Big Bang HTL 2, Schulbuch

118 Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) Wärme und einem sehr hellen weißem Licht ab. Man hat sie des­ halb in den Anfängen der Fotografie für Blitz­ lichter verwendet. Exotherm ist eine Reaktion dann, wenn die Produkte eine geringere innere Energie haben als die Ausgangsstoffe. Magnesium und Sauerstoff haben beide eine hohe innere Energie , da sie den Edelgaszustand noch nicht erreicht haben. [Genaugenommen ist es beim Sauerstoffmolekül ein bisschen komplizierter, aber wir wissen ja schon, dass unser vereinfachtes Schalenmodell nicht ganz stimmt. Für unsere Zwecke reicht es aber meist aus. Wer es genau wissen will, muss sich mit Molekülorbitalen beschäftigen.] Das Salz Magnesiumoxid hingegen ist sehr stabil und ener- giearm , da sowohl das Kation als auch das Anion sich im Edelgaszustand befinden. Die Differenz an innerer Energie zwischen Ausgangsstoffen und Endstoffen (die Reakti­ onsenthalpie) wird bei der Reaktion abgegeben. Ähnlich ist es bei vielen Redoxreaktionen. Durch das Übertragen der Elektronen erreichen ein oder mehrere Atome den Edelgas­ zustand und geben deshalb Energie ab. ( F1) Abb. 9.4: Magnesiumblitz Abb. 9.5: Teilchenskizze Reaktion „Verbrennung von Magnesium“ V 9.1 L Verbrennung von Magnesium Geräte und Chemikalien: Tiegelzange, Brenner, Magnesiumband ( ) Durchführung: Ein etwa 2 cm langes Magnesiumband wird mit der Tiegel­ zange kurz in eine Brennerflamme gehalten. Es entzündet sich und verbrennt mit einer weißen, sehr hellen Flamme. Achtung, nicht direkt in die Flamme schauen! Aufgaben: –– Beschreibe die Stoffe vor und nach der Reaktion! Welcher Stoff könnte entstanden sein? –– Erstelle die Reaktionsgleichung! –– Welches nicht stoffliche Produkt entsteht bei der Reaktion? e Nicht immer ist es ganz leicht zu erkennen, ob in einer che­ mischen Reaktion Elektronen übertragen werden. Um genau zu wissen, wo sich wie viele Elektronen befinden, wo sich also ihre Zahl durch Abgabe oder Aufnahme ver­ ändert hat, brauchen wir eine Art „Buchhaltungssystem“ für Elektronen! Bei Kationen und Anionen hilft uns, die Ladung die Elektro­ nenanzahl im Auge zu behalten. Wir erinnern uns, dass aus Ladung und Ordnungszahl (also Protonenanzahl) die Elekt­ ronen berechnet werden können: Ladung = Anzahl p + – Anzahl e – Eine Veränderung der Ladung bedeutet immer auch eine Veränderung der Elektronenanzahl, da wir in der Chemie die Protonen im Kern ja nicht beeinflussen können. Um auch bei Molekülen das Wandern von Elektronen nach­ vollziehen zu können, wurde das Konzept der Oxidations­ zahl entwickelt, die jedem Atom zugewiesen wird. In Molekülen ist die Oxidationszahl eine rein hypothetische, also keine echte Ladung. Sie entsteht, indem man die Elekt­ ronenpaare immer als Ganzes dem elektronegativerem Bin­ dungspartner zuweist. Man tut also, als ob die beiden Bindungspartner über eine Ionenbindung verknüpft wären, in der die Elektronen wirk­ lich zum elektronegativeren Partner wechseln. Sehen wir uns das am Beispiel des Wassers einmal genauer an: Oxidationszahl: Oxidationszahl: O: e – elementar ® 6 e – zugeteilt ® 8 –2 H: e – elementar ® 1 e – zugeteilt ® 0 +1 Abb. 9.6: Polare Atombindung am Beispiel Wasser Der elektronegativere Sauerstoff (EN = 3,44) bekommt die geteilten e – -Paare zur Gänze zugewiesen, besitzt also 8 Valenzelektronen (2 Nicht-Bindende, 2 Bindende Paare). Das sind 2 Elektronen mehr als er normalerweise hat (16. Gruppe ® 6 VE), was eine hypothetische Ladung von –2 ergibt. Der Wasserstoff (EN = 2,2) hat kein einziges Elekt­ ron zugewiesen bekommen, hat also um eines weniger als im elementaren Zustand. Seine Oxidationszahl ist somit +1. Um die Oxidationszahlen nicht mit den realen Ladungen zu verwechseln, werden sie als römische Ziffern direkt über das Elementsymbol geschrieben und nicht rechts oben: +I –II oben: H 2 O Info: Vereinfachtes Finden von Oxidationszahlen – – Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv