verdunsten) konzentriert, kristallisiert das Salz aus: Die Ionen bilden ein Ionengitter

Die Summe aus der Gitterenergie, die zur Trennung der Ionen aufzuwenden ist, und der Energie, die bei der Hydration der Ionen frei wird. Der Lösungsvorgang ist exotherm (Delta H < 0), wenn die frei werdene Hydrationsenergie die aufzuwendende Gitterenergie übertrifft. Wird bei der Hydration der Ionen dagegen weniger Energie frei, als zur Trennung der Ionen benötigt wird, verläuft der Lösungsvorgang endotherm

Metall-Atome haben i.A. weniger als vier Valenzelektronen und entsprechend kleine Rumpfladungen. Die Ionisierungsenergien sind darum kleiner als bei den Nichtmetallen; die Valenzelektronen lassen sich leichter abspalten

Metall-Ionen sind Kationen. Ihre Ladungszahl entspricht der Zahl der Elektronen, die das Metall-Atom abgegeben hat.

Bei den Ionen der Hauptgruppenmetalle entspricht die Ladungszahl in der Regel der Valenzelektronenzahl des Metall-Atoms und damit der Gruppennummer

Typische Eigenschaften der Metalle sind: gute Leitfähigkeit für Strom und Wärme, Verformbarkeit und Metallglanz. Viele haben hohe Schmelz- und Siedetemperatur, grosse Dichte und hohe Härte

Die Metallen bilden im festen Zustand ein Metallgitter, in dem die Atomrümpfe sehr dicht gepackt sind (dichteste Kugelpackungen). Sie werden zusammengehalten von Valenzelektronen, die sich frei zwischen ihnen bewegen.

Die metallische Bindung beruht auf der elektrostatischen Anziehung zwischen den positiven Atomrümpfen und den frei beweglichen Elektronen zwischen ihnen. Sie ist umso stärker, je kleiner die Atome sind und je grösser die Zahl ihrer Bindungselektronen ist.

Der halbe Abstand zwischen den Zentren der Metall-Atome im Metallgitter. Er ist kleiner als der Radius der isolierten Atome (Van-der-Waals-Radius)

Molekül-Ionen sind geladene Teilchen (Ionen) aus kovalent gebundenen Atomen (Moleküle). Die Ladung ist die Differenz zwischen der Summe aller Valenzelektronen der Atome und der Zahl der bindenden und freien Elektronen. Die meisten Molekül-Ionen sind negativ geladen, ihre Namen enden häufig mit -it oder -at (Nitrit, Sulfat)

Die Ionen der Nichtmetalle sind Anionen. Ihre Namen enden auf -id und werden z.T aus den lateinischen Elementnamen abgeleitet (Oxid-Ion, Sulfid-Ion). Nichtmetall-Ionen besitzen i.A. Edelgaskonfiguration. Für ihre Ladung gilt darum: Ionenladung = Gruppennummer minus acht (bei H minus zwei)

Metalle reagieren mit Nichtmetallen zu Salzen. Die Metall-Atome geben ihr(e) Valenzelektron(en) an die Nichtmetall-Atome ab und werden dabei zu positiven Ionen (Kationen). Aus den Nichtmetall-Atomen entstehen durch die Elektronenaufnahme Ionen mit negativer Ladung (Anionen). Anionen und Kationen bilden ein Ionengitter.

In der Formel eines Salzes steht das Symbol (bzw. die Formel) des Kations vor dem Symbol des Anions. Die Indices geben das Zahlenverhältnis der Ionen an, die Salzformel ist eine Verhältnisformel. Die Summer der Ladungen aller Ionen ist null.

Salzlösungen leiten den Strom, weil sie frei bewegbare Ionen enthalten. Wässrige Lösungen haben eine grössere Dichte, eine höhere Siede- und eine tiefere Erstarrungstemperatur als Wasser.

Der Name eines Salzes wird gebildet aus den Namen der Kationen und der Anionen (in dieser Reihenfolge). Bei den Salzen von Metallen, die Ionen mit unterschiedlichen Ladungen bilden (meiste Übergangsmetalle), wird die Ladungszahl als römische Ziffer (I,II,III, usw) in Klammern, gefolgt von einem Bindestrich, in den Namen eingeschoben, z.B Kupfer(I)-oxid (gesprochen:Kupfer-eins-oxid

Metalle sind im Gegensatz zu Salzen verformbar, weil sich ihre Gitterebenen leicht verschieben lassen, ohne dass sich die Bindungsverhältnisse verändern.

Die Verhältnisformel gibt die Art und das Zahlenverhältnis der Teilchen an.

Abkürzung für aquatisiert (auch hydrasiert), d.h. von Wasser-Dipolen umhüllt

Legierung aus Kupfer und Zinn, härter als reiner Kupfer, war vor der Erfindung der Eisengewinnung ein wichtiger Werkstoff

Neben den Stoffen mit einem Atomgitter (Diamant und Quartz) werden auch Salze mit sehr grossen Gitterkräften als diamantartige Stoffe bezeichnet, weil sie fast so hart und unlöslich sind wie Diamant, z.B AI2O3

Der elektrische Strom beruht auf der Verschiebung geladener Teilchen

Stoffe mit beweglichen Ladungsträgern leiten den Strom. Bei den Metallen werden Elektronen im Gitter verschoben, in Salzschmelzen und Salzlösungen Ionen

Energie, die bei der Elektronenaufnahme durch Nichtmetall-Atome umgesetzt wird

Beim Mischen von Salz-Lösungen können schwerlösliche Salze entstehen und ausfallen

Die Summe der Massen aller Atome einer Formel in u

z.B für CaCI2: mF(CaCI2) = mA (Ca) + 2 mA (CI) = 110.98 u

Energie, die frei wird bei der Einlagerung der Ionen ins Ionengitter, d.h. bei der Bildung des festen Salzes aus dem Ionen-Gas. Sie ist die "treibende Kraft" der Salzbildung. Weil sie die aufgewendeten Energien übertrifft, verläuft die Salzbildung exotherm.

Kräfte, welche die Teilchen im Gitter zusammenhalten. Im Ionengitter: Ionenbindung; im Metallgitter: metallische Bindung; im Atomgitter: Atombindung und im Molekülgitter: zwischenmolekulare Kräfte

Molekülgitter, Atomgitter, Metallgitter und Ionengitter

Wasser-Dipole werden von Ionen oder Dipolen angezogen und lagern sich an diese an. Dabei wird die Hydrationsenergie frei. In wässrigen Lösungen sind die Teilchen des gelösten Stoffs von Wasser-Dipolen umhüllt: hydratisiert, z.B. Ca²⁺(aq)

Wird bei der Hydration frei

Viele Salze kristallisieren aus wässriger Lösung als Hydrate aus. Das Hydratwasser (auch Kristallwasser) ist oft an die Kationen gebunden und lässt sich durch Erwärmen entfernen. Es wird in der Formel angegeben: CuSO4 * 5 H2O (der Punkt wird gesprochen als: mit)

Wasseranziehend. Viele Salze können Wasser oder Wasserdampf aufnehmen und in ihr Kristallgitter einlagern -> Hydratwasser

Geladene Teilchen. Nichtmetall-Ionen sind Anionen, Metall-Ionen sind Kationen, Molekül-Ionen sind mehrheitlich Anionen.

Gitter, in dem jedes Ion von einer festgelegten Zahl (Koordinationszahl) nächster Nachbarn (mit entgegengesetzter Ladung) umgeben ist; entsteht als Folge der elektrostatischen Kraft, die von einem geladenen Teilchen aus in alle Richtungen wirkt. Die Gitterkräfte sind umso grösser, je höher die Ladungen der Ionen und je kleiner die Abstände zwischen ihren Zentren sind. Die Abstände sind von den Ionenradien und von der Gitterstruktur abhängig

Ergibt sich aus der Zahl der Elektronen, die vom Atom abgegeben oder aufgenommen wurden; entspricht der Differenz zwischen Protonen- und Elektronenzahl. In der Formel eines Ions wird die Ladung (aus Ladungszahl und Ladungszeichen) rechts oben neben das Symbol bzw. die Formel geschrieben. z.B Ca²⁺, SO4^2-

Weil die Kationen eine Schale weniger besitzen als die Metall-Atome, sind ihre Radien kleiner als die Atomradien. Bei den Nichtmetallen sind die Ionenradien etwa gleich gross wie die Radien der ungebundenen Atome.