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Anorganische Chemie für Dummies E-Book

Uwe Böhme

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Herausgeber: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA
Kategorie: Wissenschaft und neue Technologien
Serie: ...für Dummies
Sprache: Deutsch
Veröffentlichungsjahr: 2019

Beschreibung

Metalle, Halbmetalle, Salze, Nichtmetallverbindungen ohne Kohlenstoff, Komplexe und Cluster: Mit all dem müssen Sie sich in der Anorganischen Chemie herumschlagen. Dieses Buch hilft Ihnen, den Kopf über Wasser zu halten. Sie erfahren, was Sie zu Wasser, elektropositiven Elementen und Elementen der weiteren Haupt- und Nebengruppen, Komplexverbindungen und vielem mehr wissen sollten. Abgerundet wird das Buch durch eine Einführung in die gängigen Analysemethoden. So verliert die Anorganische Chemie auch für Sie ihren Schrecken.

Details

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Seitenzahl: 410

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Leseprobe

Anorganische Chemie für Dummies

Schummelseite

REDOXREAKTIONEN

Oxidation – Abgabe von Elektronen

Reduktion – Aufnahme von Elektronen

Oxidationsmittel – werden selbst reduziert

Reduktionsmittel – werden selbst oxidiert

ZUORDNUNG VON OXIDATIONSZAHLEN

Die Oxidationszahl eines Elements im elementaren Zustand ist Null.Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist gleich der Ionenladung.Die Summe aller Oxidationszahlen einer neutralen Verbindung ist gleich Null. Die Summe aller Oxidationszahlen eines mehratomigen Ions ist gleich der Ionenladung.Die Oxidationszahl von Fluor ist immer –1, die von Sauerstoff fast immer –2.Größere Verbindungen werden gedanklich in Ionen aufgeteilt. Der elektronegativere Bindungspartner bekommt immer die Bindungselektronen zugeteilt. Bei gleichen Atomen als Bindungspartnern erhalten beide die Hälfte der Bindungselektronen.

SÄUREN UND BASEN

Eine Säure gibt Protonen (H+) ab, eine Base nimmt Protonen auf.

pH = -log cH+ cH+ = 10-pH

cH+ = Konzentration der Protonen in Lösung

pH = 1 starke Säure

pH = 7 neutrale Lösung

pH = 14 starke Base

ELEKTRONENBESETZUNG

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,

5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d

BINDUNGSTYPEN

Metallbindung – zwischen Elementen mit niedriger Elektronegativität

Ionenbeziehung – zwischen Metall (niedrige Elektronegativität) und Nichtmetall (hohe Elektronegativität)

Atombindung (kovalente Bindung) – zwischen Nichtmetallen (mittlere bis hohe Elektronegativität)

STANDARDELEKTRODENPOTENZIALE

Mit Hilfe dieser Tabelle können Sie entscheiden, ob eine Redoxreaktion abläuft oder nicht. Das Redoxpaar 1 gibt Elektronen an Redoxpaar 2 ab, wenn das Potenzial E1 kleiner als das Potenzial E2 ist.

Beispiel: Findet eine Redoxreaktion zwischen Fe2+ und MnO4- in saurer Lösung statt?

Red.

Ox.

sauer

basisch

Fe2+

Fe3+

+0.771

-0.69

Mn2+

MnO4-

+1.51

+0.33

Der Vergleich der Standardelektrodenpotenziale in saurer Lösung zeigt, dass +0.771 kleiner ist als +1.51 Volt. Also wird Fe2+ zu Fe3+ oxidiert und gleichzeitig MnO4- zu Mn2+ reduziert.

Red.

Ox.

sauer

basisch

Ag+

+0.799

+0.342

Al3+

-1.676

-2.310

Au+

+1.691

–

Au3+

+1.498

+0.70

Ba2+

-2.92

-2.166

Be2+

-1.97

-2.62

Br-

Br2

+1.065

Ca2+

-2.84

-3.02

Cd2+

-0.402

-0.824

Ce3+

-2.340

-2.780

Cl-

Cl2

+1.358

-1.358

Co2+

-0.277

-0.733

Co3+

+0.414

-0.432

Co2+

Co3+

+1.808

+0.170

Cr2+

-0.913

–

Red.

Ox.

sauer

basisch

Cr3+

-0.744

-1.33

Cr2O72-

+0.293

-0.72

Cr2+

Cr3+

-0.408

-1.33

Cr3+

Cr2O72-

+1.38

-0.11

Cu+

+0.521

-0.358

Cu2+

+0.340

-0.219

Cu+

Cu2+

+0.159

-0.080

+3.053

+2.866

Fe2+

-0.440

-0.877

Fe3+

-0.036

-0.81

Fe2+

Fe3+

+0.771

-0.69

Ga3+

-0.529

-1.22

H+

0.000

-0.828

Hf4+

-1.70

-2.50

Hg22+

+0.789

–

Red.

Ox.

sauer

basisch

Hg2+

+0.860

+0.098

Hg22+

Hg2+

+0.920

–

I-

+ 0.536

+0.535

In+

-0.126

–

Ir3+

+1.156

–

K+

-2.925

La3+

-2.38

-2.80

Li+

-3.040

Mg2+

-2.356

-2.687

Mn2+

-1.180

-1.55

MnO2

+0.025

-0.80

Mn2+

MnO4-

+1.51

+0.33

Mo3+

-0.20

–

NH4+

+0.278

-0.74

HNO2

+1.45

+0.41

NO3-

+1.25

+0.25

Na+

-2.713

Nb3+

-1.099

–

Ni2+

-0.257

-0.72

OH2

O2H2

+1.763

+0.867

Pb2+

-0.125

-0.50

Pb2+

PbO2

+1.698

+0.28

Pd2+

+0.915

+0.897

Pt2+

+1.188

–

Red.

Ox.

sauer

basisch

Rb+

-2.924

Rh3+

+0.76

–

Ru2+

+0.81

–

Ru3+

+0.623

–

SH2

+0.144

-0.476

SH2

SO2

+0.381

-0.598

SH2

SO42-

+0.365

-0.566

S2O32-

+0.600

-0.742

SO2

+0.500

-0.659

SO42-

+0.386

-0.751

Sn2+

-0.137

-0.909

Sn2+

Sn4+

+0.154

-0.93

Ti3+

-1.208

-2.07

Tl+

-0.336

–

UO2+

-1.03

–

V3+

-1.186

-0.820

V3+

-0.876

-0.709

VO2+

-0.567

-0.396

VO2+

-0.254

-0.119

Zn2+

-0.763

-1.285

Zr4+

-1.55

-1.36

Tabelle: Standardelektrodenpotenziale von Redoxpaaren in wässriger saurer bzw. basischer Lösung. Angaben in Volt.

Anorganische Chemie für Dummies

Bibliografische Information der Deutschen Nationalbibliothek

Die Deutsche Nationalbibliothek verzeichnet diese Publikation in der Deutschen Nationalbibliografie; detaillierte bibliografische Daten sind im Internet über http://dnb.d-nb.de abrufbar.

3. Auflage 2019

Wiley, the Wiley logo, Für Dummies, the Dummies Man logo, and related trademarks and trade dress are trademarks or registered trademarks of John Wiley & Sons, Inc. and/or its affiliates, in the United States and other countries. Used by permission.

Wiley, die Bezeichnung »Für Dummies«, das Dummies-Mann-Logo und darauf bezogene Gestaltungen sind Marken oder eingetragene Marken von John Wiley & Sons, Inc., USA, Deutschland und in anderen Ländern.

Das vorliegende Werk wurde sorgfältig erarbeitet. Dennoch übernehmen Autoren und Verlag für die Richtigkeit von Angaben, Hinweisen und Ratschlägen sowie eventuelle Druckfehler keine Haftung.

Coverfoto: © natros – stock.adobe.comKorrektur: Claudia Lötschert

Print ISBN: 978-3-527-71621-0ePub ISBN: 978-3-527-82317-8

Über den Autor

Uwe Böhme wurde in Stollberg/Erzgebirge geboren.

Er studierte Chemie an der Technischen Hochschule Merseburg. Von 1988 bis 1992 arbeitete er als wissenschaftlicher Assistent und promovierte 1992 über ringsubstituierte Zirconocenverbindungen.

