Anorganische Verbindungen

Anorganische Verbindungen

Anorganische Verbindungen bilden einen der größten und wichtigsten Bereiche der Chemie. Sie umfassen alle Verbindungen, die nicht Kohlenstoff-Wasserstoff-Gerüste enthalten (mit einigen Ausnahmen wie CO₂, Carbonate, etc.).

Was sind anorganische Verbindungen?

Anorganische Verbindungen sind chemische Verbindungen, die meistens aus Metall- und Nichtmetall-Atomen bestehen. Im Gegensatz zu organischen Verbindungen basieren sie nicht auf Kohlenstoffgerüsten.

Haupttypen anorganischer Verbindungen

1. Säuren - Verbindungen, die Protonen (H⁺) abgeben können
2. Basen/Laugen - Verbindungen, die Protonen aufnehmen können
3. Salze - Verbindungen aus Kationen und Anionen
4. Oxide - Verbindungen mit Sauerstoff
5. Hydride - Verbindungen mit Wasserstoff

Säuren und Basen

Säuren (nach Brønsted)

Säuren sind Stoffe, die in Wasser Protonen (H⁺) abgeben können.

Beispiele:

• Salzsäure: $\ce{HCl -> H+ + Cl-}$
• Schwefelsäure: $\ce{H2SO4 -> 2H+ + SO4^2-}$
• Salpetersäure: $\ce{HNO3 -> H+ + NO3-}$

Eigenschaften von Säuren:

• Saurer Geschmack (Vorsicht: nie probieren!)
• Farbumschlag von Indikatoren (z.B. Rotkohl)
• Reagieren mit Metallen unter Wasserstoffentwicklung
• Reagieren mit Carbonaten unter CO₂-Entwicklung

Basen (Laugen)

Basen sind Stoffe, die in Wasser Hydroxid-Ionen (OH⁻) bilden oder Protonen aufnehmen können.

Beispiele:

• Natronlauge: $\ce{NaOH -> Na+ + OH-}$
• Kalilauge: $\ce{KOH -> K+ + OH-}$
• Kalkwasser: $\ce{Ca(OH)2 -> Ca^2+ + 2OH-}$

Eigenschaften von Basen:

• Seifiger, glitschiger Geschmack
• Ätzend auf Haut und Materialien
• Farbumschlag von Indikatoren
• Leiten elektrischen Strom (Elektrolyte)

Salze und ihre Bildung

Neutralisation

Bei der Neutralisation reagieren Säuren und Basen zu Salz und Wasser:

$$\text{Säure} + \text{Base} \rightarrow \text{Salz} + \text{Wasser}$$

Beispiele: $$\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$$

Salzsäure + Natronlauge → Kochsalz + Wasser

$$\ce{H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O}$$

Schwefelsäure + Kalilauge → Kaliumsulfat + Wasser

Salze aus Metallen und Säuren

Metalle können mit Säuren reagieren:

$$\ce{Metall + Säure -> Salz + Wasserstoff}$$

Beispiel: $$\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 ^}$$

Zink + Salzsäure → Zinkchlorid + Wasserstoff

Salze aus Carbonaten und Säuren

Carbonate reagieren mit Säuren unter CO₂-Entwicklung:

$$\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 ^}$$

Kalkstein + Salzsäure → Calciumchlorid + Wasser + Kohlendioxid

Ionenbindung und Kristallgitter

Struktur von Salzen

Salze bestehen aus Ionen - geladenen Teilchen:

• Kationen: Positiv geladen (z.B. Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺)
• Anionen: Negativ geladen (z.B. Cl⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻)

Ionenbindung

Die Ionenbindung entsteht durch die elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen.

Eigenschaften:

• Kristalline Struktur
• Hoher Schmelzpunkt
• Spröde
• Leiten Strom als Schmelze oder Lösung

Typische Salze

Löslichkeit und Fällungsreaktionen

Löslichkeit von Salzen

Nicht alle Salze sind gleich löslich in Wasser:

Gut löslich:

• Alle Nitrate (NO₃⁻)
• Alle Alkalisalze (Na⁺, K⁺, NH₄⁺)
• Alle Chloride (außer AgCl, PbCl₂)
• Alle Sulfate (außer BaSO₄, PbSO₄)

Schwer löslich:

• Carbonate (außer Alkalicarbonate)
• Sulfide
• Phosphate
• Hydroxide (außer Alkalihydroxide, Ba(OH)₂)

Fällungsreaktionen

Bei Fällungsreaktionen bildet sich aus zwei Lösungen ein unlöslicher Niederschlag.

Beispiel: Silbernitrat + Natriumchlorid

$$\ce{AgNO3(aq) + NaCl(aq) -> AgCl(s)v + NaNO3(aq)}$$

Farblos + Farblos → Weißer Niederschlag + Farblos

Der weiße Niederschlag von Silberchlorid (AgCl) ist schwer löslich.

