Durch die räumliche Anordnung der Atome der Metalle in einem stabilen Gitter , kommt es zu einem Besonderen Verhältnis zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen (Atome ohne Außenelektronen) und der großen Anzahl Elektronen (Außenelektronen ) die sich um einen – im Gitter – liegenden Metallatomrumpf befinden.
Der Atomrumpf wird von den Elektronen praktisch umflossen. Und das in 6 Richtungen (oben, unten, vorn, hinten, rechts und links).
Die Menge der frei beweglichen Außenelektronen wird in der Chemie als „Elektronengas“ bezeichnet.
Und dieses System ist in ständiger Bewegung.
Je wärmer ein Metall ist, desto stärker schwingen die Rümpfe und die Elektronen sind nicht mehr zu einem Rumpf zuzuordnen. Bringt man das Metall zur „Weißglut“ so sind die Bewegungen bei dieser Temperatur so stark, dass die Elektronen ihre Bahnen verlassen. Das sehen wir als Licht. So entsteht durch die Menge an Elektronen der Eindruck des Glühens.
Der sichtbare Effekt wird jedoch vom Rosten beeinträchtigt. An der Oberfläche eines Metalls erzeugen die sich bewegenden Elektronen einen winzigen Lichtimpuls, der in den oberen Schichten des Metalls reflektiert wird. Dieses Licht erscheint uns als Glanz.
Alle Metalle leiten den elektrischen Strom und die Wärme.
Elektrisch leitfähig bedeutet, Ladungen müssen transportiert werden. Wo, wenn nicht hier wäre das möglich? Viele, viele frei bewegliche Elektronen in diesem Gitter und das schon bei Raumtemperatur.
Die Elektronen fließen praktisch durch das Metallgitter.
Die Wärmeleitfähigkeit ist die Möglichkeit Energie also …“Schwingungen“ zu übertragen. Das funktioniert in einem schwingenden Gitter von Atomrümpfen natürlich hervorragend. So kann sich Wärme ausbreiten.
Alle Metalle sind kalt verformbar(duktil).
Teile eines Metallgitters können sich verschieben, ohne dass sich die Abstände zwischen den Atomrümpfen großartig ändern, oder es sogar zu Abstoßungskräften durch Annäherung von gleichen Ladungen kommt. Sie sind duktil – kalt verformbar (Duktilität)Die Rümpfe gleiten aneinander vorbei.
Damit lassen sich Metalle biegen, pressen, walzen …
Die Metalle sind eine Gruppe von Reinstoffen, die aus nur einer Atomart(Element) bestehen. Sie sind Elementsubstanzen und bilden eine Gruppe von Stoffen mit sehr ähnlichen Eigenschaften.
Man findet alle Elemente (Atomarten) systematisch angeordnet im wichtigsten Arbeitsmittel des Chemikers, dem Periodensystem der Elemente (PSE). Die Metalle findet man links der Bor-Astat-Linie.
Die Stoffgruppe der Metalle umfasst über 90 Elementsubstanzen und zeichnet sich durch Gemeinsamkeiten in ihren Eigenschaften und eine Systematik im chemischen Verhalten aus.
Magnesium wurde 1755 von Joseph Black entdeckt und wird seit 1886 großtechnisch in Deutschland gewonnen. Das silberglänzende Leichtmetall schützt sich an der Luft durch eine dichte Oxidschicht selbst vor Korrosion. Ab 500 °C verbrennt es mit einer intensiv weißen Flamme.
In der Natur bildet Magnesium das Zentrum des Chlorophylls (Pflanzengrün). Auch Menschen benötigen täglich etwa 400 mg, die sie über Milch oder Gemüse aufnehmen.
Wegen seiner geringen Dichte und hohen Starrheit ist Magnesium im Leichtbau für Fahrzeuge und Maschinen unverzichtbar. In Legierungen mit Aluminium oder Silicium spart es effektiv Gewicht ein. Zudem dient es als Reduktionsmittel bei der Gewinnung von Metallen wie Uran oder Chrom und wird zur Entschwefelung von Stahlschmelzen eingesetzt.