1992/93 absolvierte er einen Postdoc-Aufenthalt am University-College in London.

Seit 1993 arbeitet er an der Technischen Universität Bergakademie Freiberg im Institut für Anorganische Chemie und habilitierte sich 2004. Als Privatdozent hält er Vorlesungen in Anorganischer und Theoretischer Chemie.

Inhaltsverzeichnis

Cover

Über den Autor

Einführung

Über dieses Buch

Voraussetzungen

Wie dieses Buch aufgebaut ist

Symbole, die in diesem Buch verwendet werden

Wie es weitergeht

Teil I: Chemie der Elemente

Kapitel 1: Was ist Anorganische Chemie?

Anorganische Chemie im Alltag

Anorganische Chemie früher und heute

Die Sprache der Chemiker – Formeln, Gleichungen, Symbole

Elektronegativität und Periodizität der Eigenschaften – wichtige Hilfsmittel zur Orientierung

Kapitel 2: Wasserstoff und Wasser

Herstellung und Eigenschaften von Wasserstoff

Hydride

Kapitel 3: Elektropositive Elemente

Metalle durch Schmelzflusselektrolyse

Wichtige Verbindungen der Alkalimetalle

Elektrolytelemente in der Biochemie

Chlorophyll

Kalk/Zement/Gips

Bor und seine Verbindungen

Aluminium und seine Verbindungen

Metallorganische Verbindungen der Hauptgruppenelemente

Kapitel 4: Vom Kohlenstoff zum Blei – die 4. Hauptgruppe

Kohlenstoff

Silicium

Germanium, Zinn und Blei

Kapitel 5: Die Nichtmetalle

Stickstoff

Phosphor

Arsen, Antimon, Wismut

Schwefel

Kapitel 6: Halogene und Edelgase

Fluor

Chlor, Brom und lod

Pseudohalogene und Pseudohalogenide

Edelgase

Kapitel 7: Die Nebengruppenelemente im Überblick

Vergleichende Übersicht über die Eigenschaften der d- und f-Elemente

Unterschiede und Gemeinsamkeiten zwischen Haupt- und Nebengruppenelementen – das Beispiel Magnesium und Zink

Herstellung und Verwendung der Metalle

Metallcarbonyle

Cluster

Metallorganische Verbindungen der Übergangsmetalle

Katalyse mit Übergangsmetallen

Kapitel 8: Komplexverbindungen

Der Chelateffekt

Namen von Komplexverbindungen

Geometrie von Komplexverbindungen

Bindungsverhältnisse in Komplexverbindungen

Kapitel 9: Die Eigenschaften der Nebengruppenelemente

Die 3. Nebengruppe

Lanthanoide und Actinoide

Die 4. Nebengruppe

Die 5. Nebengruppe

Die 6. Nebengruppe

Die 7. Nebengruppe

Die 8. Nebengruppe

Cobalt

Nickel

Platinmetalle

Die 1. Nebengruppe

Die 2. Nebengruppe

Teil II: Konzepte und Modelle in der Anorganischen Chemie

Kapitel 10: Säuren und Basen

Säuren und Basen nach Arrhenius

Säuren und Basen nach Brønsted

Der pH-Wert

Säuren und Basen nach Lewis

Nicht Superman, sondern Supersäure

Kapitel 11: Elektrochemie

Redoxreaktionen

Das Standardelektrodenpotenzial

Elektrolyse

Von der Taschenlampe zum Laptop – elektrochemische Stromquellen

Kapitel 12: Die Struktur der Atome

Der Atombau

Das Aufbauprinzip

Gestalt der Orbitale

Kapitel 13: Bindungsmodelle in der Anorganischen Chemie

Metallbindungen

Ionenbeziehungen

Zwischen Ionenbeziehung und Atombindung

Atombindungen

Molekülorbitaltheorie

Valenzstrukturtheorie

Teil III: Analytische Methoden

Kapitel 14: Qualitative Analyse – der Trennungsgang

Vorbereitung der Probe

Nachweis der Anionen

Nachweis der Kationen

Kapitel 15: Quantitative Analyse

Titration

Gravimetrie

Moderne Elementanalytik

Kapitel 16: Elektrochemische Analytik

Konduktometrie

Potenziometrie

Cyclovoltammetrie

Polarografie

Coulometrie

Elektrogravimetrie

Kapitel 17: Moleküle sichtbar machen – die Einkristall-Strukturanalyse

Ergebnisse der Strukturbestimmung

Ein Beispiel für eine Einkristall-Strukturanalyse

Kapitel 18: Spektroskopische Methoden

Moleküle absorbieren Licht – die UV-Vis-Spektroskopie

Moleküle tanzen – die IR- und Raman-Spektroskopie

Teil IV: Der Top-Ten-Teil

Kapitel 19: Zehn wichtige Entdeckungen in der Anorganischen Chemie

Organische und Anorganische Verbindungen sind verwandt

Pflanzen brauchen Dünger

Periodizität der Elemente

Die Entdeckung der Radioaktivität

Das erste Hightech-Material

Die Entdeckung der Katalyse

Das Grignard-Reagenz

Dünger und Sprengstoffe – die Ammoniaksynthese

Silikone für alle

Das Ziegler-Natta-Verfahren

Kapitel 20: Zehn Tipps für Studenten

Positiv denken!

Schreiben Sie in Vorlesungen mit!

Nutzen Sie die Seminare und Übungen!

Lösen Sie Aufgaben!

Praktika während des Studiums

Stellen Sie sich vor!

E-Mails

Lernen Sie langfristig!

Eine Prüfung ist ein wichtiges Ereignis!

Dresscode

Kapitel 21: Zehn Tipps für wissenschaftliches Arbeiten

Das Thema

Der Betreuer

Machen Sie sich einen Zeitplan

Lesen Sie die Fachliteratur

Schreiben Sie Protokolle

Das Konzept der Arbeit

Die Arbeit schreiben

Sprache und Stil

Vorsicht bei der Nutzung des Internets

Zitate und Literaturangaben

A: Hilfreiche Webseiten

Lexika und Nachschlagewerke

Vorlesungen und Lehrmaterialien zur Anorganischen Chemie

Portale

Software

Spektroskopische Datenbanken

B: Weiterführende Literatur

Lehrbücher

Spezialgebiete

Nachschlagewerke

Synthesechemie

Analytische Chemie

C: Wichtige Trivialnamen

Verbindungsklassen

Liste der Trivialnamen

Stichwortverzeichnis

End User License Agreement

Tabellenverzeichnis

Kapitel 1

Tabelle 1.1: Darstellungen in der Anorganischen Chemie

Tabelle 1.2: Symbole für Bindungen in diesem Buch

Tabelle 1.3: Übliche Abkürzungen in der chemischen Literatur

Kapitel 2

Tabelle 2.1: Einteilung der Hydride

Kapitel 3

Tabelle 3.1: Verhältnisse von Ionenradien und Ladungen bei den Elektroly...

Kapitel 5

Tabelle 5.1: Wichtige Verbindungen des Stickstoffs

Tabelle 5.2: Sauerstoffsäuren des Phosphors

Tabelle 5.3: Sauerstoffsäuren des Schwefels

Kapitel 6

Tabelle 6.1: Sauerstoffsäuren des Chlors

Tabelle 6.2: Valenzstrichformeln der Pseudohalogene und -halogenide

Tabelle 6.3: Siedepunkte der Gase bei der fraktionierten Destillation fl...

Kapitel 7

Tabelle 7.1: Valenzelektronenkonfigurationen der Nebengruppenelemente

Tabelle 7.2: Darstellungsverfahren für Übergangsmetalle, Lanthanoide...

Tabelle 7.3: Anwendungen von Übergangsmetallen, Lanthanoiden und Actinoiden

Tabelle 7.4: Wichtige Übergangsmetallcarbonyle

Tabelle 7.5: Strukturen einiger Metallcarbonyle

Tabelle 7.6: Beispiele für Aromatenkomplexe

Tabelle 7.7: Zusammensetzung von Ziegler-Katalysatoren

Kapitel 8

Tabelle 8.1: Beispiele für einzähnige Liganden

Tabelle 8.2: Beispiele für mehrzähnige Liganden

Tabelle 8.3: Namensbildung bei kationischen Komplexionen

Tabelle 8.4: Namensbildung bei anionischen Komplexionen

Tabelle 8.5: Anwendung der 18-Valenzelektronenregel

Tabelle 8.6: Bildung von high-spin- und low-spin-Komplexen am Beispiel des Man...