Beispiel: Bariumchlorid + Natriumsulfat

$$\ce{BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) -> BaSO4(s)v + 2NaCl(aq)}$$

Farblos + Farblos → Weißer Niederschlag + Farblos

Bariumsulfat ($\ce{BaSO4}$) ist sehr schwer löslich.

Nachweisreaktionen

Nachweis von Chlorid-Ionen (Cl⁻)

Reaktion: Mit Silbernitratlösung

$$\ce{NaCl(aq) + AgNO3(aq) -> AgCl(s)v + NaNO3(aq)}$$

Beobachtung: Weißer Niederschlag, der sich in Ammoniak löst.

Nachweis von Sulfat-Ionen (SO₄²⁻)

Reaktion: Mit Bariumchloridlösung

$$\ce{Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) -> BaSO4(s)v + 2NaCl(aq)}$$

Beobachtung: Weißer Niederschlag, der in Säuren unlöslich ist.

Nachweis von Carbonat-Ionen (CO₃²⁻)

Reaktion: Mit Säure

$$\ce{CaCO3(s) + 2HCl(aq) -> CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)^}$$

Beobachtung: Gasentwicklung (CO₂), Kalkwasser trübt sich.

Redoxreaktionen anorganischer Verbindungen

Redoxreaktionen

Redoxreaktionen sind Reaktionen mit Elektronenübertragung:

• Oxidation: Abgabe von Elektronen
• Reduktion: Aufnahme von Elektronen

Beispiel: Reaktion von Kupfer mit Silbernitrat

$$\ce{Cu(s) + 2AgNO3(aq) -> Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)v}$$

Kupfer + Silbernitrat → Kupfer(II)-nitrat + Silber

Beobachtung: Kupferdraht überzieht sich mit silbernen Kristallen.

Disproportionierungen

Bei Disproportionierungen wird ein Element gleichzeitig oxidiert und reduziert.

Beispiel: Kupfer(I)-oxid

$$\ce{Cu2O + H2SO4 -> Cu + CuSO4 + H2O}$$

Kupfer wird sowohl zu Cu(0) als auch zu Cu(II) umgewandelt.

Komplexe Verbindungen

Was sind Komplexe?

Komplexe sind Verbindungen, bei denen ein Zentralatom (meist ein Metall) von Molekülen oder Ionen (Liganden) umgeben ist.

Beispiele:

• Hexaaquakupfer(II): $\ce{[Cu(H2O)6]^2+}$ (blau)
• Tetrachlorocobaltat(II): $\ce{[CoCl4]^2-}$ (blau)
• Hexamminecobalt(III): $\ce{[Co(NH3)6]^3+}$ (gelb-orange)

Liganden

Liganden sind Moleküle oder Ionen, die an das Zentralatom binden:

Anwendung von Komplexen

• Färbei: Komplexfarbstoffe
• Medizin: Platin-Komplexe in der Chemotherapie
• Analytik: Nachweis von Metallionen
• Katalyse: Übergangsmetallkomplexe als Katalysatoren

Ammoniak und Ammoniumverbindungen

Ammoniak ($\ce{NH3}$)

Eigenschaften:

• Farbloses Gas mit stechendem Geruch
• Gut wasserlöslich
• Bildet mit Wasser $\ce{NH4+ + OH-}$ (schwache Base)
• Nachweis mit Nessler-Reagenz (braunrot)

Herstellung (Haber-Bosch-Verfahren):

$$\ce{N2 + 3H2 <=> 2NH3} \quad (\Delta H = -92 \text{ kJ/mol})$$

Stickstoff + Wasserstoff → Ammoniak

Bedingungen: 400-500°C, 200-300 bar, Eisenkatalysator

Ammoniumverbindungen

Ammoniumsalze entstehen aus der Reaktion von Ammoniak mit Säuren:

$$\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$$

Ammoniak + Salzsäure → Ammoniumchlorid

$$\ce{2NH3 + H2SO4 -> (NH4)2SO4}$$

Ammoniak + Schwefelsäure → Ammoniumsulfat

Schwefel und seine Verbindungen

Schwefelwasserstoff ($\ce{H2S}$)

• Farbloses Gas mit charakteristischem Geruch (faulige Eier)
• Sehr giftig!
• Nachweis mit Bleiacetat-Papier (schwarzer Fleck)

Schweflige Säure ($\ce{H2SO3}$) und Schwefelsäure ($\ce{H2SO4}$)

Schweflige Säure:

$$\ce{SO2 + H2O <=> H2SO3}$$

Unbeständig, schwache Säure

Schwefelsäure:

• Starke Säure
• Hygroskopisch (wasserziehend)
• Dehydratisierungsmittel
• ÖligFlüssigkeit

Vorsicht: Säure immer ins Wasser gießen, nie umgekehrt!

Schwefeloxide

• Schwefeldioxid ($\ce{SO2}$): Beißendes Gas, entsteht bei Verbrennung von Schwefel
• Schwefeltrioxid ($\ce{SO3}$): Reagiert mit Wasser zu Schwefelsäure

Stickstoff und seine Verbindungen

Stickstoffoxide

• Stickstoffmonoxid ($\ce{NO}$): Farbloses Gas
• Stickstoffdioxid ($\ce{NO2}$): Braunes Gas, giftig

Ammoniak und Ammoniumverbindungen

(siehe oben)

Salpetersäure ($\ce{HNO3}$)

• Starke Säure
• Oxidierend
• Konz.: gelbliche Flüssigkeit, gibt braune Dämpfe ($\ce{NO2}$) ab

Kohlenstoff und seine anorganischen Verbindungen

Kohlenstoffoxide

• Kohlenstoffmonoxid ($\ce{CO}$): Farblos, geruchlos, sehr giftig
• Kohlenstoffdioxid ($\ce{CO2}$): Farblos, nicht giftig

Carbonate

Calciumcarbonat (Kalkstein, Marmor)

$$\ce{CaCO3 -> CaO + CO2} \quad \text{(bei starkem Erhitzen)}$$

Kalkstein → Kalk + Kohlendioxid

Natriumcarbonat (Soda)

$$\ce{Na2CO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2O + CO2^}$$

Verwendung: Glasherstellung, Wasserenthärtung, Seifen

Praktische Anwendungen

1. Wasserenthärtung

Hartes Wasser enthält $\ce{Ca^2+}$- und $\ce{Mg^2+}$-Ionen. Diese können durch Ionenaustausch entfernt werden:

$$\ce{Ca^2+ + Na2R -> CaR + 2Na+}$$

(R = Austauscherharz)

2. Düngemittel

Wichtige anorganische Dünger:

• Stickstoff: Kalksalpeter ($\ce{Ca(NO3)2}$)
• Phosphor: Superphosphat ($\ce{Ca(H2PO4)2}$)
• Kalium: Kaliumsulfat ($\ce{K2SO4}$)

3. Baustoffe

• Gips: $\ce{CaSO4·2H2O}$ (Wandputz, Bauplatten)
• Kalk: $\ce{CaO, Ca(OH)2}$ (Mörtel, Putz)
• Zement: Mischung aus Kalk, Ton, Sand

Experimente

Experiment 1: Säure-Base-Reaktion

Materialien: Natronlauge, Salzsäure, Indikator (Rotkohl)

Durchführung:

1. Natronlauge mit Indikator versetzen (rot → blau)
2. Salzsäure zugeben
3. Farbumschlag beobachten

Erklärung: Neutralisation von Säure und Base

Experiment 2: Fällungsreaktion

Materialien: Silbernitratlösung, Natriumchloridlösung

Durchführung:

1. Beide Lösungen mischen
2. Weißen Niederschlag beobachten

Erklärung: Bildung von schwerlöslichem AgCl

Experiment 3: Kupferfällung

Materialien: Kupfersulfatlösung, Eisenfeiln

Durchführung:

1. Eisenfeiln in Kupfersulfatlösung geben
2. Farbänderung beobachten (blau → grün)
3. Kupferniederschlag sammeln

Erklärung: Redoxreaktion, Eisen verdrängt Kupfer

Berechnungen mit dem Molaren Masse Rechner

Molare Masse berechnen

Nutzen Sie den Molaren Masse Rechner, um die molaren Massen anorganischer Verbindungen zu berechnen:

Beispiele:

• $\ce{NaCl}$: 22.99 + 35.45 = 58.44 g/mol
• $\ce{CaCO3}$: 40.08 + 12.01 + (3 × 16.00) = 100.09 g/mol
• $\ce{H2SO4}$: (2 × 1.01) + 32.07 + (4 × 16.00) = 98.09 g/mol

Stoffmengenberechnung

$$n = \frac{m}{M}$$

• $n$ = Stoffmenge (mol)
• $m$ = Masse (g)
• $M$ = Molare Masse (g/mol)

Beispiel: 5 g $\ce{NaCl}$

$$n = \frac{5 \text{ g}}{58.44 \text{ g/mol}} = 0.086 \text{ mol}$$

Lernziele

Nach Abschluss dieses Themenbereichs sollten Sie:

• ✅ Den Unterschied zwischen Säuren und Basen erklären können
• ✅ Neutralisationsreaktionen durchführen können
• ✅ Die Bildung von Salzen beschreiben können
• ✅ Fällungsreaktionen vorhersagen können
• ✅ Nachweisreaktionen für wichtige Ionen kennen
• ✅ Die Struktur von Salzen (Ionenbindung) erklären können
• ✅ Komplexe Verbindungen verstehen können
• ✅ Molare Massen berechnen können

Weiterführende Themen

• Säuren und Basen – Ausführliche Behandlung des Säure-Base-Konzepts
• Redoxreaktionen und Elektrochemie – Redoxreaktionen im Detail
• Aufbau der Materie – Ionenbindung und Kristallgitter
• pH-Rechner – pH-Werte berechnen und visualisieren