Das pulverisierte, leicht brennbare Aluminium verleiht Silvesterfeuerwerken ihren Glanz. Als dritthäufigstes Element der Erdkruste kommt das silberweiße Leichtmetall nur in Verbindungen wie Bauxit vor. An der Luft bildet es eine schützende Oxidschicht, die es vor weiterer Korrosion bewahrt.
Nach seiner Entdeckung 1825 war Aluminium so wertvoll, dass es zeitweise teurer als Gold gehandelt wurde. Napoleon III. ließ seinen Ehrengästen exklusiv Aluminiumbesteck eindecken. Durch optimierte Herstellungsverfahren sank der Preis jedoch rasch.
Heute ist das extrem leichte Metall unverzichtbar. In der Luft- und Raumfahrt sowie im Fahrzeugbau spart es Gewicht. Zudem dient es als Alltagsmaterial für Alufolie und Kochgeschirr. Dank seiner hervorragenden Leitfähigkeit wird es intensiv in der Elektro- und Wärmetechnik für Kabel und Heizkörper genutzt.
Eisen ist neben Kobalt und Nickel eines der drei ferromagnetischen Metalle. Als zentraler Baustein von Hämoglobin transportiert es Sauerstoff im Blut und muss über Nahrung wie Haferflocken, Nüsse oder Broccoli aufgenommen werden. Schon vor 5000 Jahren fertigten Menschen Dolche aus Meteoreisen.
Reines Eisen rostet an feuchter Luft jedoch zerstörerisch, da die rotbraune Schicht porös ist und das Metall zerfällt. Das macht es für feine Elektrokabel oder Kochtöpfe unbrauchbar.
Die Lösung ist Stahl: Eine Legierung aus Eisen und rund zwei Prozent Kohlenstoff. Dieser Werkstoff revolutionierte die Welt. Mit über 2000 Varianten ist Stahl heute unverzichtbar für tragende Hochhaus- und Brückenkonstruktionen sowie für präzise chirurgische Skalpelle.
Als Stahl (mit Kohlenstoff) im Hoch- und Brückenbau
Leichtbau (Luftfahrt), Alufolie, Elektrotechnik
Leichtbau für Fahrzeuge, Metallgewinnung
Die Untergruppen der Metalle
Metalle teilt man nach ihrer Dichte in Leicht- und Schwermetalle ein. Dabei wird eine Dichte von 5g/cm³ angesetzt. Weiterhin unterteilt man die Gruppe in Edelmetalle und unedle Metalle. Dabei wird auf die unterschiedliche Reaktionswilligkeit eingegangen. „Edel“ heiß in der Chemie so viel wie „reaktionsträge“.
Arbeitsmaterial – Metalle 2—Untergruppen der Metalle
Wozu ein Metall benutzt wird hängt von seiner Verfügbarkeit aber vor allem auch von seinen Eigenschaften ab.
Arbeitsmaterial – Metalle 3—Eigenschaften bedingen die Verwendung
Mischt man Metalle mit anderen Elementen (Metalle/Nichtmetalle), so entstehen Legierungen . Stoffgemische mit manchmal völlig überraschenden Eigenschaften. Hier!
Charakter einer Lösung , Wiederholung Ionennachweise (Chlorid/Sulfat)
Inhalt des ersten Versuches im Praktikum ist die Identifikation des Charakters einer Lösung. Lösungen können „Sauer“, „Basisch“ oder „Neutral“ sein und das ist vom Vorhandensein eines Überschusses an Wasserstoffionen oder Hydroxidionen abhängig. Diesen Überschuss zeigen Indikatoren wie der Universalindikator UNITEST an.
Auffrischung nötig? Hier gibt es Hilfe zu den „Ionennachweisen„
Der Indikator weist das Vorhandensein zweier Ionen nach. Das Wasserstoffion ( H+) der Säuren und das Hydroxidion (OH–) der Basen
Praktikum II
Ionennachweise – Identifizieren von Stoffen
Treffen in einer Lösung Ionenarten aufeinander, die ein unlösliches oder schwerlösliches Salz bilden, so verbinden diese sich sofort zu einem starken Ionengitter, welches man erst als Trübung der Lösung erkennt und später bei stärkerem Wachstum der Gitter als Flocken, die zu Boden sinken, wahrnimmt.