Tabelle 8.7: Bildung von oktaedrischen high-spin- und low-spin-Komplexen in A...

Tabelle 8.8: Vergleich von tetraedrischen und quadratisch planaren Nickel(II)-...

Tabelle 8.9: Ligandenfeldstabilisierungsenergien für oktaedrische und tet...

Tabelle 8.10: Beispiele für kinetisch labile und inerte Komplexverbindungen

Kapitel 9

Tabelle 9.1: Vergleich von Aluminium- und Scandiumverbindungen

Tabelle 9.2: Elementsymbole, Namen und Anwendungen der Lanthanoide

Tabelle 9.3: Elementsymbole, Namen und Anwendungen der Actinoide

Tabelle 9.4: Elemente der 8. Nebengruppe

Kapitel 10

Tabelle 10.1: Ausgewählte Säure-Base-Paare nach Brønstedt

Tabelle 10.2: Beispiele für pH-Werte

Tabelle 10.3: Beispiele für Indikatoren und deren Umschlagbereiche

Tabelle 10.4: Einteilung der Lewis-Säuren

Tabelle 10.5: Einteilung der Lewis-Basen

Kapitel 11

Tabelle 11.1: Ausgewählte Standardelektrodenpotenziale E für saure ...

Kapitel 12

Tabelle 12.1: Beispiele für Isotope und deren Zusammensetzung

Tabelle 12.2: Zahlenwerte der Nebenquantenzahl l und Buchstaben zur Bezeichnun...

Tabelle 12.3: Beziehungen zwischen den Quantenzahlen

Kapitel 13

Tabelle 13.1: Beispiele für hypervalente Verbindungen

Tabelle 13.2: Molekülgeometrien nach dem VSEPR-Modell

Tabelle 13.3: Bildung von Hybridorbitalen aus Atomorbitalen

Kapitel 15

Tabelle 15.1: Methoden der Atomspektroskopie

Kapitel 16

Tabelle 16.1: Einteilung der elektrochemischen Analysenmethoden

Kapitel 17

Tabelle 17.1: Die sieben Kristallsysteme. Definition der Achsen und Winkel si...

Tabelle 17.2: Wichtige Bindungslängen und Bindungswinkel von »Bis(pe...

Kapitel 18

Tabelle 18.1: Elektromagnetische Strahlung vom UV- bis zum IR-Bereich

Tabelle 18.2: Absorptionswellenlängen im sichtbaren Bereich

Tabelle 18.3: Farben der Hexaaquokomplexe der 3d-Elemente

Tabelle 18.4: Schwingungen des Wassermoleküls

Tabelle 18.5: Bereiche der Valenzschwingungen anorganischer Gruppen

Illustrationsverzeichnis

Kapitel 1

Abbildung 1.1: Einteilung der Elemente in 18 Gruppen

Abbildung 1.2: Verschiedene Varianten der Einteilung der Elemente in Haupt- u...

Kapitel 2

Abbildung 2.1: Struktur des Wassermoleküls mit Darstellung der freien El...

Abbildung 2.2: Kristallstruktur von Eis mit Darstellung der Elementarzelle

Abbildung 2.3: Beispiele für kovalent polymere Hydride

Kapitel 3

Abbildung 3.1: Änderung der Elektronegativität bei den Elementen de...

Abbildung 3.2: Schmelzflusselektrolyse von Natriumchlorid

Abbildung 3.3: Diaphragmaverfahren zur Herstellung von Natriumhydroxid

Abbildung 3.4: Chlorophyll

Abbildung 3.5: Perborat-Anion

Abbildung 3.6: Bildung von BH

-Addukten (oben) und Bildung von Dib...

Abbildung 3.7: Beispiele für Strukturen von Polyboranen (oben), Darstell...

Abbildung 3.8: Beispiele für Hydrierungen mit LiAlH

Abbildung 3.9: Adduktbildung mit Aluminiumchlorid

Abbildung 3.10: Aktivierung von Alkylhalogeniden (R-Cl) und Säurechlorid...

Abbildung 3.11: Übliche Darstellungsweisen für die Bindungspolarit...

Abbildung 3.12: Tetrameres n-Butyllithium in Diethylether (links) und hexamer...

Abbildung 3.13: Beispiel für die Solvatisierung einer Grignard-Verbindun...

Kapitel 4

Abbildung 4.1:

-Kreislauf in der Natur

Abbildung 4.2: Schichtgitter von Grafit

Abbildung 4.3: Kristallgitter von Diamant, ein Tetraeder ist grau hervorgehob...

Abbildung 4.4: Die zwei bekanntesten Fullerene

und

Abbildung 4.5: Beispiel für eine einwandige Kohlenstoff-Nanoröhre, ...

Abbildung 4.6: Kohlenstoff als Reduktionsmittel

Abbildung 4.7: Reaktionen von salzartigen Carbiden mit Wasser

Abbildung 4.8: Herstellung von Calciumcarbid (oben) und Calciumcyanamid (unte...

Abbildung 4.9: Reaktionen beim Lösen von

in Wasser

Abbildung 4.10: Hydrosilierung

Abbildung 4.11:

-Tetraeder in Inselsilikaten (die SiO

-Tetraeder...

Abbildung 4.12: Lineare

-Einheit in Gruppensilikaten

Abbildung 4.13: Ringförmige

-Einheit in Gruppensilikaten

Abbildung 4.14: Sechsringstrukturelement

in Gruppensilikaten

Abbildung 4.15:

-Einfachketten

Abbildung 4.16:

-Doppelketten

Abbildung 4.17: Zweidimensional unendliche Schichtstruktur aus

-Einheiten.

Abbildung 4.18: Bleiakkumulator mit 6 Volt (Schnittansicht)

Kapitel 5

Abbildung 5.2: Stickstoffkreislauf in der Natur

Abbildung 5.3: Struktur von Ammoniak mit freiem Elektronenpaar

Abbildung 5.4: Valenzstrichformel (links) und Geometrie (rechts) von Hydrazin...

Abbildung 5.5: Valenzstrukturen von Stickstoffwasserstoffsäure (oben) un...

Abbildung 5.6: Valenzstruktur von

(links) und

(rechts)

Abbildung 5.7: Valenzstrukturen von

Abbildung 5.8: Dimerisierung von

Abbildung 5.9: Valenzstrukturen von

Abbildung 5.10: Modifikationen des Phosphors

Abbildung 5.11: Struktur von

Abbildung 5.12: Tautomerie bei Phosphonsäure

Abbildung 5.13: Valenzstrukturen von Ozon

Abbildung 5.14: Valenzstruktur von Wasserstoffperoxid

Abbildung 5.15: Herstellung von Wasserstoffperoxid

Abbildung 5.16: Strukturen von

und

Kapitel 6

Abbildung 6.1: Struktur von

Abbildung 6.2: Schematische Darstellung der Luftverflüssigung nach Linde...

Kapitel 7

Abbildung 7.1: Schematische Darstellung der Bindungsverhältnisse in Carb...

Abbildung 7.2: Bindungstypen bei metallorganischen Verbindungen der Über...

Abbildung 7.3: Bindungsverhältnisse in Alkenkomplexen

Abbildung 7.4: Substitutionsreaktionen am Ferrocen

Abbildung 7.5: Schematische Darstellung eines allgemeinen Katalysezyklus

Abbildung 7.6: Mechanismus der Hydroformylierung,

Abbildung 7.7: Mechanismus der Carbonylierung von Methanol

Abbildung 7.8: Mechanismus der Hydrierung mit dem Wilkinson-Katalysator,

Abbildung 7.9: Chiralität bei Aminosäuren

Abbildung 7.10: Synthese von l-DOPA

Abbildung 7.11: Chiraler Rhodiumkatalysator für die Synthese von L...

Abbildung 7.12: Herstellung von Polyolefinen (oben: LDPE, Mitte: HDPE, unten:...

Abbildung 7.13: Mechanismus der Polymerisation mit Ziegler-Katalysatoren

Abbildung 7.14: Neuartige Katalysatoren für die Polymerisation von Ethen...

Kapitel 8

Abbildung 8.1: Allgemeine Formel einer Komplexverbindung (Erklärung im T...

Abbildung 8.2: Bildung eines Chelatkomplexes

Abbildung 8.3: Lineare Komplexverbindungen mit der Koordinationszahl 2

Abbildung 8.4: Komplexverbindungen mit der Koordinationszahl 4 (oben tetraedr...

Abbildung 8.5: Oktaedrische Komplexverbindungen mit der Koordinationszahl 6

Abbildung 8.6: Dichlorodiamminplatin(II,) cis-Form (links) trans-Form (rechts...

Abbildung 8.7: Neue Cancerostatika auf Basis von cis-Platinkomplexen; links C...

Abbildung 8.8: cis-trans-Isomerie bei einer oktaedrischen Komplexverbindung

Abbildung 8.9: fac- und mer-Isomerie

Abbildung 8.10: Beispiel für optische Isomere bei oktaedrischen Komplexv...

Abbildung 8.11: Valenzelektronen im freien Eisen(III)- und im Hexacyanoferrat...

Abbildung 8.12: Valenzelektronen im Hexafluoroferrat(III)- und Tris(acetylace...

Abbildung 8.13: Bildung oktaedrischer Cobalt(III)-komplexe

Abbildung 8.14: Hybridisierung bei vierfach koordinierten Nickel(II)-Komplexv...

Abbildung 8.15: Angenommene Bildung von Cu(III)-Komplexen, die jedoch nicht e...

Abbildung 8.16: Aufspaltung der d-Orbitale im oktaedrischen Ligandenfeld

Abbildung 8.17: Wechselwirkung der d-Orbitale des Zentralatoms mit den Ligand...

Abbildung 8.18: Aufspaltung der d-Orbitale im oktaedrischen (links) und tetra...

Abbildung 8.19: Anordnung tetraedrischer Komplexverbindungen im Koordinatensy...

Abbildung 8.20: Aufspaltung der d-Orbitale im (a) oktaedrischen, (b) verzerrt...

Abbildung 8.21: Besetzung der d-Orbitale bei

- (links

Abbildung 8.22: Orbitalbesetzung bei quadratisch-planaren Komplexverbindungen...

Abbildung 8.23: Orbitalbesetzung und Lichtabsorption bei

(

-System)

Abbildung 8.24: Tetragonale Verzerrung eines Oktaeders durch den Jahn-Teller-...

Abbildung 8.25: Oxidation von oktaedrischen Co(II)-Komplexen

Abbildung 8.26: Aufspaltung der d-Orbitale bei Substitutionsreaktionen an okt...

Abbildung 8.27: Schematische Darstellung der Substitutionsreaktionen an oktae...

Kapitel 9

Abbildung 9.1: Vereinfachtes Schema eines Atomreaktors

Abbildung 9.2: Chemie des Titans

Abbildung 9.3: Chemie des Vanadiums

Abbildung 9.4: Chemie des Chroms

Abbildung 9.5: Valenzsstrichformel des Dichromat-Anions mit schematischer Dar...

Abbildung 9.6: Struktur von Chrom(II)-acetat-Hydrat

Abbildung 9.7: Chemie desMangans

Abbildung 9.8: Skizze eines Hochofens

Abbildung 9.9: Schematische Darstellung eines Konverters zur Stahlerzeugung

Abbildung 9.10: Chemie des Eisens

Abbildung 9.11: Struktur von Hämin (links). Die grau unterlegten Felder ...

Abbildung 9.12: Besetzung der d-Orbitale bei oktaedrischen Co(III)-komplexen.

Abbildung 9.13: Struktur von Vitamin

(oben) und

Abbildung 9.14: Chemie des Cobalts

Abbildung 9.15: Besetzung der d-Orbitale bei oktaedrischen Nickel(II)-Komplex...

Abbildung 9.16: Besetzung der d-Orbitale bei tetraedrischen Nickel(II)-Komple...

Abbildung 9.17: Besetzung der d-Orbitale bei quadratisch-planaren Nickel(II)-...

Abbildung 9.18: Bildung von Bis(dimethylglyoximato)nickel(II)

Abbildung 9.19: Chemie des Nickels

Abbildung 9.20: Chemie des Kupfers

Abbildung 9.21: Dimere Struktur von Gold(III)-chlorid

Kapitel 11

Abbildung 11.1: Experimentelle Bestimmung des Standardelektrodenpotenzials vo...

Abbildung 11.2: Schematische Darstellung einer Elektrolysezelle

Abbildung 11.3: Aufbau einer Taschenlampenbatterie

Kapitel 12

Abbildung 12.1: Symbolische Darstellung von Orbitalen und ihrer Besetzung

Abbildung 12.2: Allgemeines Energieniveauschema für Atome (links) und zw...

Kapitel 13

Abbildung 13.1: Übergang von der Ionenbeziehung zur Atombindung

Abbildung 13.2: Beispiele für die Formulierung von Lewis-Formeln

Abbildung 13.3: Bildung von dativen Bindungen und Zuordnung von Formalladunge...

Abbildung 13.4: Beispiele für lineare Verbindungen

Abbildung 13.5: Änderung der Bindungswinkel in Abhängigkeit von der...

Abbildung 13.6: Wechselwirkung von zwei s-Orbitalen (oben) und Energieniveaus...

Abbildung 13.7: Mögliche Wechselwirkungen von p-Orbitalen: Bildung einer

-Bindung (oben); nicht bindende ...

Abbildung 13.8:

-bindende Wechselwirkungen zwischen s-, p- und d-Orbitalen

Abbildung 13.9:

-bindende Wechselwirkungen zwischen p- und d-Orbitalen

Abbildung 13.10: Konstruktion der Molekülorbitale von

Abbildung 13.11: Qualitative Darstellung der Orbitalwechselwirkung von Al und...

Abbildung 13.12: Schematische Darstellung der Hybridisierung, links: nicht hy...

Abbildung 13.13: Energie und Besetzung der Orbitale eines Kohlenstoffatoms be...

Abbildung 13.14: Bildung von

-Hybridorbitalen in

Kapitel 15

Abbildung 15.1: Einfache Anordnung zur Titration

Abbildung 15.2: Strukturformel von Komplexon III (links) und schematische Dar...

Kapitel 16

Abbildung 16.1: Schematische Darstellung einer potenziometrischen Zelle

Abbildung 16.2: Glaselektrode (links) und Silber-Silberchloridelektrode (rech...

Abbildung 16.3: Schematische Darstellung eines Cyclovoltammogramms

Abbildung 16.4: Schematische Darstellung eines Polarografen

Abbildung 16.5: Polarogramm einer Lösung, die zwei reduzierbare Ionen en...

Kapitel 17

Abbildung 17.1: Allgemeine Darstellung einer kristallografischen Elementarzel...

Abbildung 17.2: Ableitung der Bragg'schen Gleichung

Abbildung 17.3: Strukturformel von »Bis(pentamethylcyclopentadienyl)zirc...

Abbildung 17.4: Molekülstruktur von »Bis(pentamethylcyclopentadieny...

Kapitel 18

Abbildung 18.1: Typisches Absorptionsspektrum einer Komplexverbindung

Abbildung 18.2: Schematische Darstellung der Valenzschwingung des CO...

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Einführung

Der Begriff »Chemie« ist im Alltag oft negativ besetzt und wird mit »Chemieunfällen« in Verbindung gebracht. Darunter verstehen Nachrichtenredakteure und Journalisten Dinge wie auslaufende Chemikalien oder Gase in einer Fabrik, Arbeitsunfälle beim Umgang mit Gefahrstoffen und Ähnliches. Im Unterschied dazu können sich viele Menschen unter »Anorganischer Chemie« gar nicht so recht etwas vorstellen. Das macht die Sache nicht gerade einfacher. Anorganische Chemie ist alles, was nicht organische Chemie ist; also die Art von Chemie, die über Kohlenwasserstoffe und andere Verbindungen, die C–H-Bindungen enthalten, hinausgeht. Das bedeutet, wir haben in der Anorganischen Chemie ca. 90 Elemente zur Verfügung, aus denen wir Verbindungen herstellen können! Da gibt es sehr viele Möglichkeiten, wie man diese Bausteine miteinander verknüpfen kann. Aber haben Sie keine Angst, ich werde alles so einfach wie möglich beschreiben und mich auf die wesentlichen Dinge beschränken. Natürlich beinhaltet Anorganische Chemie viel Stoffwissen, viele Verbindungen und man muss wissen, wie Verbindungen miteinander reagieren, wenn man verstehen will, wie man eine neue Verbindung herstellt.

Leider gerät neuerdings das praktische Wissen (»Wie stelle ich etwas im Labor her? Wie reagiert diese Verbindung?«) immer mehr in den Hintergrund. Mit all unseren Computerprogrammen, Simulationen und Berechnungen vergessen wir manchmal, dass irgendwer auch noch im Labor oder in der Werkhalle stehen und die berechnete Verbindung herstellen muss, bevor wir diese als Medikament, Treibstoff oder Werkstoff verwenden können!

Über dieses Buch

Anorganische Chemie für Dummies ist ein Buch, das ich zu Beginn des Studiums gerne gehabt hätte, um die teilweise schwierige Materie besser zu verstehen. Das Buch ist kein alles umfassendes Lehrbuch der Anorganischen Chemie, sondern soll die wichtigsten Aspekte zusammenfassen und Dinge verständlich erklären. Falls Sie eine Nebenfachausbildung in Anorganischer Chemie absolvieren, können Sie mit diesem Buch wahrscheinlich auskommen. Falls Sie Chemie als Hauptfach studieren, wird es ganz sicher nicht ausreichen, kann Ihnen aber helfen, Dinge besser zu verstehen. Weiterhin ist dieses Buch auch für Jugendliche geeignet, die sich für Chemie und Naturwissenschaften begeistern.

Ich werde Ihnen zeigen, dass man viele Sachverhalte der Anorganischen Chemie aus dem Aufbau des Periodensystems herleiten kann. Daneben ist aber leider auch noch etwas Stoffwissen notwendig. Das wird in diesem Buch ebenfalls dargestellt, und zwar so einfach wie möglich. Stellen Sie sich vor, dieses Stoffwissen entspricht den Vokabeln einer Fremdsprache, die Sie gerade erlernen wollen (oder müssen). Ohne Vokabelkenntnisse werden Sie sich im Ausland nur sehr schwer verständlich machen können. Je mehr Vokabeln Sie beherrschen, desto leichter lernen Sie neue Wörter in der Fremdsprache.

Voraussetzungen

Ich vermute, dass Sie in der Vergangenheit schon einmal ein bisschen was von Chemie gehört haben, auch wenn es das letzte Mal vor vielen Jahren im Chemieunterricht gewesen sein sollte. Daher gehe ich davon aus, dass Sie zumindest mit einigen grundlegenden Prinzipien der Chemie vertraut sind. Sie wissen, was das Periodensystem der Elemente ist, dieses finden Sie noch einmal auf der »Schummelseite« am Anfang des Buchs. Ich nehme an, dass Sie wissen, was Atome sind, dass jedes Atom aus Atomkern (mit Neutronen und Protonen) und einer Elektronenhülle aufgebaut ist. Sie wissen vermutlich ungefähr, was Säuren und Basen sind, dass es Oxidationen und Reduktionen gibt, und Sie erinnern sich vielleicht noch an die Begriffe Atombindung und Ionenbeziehung.

Weiterhin nehme ich an, dass Sie dieses Buch lesen, um die wichtigsten Aspekte der Anorganischen Chemie zu verstehen und dass Sie dabei noch einige neue Dinge kennenlernen wollen. Da dieses Buch für ein Anorganik-Lehrbuch recht schmal ist, können hier nicht alle Verbindungsklassen und kann nicht jede einzelne Anorganische Verbindung besprochen werden. Ich habe versucht, Schwerpunkte zu setzen und die wichtigsten Zusammenhänge leicht verständlich zu erklären.

Wie dieses Buch aufgebaut ist

Dieses Buch ist in vier Teile eingeteilt, jeder Teil enthält mehrere Kapitel. Das Periodensystem der Elemente habe ich als Grundlage für die Gliederung verwendet. Das ermöglicht mir, die Sachverhalte systematisch darzustellen. Sie können dieses Buch daher gern von vorn bis hinten durchlesen. Andererseits ist der Stoff auch weitgehend modular aufgebaut. Falls Sie also wenig Zeit haben oder nur an einigen Sachverhalten interessiert sind, können Sie auch einzelne Kapitel herausgreifen und nur diese lesen. Sofern zum Verständnis des erwählten Kapitels noch weitere Sachverhalte notwendig sind, habe ich Querverweise eingebaut.

Falls Sie sich durch die Lektüre dieses Buchs für die Anorganische Chemie begeistern, habe ich in den Anhängen A und B weiterführende Literatur für Sie zusammengestellt.

Teil I: Chemie der Elemente

Zunächst biete ich Ihnen etwas Motivationstraining, indem ich Ihnen zeige, wo wir in unserem Alltag mit Anorganischer Chemie zu tun haben. Sie werden staunen!

Chemiker stellen wichtige Sachverhalte gern in Form von Reaktionsgleichungen und chemischen Formeln dar. Das erleichtert uns die Arbeit sehr, und wir können komplexe Sachverhalte mit wenigen Formelbildern in sehr kompakter Form darstellen. Das ist so eine Art Geheimsprache für uns, und ich will versuchen, Ihnen gleich im ersten Kapitel einen kleinen Einblick in unsere »geheime Welt« zu geben. Sie werden merken, dass das alles gar nicht so schrecklich ist, wenn Sie erst mal einige wichtige Grundregeln verstanden haben.

Danach besprechen wir die Periodizität der Eigenschaften der Elemente. Hierbei gibt es bestimmte Gesetzmäßigkeiten, die man wissen sollte. Mit diesem Wissen ausgerüstet, tauchen wir in das Periodensystem der Elemente ein. Wir fangen ganz links oben beim Wasserstoff an und arbeiten uns vorwärts über die elektropositiven Elemente (1. bis 3. Hauptgruppe), die 4. Hauptgruppe, die Nichtmetalle (5. und 6. Hauptgruppe), bis zu den Halogenen und Edelgasen (7. und 8. Hauptgruppe). Als Nächstes folgen die Nebengruppenelemente, bei denen wir uns erst einmal die Eigenschaften im Vergleich anschauen. Metallorganische Verbindungen und Katalyse sind hierbei wichtige Aspekte. Danach gehe ich noch auf Komplexverbindungen ein und erkläre Ihnen die Eigenschaften der Nebengruppenelemente an Beispielen. In diesem Teil erfahren Sie noch etwas über Lanthanoide und Actinoide.

Teil II: Konzepte und Modelle in der Anorganischen Chemie

Nach der wunderschönen »Stoffchemie« im Teil I wollen wir uns einige Konzepte der Chemie anschauen. Dadurch – so hoffe ich – werden Ihnen noch einige Zusammenhänge klarer verständlich. Ich werde Ihnen in diesem Teil die Grundlagen der Säure-Base-Theorie, der Elektrochemie und die verschiedenen Bindungsmodelle erklären. Manche mögen diese mehr theoretisch angehauchten Dinge nicht so sehr, aber ich werde es so einfach wie möglich erklären.

Teil III: Analytische Methoden

Ohne die modernen analytischen Methoden wären neue Erkenntnisse in der Chemie undenkbar. Daher erkläre ich Ihnen in diesem Teil die wichtigsten analytischen Methoden, die in der Anorganischen Chemie genutzt werden. Die Trennung und der qualitative Nachweis der einzelnen Ionen ist eine Kunst, die jeder Chemiker in seinem Studium als Erstes lernt. Die Grundzüge dieser Arbeitstechnik möchte ich Ihnen vorstellen. Wenn man wissen will, »wie viel« von einem Element oder einem Ion in einer Untersuchungsprobe enthalten ist, braucht man quantitative Analysemethoden. Auch das werde ich Ihnen vorstellen. Weiter geht es mit der elektrochemischen Analytik, der Einkristall-Strukturanalyse und einigen spektroskopischen Methoden. Wenn Sie dieses Kapitel gelesen haben, sollten Sie einen Überblick über das Handwerkszeug des »Anorganischen Chemikers« haben.

Teil IV: Der Top-Ten-Teil

Der Top-Ten-Teil enthält zehn wichtige Entdeckungen in der Anorganischen Chemie, zehn Tipps für Studenten aller Fachrichtungen und zehn Tipps für die wissenschaftliche Arbeit, die Ihnen helfen können, erfolgreich durch das Studium zu kommen.

Anhänge

Falls Sie durch die Lektüre des Buchs Appetit auf noch mehr Anorganische Chemie bekommen haben, finden Sie in den Anhängen hilfreiche Webseiten und weiterführende Literatur.

Symbole, die in diesem Buch verwendet werden

Dieses Symbol verwende ich, wenn ich Ihnen zeitsparende Tipps gebe.

Die hier dargestellten Sachverhalte sind wichtig für das allgemeine Verständnis. Mit diesem Symbol weise ich auf wichtige Aspekte hin, die in der Anorganischen Chemie immer wieder eine Rolle spielen. Diese Dinge sollten Sie sich merken.

Ich verwende dieses Icon selten, da ich versucht habe, alles möglichst einfach zu erklären. Wenn meine Erklärungen über das Grundlagenwissen hinausgehen, zeige ich das mit diesem Icon an. Man kann über diese Stellen auch hinwegspringen. Falls Sie jedoch an einer detaillierten Erklärung der Zusammenhänge interessiert sind, können Sie das gerne lesen.

Wie es weitergeht

Das dürfen Sie selbst entscheiden. Falls Sie etwas Bestimmtes verstehen möchten, schlagen Sie ruhig das entsprechende Kapitel auf oder suchen sich im Stichwortverzeichnis die passende Stelle heraus. Falls am Semesterende eine Prüfung auf Sie wartet und Sie bis jetzt nur sehr geringe Kenntnisse in Anorganischer Chemie haben, fangen Sie bei Kapitel 1 an und lesen von dort aus weiter.

Das Buch ist modular aufgebaut, man benötigt nur sehr wenige Vorkenntnisse und wenn doch, so sind entsprechende Querverweise eingefügt. Sie können also eigentlich nichts falsch machen. Ich hoffe, Sie haben Spaß an der Lektüre.

Teil I

Chemie der Elemente

IN DIESEM TEIL…

sind Sie ständig von chemischen Prozessen aller Art umgeben. Wenn Sie kochen, saubermachen oder atmen, finden chemische Prozesse statt. Deshalb erläutere ich Ihnen zunächst einige Aspekte der Anorganischen Chemie im Alltag.

Danach werde ich die ganze Chemie der Elemente vor Ihnen ausbreiten. Für Manche ist dies schrecklich unübersichtlich, für mich spiegelt es jedoch die ganze Vielfalt und Schönheit des Fachgebietes wieder. Keine Angst, wir fangen ganz einfach an, nämlich mit dem allen vertrauten Wasser und dem Wasserstoff. Im Anschluss besprechen wir die Hauptgruppenelemente, die Nebengruppenelemente und Komplexverbindungen.

Kapitel 1

Was ist Anorganische Chemie?

IN DIESEM KAPITEL

Anorganische Chemie im Alltag

Entwicklung der Anorganischen Chemie

Die Sprache der Chemiker

Das Periodensystem kennenlernen

Wenn Sie demnächst eine Prüfung in Anorganischer Chemie vor sich haben, kann es sein, dass Sie dieses Kapitel überspringen und stattdessen etwas zu dem Thema lesen, mit dem Sie gerade Schwierigkeiten haben. Wenn Sie etwas mehr über den Hintergrund der Anorganischen Chemie erfahren wollen und vielleicht die vielfältigen, ganz alltäglichen und auch großartigen Einsatzgebiete der Anorganischen Chemie kennenlernen wollen, dann fangen Sie am besten mit diesem Kapitel an! Chemische Prozesse umgeben uns in unserem täglichen Leben, häufig wenden wir im Alltag Stoffumwandlungen an oder nutzen die Produkte chemischer Synthesen. Sie erhalten in diesem Kapitel einen kleinen Einblick in die Vielfalt chemischer Prozesse.

Danach erkläre ich Ihnen ein wenig die Sprache und Formelwelt der Chemiker, und wir werfen einen Blick auf das »gefürchtete« Periodensystem der Elemente.

Anorganische Chemie im Alltag

Anorganische Verbindungen begegnen uns heute in allen Lebensbereichen. Nachfolgend habe ich für Sie einige Beispiele zusammengestellt. Damit möchte ich Ihnen etwas Appetit machen, Ihr Interesse wecken und Ihnen zeigen, dass dieses seltsame Fachgebiet durchaus spannend sein kann.

Anorganische Chemie in der Küche

Kochsalz ist aus unserer Küche nicht wegzudenken. Leicht gesalzene Speisen schmecken nicht nur besser als völlig ungesalzene Kost, sondern das Kochsalz (Natriumchlorid) hat auch wichtige physiologische Funktionen (physiologisch die Lebensvorgänge im Organismus betreffend). Natriumchlorid ist essenzieller (lebenswichtiger) Bestandteil des Blutplasmas und anderer Körperflüssigkeiten. Natrium und andere Kationen stabilisieren über elektrostatische Wechselwirkungen Zellmembranen und die Konformation von Enzymen und anderen Biomolekülen wie z. B. DNA oder RNA. Die Aufnahme von zu viel oder zu wenig Natriumchlorid mit der Nahrung hat drastische Folgen für die Gesundheit. Wenn man nur destilliertes Wasser trinken würde, so würde man daran sterben. Ganz ähnlich ist es, wenn man nur Salzwasser trinkt. Auch das führt zum Tod, Schiffbrüchige mussten häufig dieses Schicksal erleiden. Oder wie Paracelsus bereits im 16. Jahrhundert erkannte: »All Ding' sind Gift und nichts ohn' Gift; allein die Dosis macht, dass ein Ding kein Gift ist.«

Ohne Backtriebmittel würde man keinen lockeren Kuchen bekommen, und es gäbe am Nachmittag zum Kaffee nur feste Teigfladen zu essen. Natriumhydrogencarbonat und Ammoniumhydrogencarbonat (»Hirschhornsalz«) sind in Backpulvern enthalten. Wenn der Teig erhitzt wird, zersetzen sich diese Verbindungen und setzen Kohlendioxid frei. Dieses Gas macht den Teig schön locker und fluffig.

Falls der Abfluss in der Küche mal verstopft sein sollte, greifen Sie bestimmt zum Abflussreiniger. Dabei handelt es sich meist um die gefährlichsten Chemikalien, die im Haushalt zu finden sind. Zur Beseitigung von Fetten, Proteinen und Essensresten im Abfluss braucht man schon ein aggressives Mittel. Deshalb enthalten viele Abflussreiniger starke Laugen (Kaliumhydroxid oder Natriumhydroxid) und häufig noch ein Oxidationsmittel (z. B. Natriumhypochlorit). Die Lauge soll die Fette und Proteine hydrolysieren, und das Oxidationsmittel soll die Verunreinigungen oxidieren und damit zerstören.

Bauchemie und Geschirr

Jeder Bauarbeiter wendet grundlegende chemische Prozesse an, sicher oft ohne sich dessen bewusst zu sein. So weiß er z. B., dass er Mischungen von Gips mit Wasser sehr schnell verarbeiten muss, da der Gips sonst aushärtet und nicht mehr zu gebrauchen ist. Er weiß, dass er Kalkbrühe auf keinen Fall in die Augen kriegen darf, sonst wird er blind! (Kalklösungen sind starke Basen.) Außerdem kennt er die unterschiedlichen Aushärtzeiten für Beton und Kalkmörtel, die auf unterschiedlichen chemischen Prozessen beruhen. Mehr dazu erfahren Sie in Kapitel 3.

Der größte Teil der Minerale auf der Erde besteht aus Silikaten, also aus Verbindungen, die Silicium, Sauerstoff und andere Elemente enthalten. Dem entsprechend werden bei jedem Hausbau Silikate verbaut. Jeder Ziegel enthält Silikate. Andererseits gibt es auch Hightech-Werkstoffe, die Siliciumverbindungen enthalten. Die bekannteste Stoffklasse sind die Silikone. Viele Fugen im Badezimmer oder in anderen Feuchträumen werden heute mit Silikonen abgedichtet. Silikone dienen außerdem zur Hydrophobierung (also wasserabweisend machen) von Sandstein und anderen Natursteinmaterialien im Außenbereich. Geschirr, Glas und Porzellan bestehen ebenfalls zu einem großen Teil aus Siliciumdioxid. Mehr über Silikate, Silikone und andere Siliciumverbindungen werde ich Ihnen in Kapitel 4 erklären.

Dünger und Sprengstoffe

Anfang des 20. Jahrhunderts waren Nitrate knapp und teuer. Die einzig nennenswerten Vorkommen fand man in Chile (Chilesalpeter Natriumnitrat), und es war damals bereits abzusehen, dass die Vorkommen bald erschöpft sein würden. Zur Herstellung von Düngern und Sprengstoffen brauchte man dringend ein technisches Verfahren. Haber und Bosch entwickelten gemeinsam ein Verfahren zur Herstellung von Ammoniak aus Luftstickstoff. Um den reaktionsträgen Stickstoff aus der Luft zu überreden, mit Wasserstoff zu reagieren, braucht man gewaltige Drücke, Temperaturen von und einen geeigneten Katalysator. Die ersten Versuchsreaktoren explodierten meist nach wenigen Tagen, da der Wasserstoff aus dem Reaktor entwich. Wie diese Schwierigkeiten bewältigt wurden und wie man aus dem Ammoniak dann Dünger und Sprengstoffe herstellt, erzähle ich Ihnen in Kapitel 5.

Edelsteine und Zahnpaste

Die beiden Dinge haben auf den ersten Blick wenig gemeinsam, aber es gibt anorganische Verbindungen, die durchaus beides sein können: wertvoller Edelstein oder Mittel zum Zähne reinigen! Wichtig für die jeweilige Anwendung ist aber nicht nur die chemische Zusammensetzung, sondern auch, in welcher Form die Verbindung vorliegt. So ist fein verteiltes amorphes Siliciumdioxid z. B. Bestandteil der meisten Zahnpasten. Die fein verteilten Siliciumdioxid-Partikel verdicken die flüssige Zahnputzmischung und verwandeln diese in eine schöne cremige Paste. Wenn das Siliciumdioxid jedoch schöne Kristalle bildet, die noch Spuren anderer Elemente enthalten können, so hat man Halbedelsteine und Edelsteine wie z. B. Achat, Amethyst, Citrin, Chrysopras, Rauchquarz, Rosenquarz und Onyx.

Pigmente und Farbstoffe

Ohne Pigmente und Farbstoffe wäre unser Alltag grau und langweilig. Zum Glück ist das nicht so, es gibt organische und anorganische Pigmente. Die Letzteren zeichnen sich häufig durch sehr hohe Beständigkeit aus. Bereits vor mehr als 20 000 Jahren benutzten die Menschen der Eiszeit Naturfarbstoffe wie Ocker, Hämatit, Manganbraun und verschiedene Tone für Höhlenzeichnungen. Zinnober, Azurit, Malachit und Lapislazuli waren schon im 3. Jahrtausend vor Christus in China bzw. Ägypten bekannt. Um etwa 2000 vor Christus stellte man bereits durch Brennen von natürlichem Ocker rote und violette Pigmente für Töpferwaren her. Anorganische Pigmente sind heute aus unserem Alltag nicht wegzudenken. Nahezu alle Anstrichstoffe für draußen enthalten anorganische Pigmente, die dafür lichtecht ( beständig im Sonnenlicht) und wetterbeständig sein müssen.

Anorganische Chemie früher und heute

Wir sprachen gerade die Höhlenmalereien an. Das sind sozusagen die ersten Anwendungen der Anorganischen Chemie, wobei man sicher durch einfaches Probieren herausgefunden hatte, welcher farbige Brei sich als Malfarbe eignet.

Im Mittelalter hatte man beim Durchführen »alchymischer Experimente« die großartigsten Ziele im Auge. Die Suche nach dem Stein der Weisen, der ewiges Leben versprach oder mit dessen Hilfe man unedle Metalle in Gold zu verwandeln hoffte. Diese beiden Ziele erreichten die Alchimisten nicht, aber als Nebenprodukt dieser verbissenen Forschung wurde zum Beispiel das europäische Porzellan entwickelt oder das Element Phosphor entdeckt.

Heute beruht die Anorganische Chemie weitgehend auf naturwissenschaftlichen Grundlagen. Die Physik liefert uns die Schrödinger-Gleichung und die Wellenfunktion zur Beschreibung der Elektronenbewegungen in den Molekülen. Die Mathematik und die Computertechnologie ermöglichen uns, dass wir die Wellenfunktion – mit einigen Vereinfachungen – berechnen und somit Eigenschaften und Reaktivität von Molekülen vorhersagen können.

Aber die Elemente des Periodensystems sind so unterschiedlich, und es gibt so viele Möglichkeiten, diese Elemente miteinander zu kombinieren, das heißt, Verbindungen, Legierungen, Mischungen herzustellen, dass die Anorganische Chemie immer noch weitgehend eine empirische Wissenschaft ist. Wenn ich also wissen will, wie eine Verbindung oder ein Gemisch von Verbindungen reagiert, wozu sich diese verwenden lässt, was ich damit anstreichen, wegätzen oder beschichten kann, so muss ich das im Labor ausprobieren. Und das ist ja eigentlich das Spannende: Im Labor stehen, etwas Neues herstellen, was noch nie ein Mensch zuvor hergestellt hat, und ausprobieren, was das Zeug für Eigenschaften hat! In unserer weitgehend »fertigen« und vernetzten Welt, wo die Kids häufig nur noch am Bildschirm sitzen und Spiele spielen, die andere für sie kreiert haben, ist das eine Möglichkeit, etwas Neues zu machen, die Zukunft mitzugestalten. Deshalb liebe ich diesen Beruf so sehr.

Die Sprache der Chemiker – Formeln, Gleichungen, Symbole

Jetzt kommen wir zu einem heiklen Kapitel. Die Sprache der Chemiker ist vollgestopft mit Abkürzungen, Formeln, Gleichungen und Symbolen, die ein Außenstehender meist nicht vollständig versteht. Ich will versuchen, Ihnen das zu erläutern, damit Sie vielleicht auch bald zu den »Eingeweihten« gehören, die sich in dieser Sprache ausdrücken können oder zumindest die wesentlichen Grundlagen beherrschen.

Die Zusammensetzung chemischer Verbindungen wird häufig über die Summenformel (a in Tabelle 1.1) ausgedrückt. Die Summenformel liefert jedoch keine Information darüber, wie der räumliche Aufbau der Verbindung aussieht oder ob es sich um eine Molekülverbindung oder ein Ionengitter handelt. Dafür gibt es die Strukturformel (b) bzw. Darstellungen für das Kristallgitter (c).

Kohlenstoffdioxid (»Kohlendioxid«)

Natriumchlorid (»Kochsalz«)

Summenformel (a)

Mitte – Strukturformel (b)

rechts – Kristallgitter (c)

Kugel-Stab-Darstellung (d)

Kalottendarstellung (e)

Tabelle 1.1: Darstellungen in der Anorganischen Chemie

Die Strukturformel zeigt, welche Atome miteinander verknüpft sind, und sie liefert Informationen über die Bindungsverhältnisse (Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung). Die Strukturformel liefert jedoch keine Informationen über die genaue Gestalt des Moleküls. Bindungslängen und Bindungswinkel werden hierbei häufig nur grob vereinfacht dargestellt. Chemiker können die genaue räumliche Gestalt von Molekülen mittlerweile mithilfe der Einkristall-Strukturanalyse bestimmen (wer mehr darüber wissen will, schaut bitte in Kapitel 17 nach). Darstellungen, die diese räumliche Gestalt besser widerspiegeln, sind Kugel-Stab-Darstellungen (d) oder noch besser Kalottendarstellungen (e), die die tatsächlichen Atomradien verwenden. Die Kalottenmodelle wären eigentlich die beste Art, Moleküle darzustellen. Allerdings wird diese Darstellungsart bei großen Molekülen sehr schnell unübersichtlich und schwer zu erkennen. Außerdem kann niemand mal schnell an der Tafel oder in sein Notizheft eine Seite voll mit Kalottendarstellungen hinkritzeln. Das wäre viel zu mühsam! Deshalb verwendet man am häufigsten im Unterricht und in Lehrbüchern die Darstellung der Summen- oder Strukturformeln. Das macht uns als Chemiker die Arbeit zwar leichter, aber wir dürfen dabei nicht die tatsächliche räumliche Gestalt der Moleküle und Ionenkristalle vergessen!

Außerdem lieben Chemiker die Reaktionsgleichungen. Fast alle chemischen Sachverhalte kann man in eine Reaktionsgleichung hineinpressen. Im Unterschied zur Mathematik verwenden wir allerdings keine Gleichheitszeichen, sondern verschiedene Arten von Pfeilen. Da gibt es einmal den Pfeil, der in eine Richtung zeigt. Aus den Ausgangsstoffen A und B entstehen die Produkte C und D:

Ein Pfeil ist hier besser als ein Gleichheitszeichen, da man häufig die Reaktionsprodukte nicht wieder ohne Weiteres in die Ausgangsstoffe zurückverwandeln kann. Anders ist das beim chemischen Gleichgewicht. Hierbei liegen die Ausgangsstoffe A und B mit den Reaktionsprodukten C und D im Gleichgewicht vor. Zur Symbolisierung eines Gleichgewichts verwendet man einen doppelten Pfeil, der in beide Richtungen zeigt:

Ausgangsstoffe und Produkte existieren nebeneinander in unterschiedlichen Anteilen. Man versucht häufig, die Lage des Gleichgewichts durch geschickte Wahl der Reaktionsbedingungen zu beeinflussen, damit man möglichst viel vom Reaktionsprodukt erhält. Ein Beispiel für eine solche Gleichgewichtsreaktion werde ich Ihnen in Kapitel 5 bei der technischen Ammoniaksynthese vorstellen. Dann gibt es noch spezielle Pfeile, wie zum Beispiel den Mesomerie-Pfeil, der eine Umlagerung von Mehrfachbindungen beschreibt:

In dem obigen Beispiel sehen Sie gleich noch einen Pfeil von O zum M (Metallatom). Dieser symbolisiert hier eine Donor-Akzeptor-Wechselwirkung vom Sauerstoffatom (Elektronenpaar-Donor) zum Metallatom (Elektronenpaar-Akzeptor).

Wie das obige Beispiel zeigt, verwenden wir ganz bestimmte Symbole zur Bezeichnung von Bindungsverhältnissen. Den größten Teil dieser Symbole werden Sie wahrscheinlich schon kennen. Zur sicheren Verständigung gebe ich Ihnen in der nachfolgenden Tabelle aber trotzdem eine Übersicht über die in diesem Buch verwendeten »Bindungsstriche«.

Die wichtigsten Symbole des Chemikers sind die Elementsymbole des Periodensystems. Es wäre gut, wenn Sie die Elementsymbole auswendig wissen, wenn Sie also lernen, was die Abkürzungen C, N, P, Cl, Ti, Fe usw. bedeuten. Daneben gibt es noch eine Reihe anderer Abkürzungen, die häufig verwendet werden. Diese werden manchmal direkt auf den Reaktionspfeil geschrieben oder sie tauchen im Text auf. Einige übliche Abkürzungen habe ich Ihnen in der nachfolgenden Tabelle zusammengestellt.

Bindungsstrich

Erklärung

Einfachbindung zwischen A und B

Doppelbindung …

Dreifachbindung …

Donor-Akzeptor-Wechselwirkung von A nach B

Einfachbindung, wobei A in der Papierebene und B vor der Papierebene liegt

Diese »Keilbindung« wird manchmal auch zur symbolischen Darstellung von Bindungspolaritäten verwendet!

Einfachbindung, wobei A in der Papierebene und B hinter der Papierebene liegt

schwache Wechselwirkung zwischen A und B, z. B. eine Wasserstoffbrückenbindung

Tabelle 1.2: Symbole für Bindungen in diesem Buch

Elektronegativität und Periodizität der Eigenschaften – wichtige Hilfsmittel zur Orientierung

In der Anorganischen Chemie arbeiten wir mit vielen verschiedenen Elementen, die wir miteinander kombinieren können. Zur Vorhersage der Eigenschaften der entstehenden Verbindungen ist das Periodensystem der Elemente (siehe Schummelseite am Anfang des Buchs) ein wichtiges Hilfsmittel. Diese regelmäßige Anordnung der Elemente ist keinesfalls willkürlich, sondern folgt den Gesetzen des Aufbauprinzips (siehe Kapitel 12). Aus dem Periodensystem kann man sich bestimmte Gesetzmäßigkeiten ableiten, und wenn man weiß, wo ein Element im Periodensystem steht, so kann man die Eigenschaften und die Reaktivität dieses Elements bereits ungefähr voraussagen. Folgende allgemeingültigen Aussagen lassen sich aus dem PSE und den Elektronegativitäten der Elemente ableiten:

Die Elektronegativität im Periodensystem der Elemente nimmt in den Hauptgruppen von links nach rechts zu.

Die Elektronegativität innerhalb der Hauptgruppen nimmt nach unten hin ab.

Die Elemente der 1. bis 3. Hauptgruppe geben sehr gern Elektronen ab (sie sind sehr elektropositiv). Dabei entstehen positiv geladene Kationen, die die gleiche Ladung besitzen wie die Gruppennummer (1. Hauptgruppe –

, 2. Hauptgruppe –

, 3. Hauptgruppe –

Die Elemente der 4. Hauptgruppe besitzen eine mittlere Elektronegativität. Kohlenstoff hat fast die gleiche Elektronegativität wie Wasserstoff, und die beiden Elemente bilden sehr stabile kovalente Bindungen. Deshalb gibt es Tausende von Kohlenwasserstoffen, die das Hauptgebiet der organischen Chemie darstellen.

Die Elemente der 5. bis 7. Hauptgruppe haben eine zunehmend höhere Elektronegativität. Deshalb bilden sich hier häufig Anionen. Die Elemente nehmen dabei so viele Elektronen auf, dass sie die Elektronenkonfiguration der nachfolgenden Edelgase erreichen. Also z. B. kann Stickstoff 3 Elektronen aufnehmen, sodass

Elektronen in der Valenzschale enthalten sind.

Die Übergangsmetalle treten in mehreren Oxidationsstufen auf, das hängt von ihrer Elektronenkonfiguration ab. Mehr dazu erfahren Sie in

Kapitel 9

In der Fachliteratur gibt es verschiedene Darstellungsweisen des Periodensystems der Elemente (PSE). Einige Varianten habe ich für Sie in

Abbildung 1.1

und

Abbildung 1.2

zusammengestellt. Die modernste Form des PSE finden Sie in

Abbildung 1.1

. Hierbei werden die 18 Gruppen einfach von vorn bis hinten durchnummeriert. Diese Variante ist gegenwärtig die von der

IUPAC

(

International Union of Pure and Applied Chemistry) offiziell empfohlene Darstellungsweise. Klassischerweise nimmt man jedoch eine Einteilung in Haupt- und Nebengruppen vor. Bei Hauptgruppenelementen werden die s- und p-Orbitale mit maximal acht Elektronen aufgefüllt. Bei den Nebengruppenelementen werden die d-Orbitale schrittweise mit Elektronen gefüllt. Letztere zeigen eine starke Variationsbreite in den Oxidationsstufen und haben deutlich andere Eigenschaften als die Hauptgruppenelemente. Deshalb halte ich die Unterscheidung in Haupt- und Nebengruppen für sinnvoll und werde diese Bezeichnungen auch in diesem Buch konsequent verwenden.

Abbildung 1.1: Einteilung der Elemente in 18 Gruppen

Abbildung 1.2:

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