Dies wird Fällungsreaktion genannt und ist eine anerkannte Nachweismethode für Ionen. Wir kennen die Nachweise für Chloridionen und Sulfationen.
Auffrischung nötig? Den theoretischen Hintergrund hierfür findest Du hier!
Silberionen bilden mit Chloridionen ein schwerlösliches Salz (Silberchlorid).
Ag+ + Cl– ——> AgCl \( \downarrow \) (der Pfeil nach unten zeigt an, dass der Stoff „ausfällt“ also eine Trübung oder einen Bodensatz verursacht)
Der Sulfationen-Nachweis:
Mit Sulfationen… und Bariumionen verhält es sich ebenso. Aus diese beiden Ionen bilden starke Anziehungskräfte, die das Wasser nicht überwinden kann. Somit ist auch Bariumsulfat schwer löslich und bildet beobachtbare Niederschläge.
Gruppenreaktionen – Die Bildung von Säuren und Basen
Metalle und Nichtmetalle reagieren unterschiedlich stark mit Sauerstoff . so kommt es bei den Metallen zum typischen „Rosten“. Auch die Nichtmetalle zeigen diese Reaktion mit Sauerstoff. Allerding ist „Rost“ für die Produkte ein eher untypischer Name. Stoffe, die als Produkte einer Reaktion mit Sauerstoff entstehen, nennt man „Oxide“. Und diese Oxide reagieren mit Wasser. Diese Reaktion ist Gegenstand des dritten Versuches.
Die Reaktion von Metallen/Metalloxiden mit Wasser und die Reaktion von Nichtmetallen/Nichtmetalloxiden mit Wasser führen zur Bildung von Basen und Säuren.
Metalloxide + Wasser
Nichtmetalle + Wasser
Beispiel: Schwefel
Schwefel verbrennt zu Schwefeldioxid. Dieses stechend riechende Gas wird im Erlenmeyerkolben mit Unitestwasser eingeschlossen. Das sich lösende Gas bewirkt eine Reaktion in Wasser. Der Indikator signalisiert eine Säurebildung!
Es entsteht schweflige Säure!
…und nun noch Kohlendioxid und Wasser (mit Indikator)
In diesem Versuch verwendet der Durchführende „Bromthymolblau“, einen Indikator mit der folgenden Zuordnung pH-Wert —> Farbskala:
Bromthymol färbt Leitungswasser blau. Das Einleiten von Kohlendioxid bewirkt eine Farbänderung nach grün —> gelb.
Die Reaktion von Säuren mit Basen wird als Neutralisation bezeichnet. Beim Zusammentreffen der Ionen dieser Stoffe finden charakteristische Teilchenumlagerungen statt, die zu den Produkten Salz und Wasser führen. Die typischen Eigenschaften der Ausgangsstoffe verschwinden bei der Reaktion. Diese Reaktionen verlaufen exotherm.
Kohlenstoffdioxid oder kurz Kohlendioxid wird von uns durch das Atmen produziert. Unsere Ausatemluft enthält 4% des Gases. Kohlendioxid ist inzwischen zu 0,04% in der Luft enthalten. Die chemischen Reaktionen von Kohlendioxid wie die Herstellung von \( CO_2 \) durch das Spalten eines Carbonates und der Nachweis des Gases (auch in der Ausatemluft) sind Gegenstand dieses Praktikums.
Wir unterscheiden den Nachweis von in Carbonaten gebundenem Kohlendioxid und gasförmigem Kohlendioxid.
Nachweis in der Atemluft mit Barytwasser Ba(OH)2
Nachweis in den Salzen der Kohlensäure (Carbonate) durch CO2-Austreibung mit stärkeren Säuren und Einleitung in Barytwasser Ba(OH)2 oder Kalkwasser Ca(OH)2
Wasserstoff ist das häufigste Element des Universums. Diese Atome bilden Moleküle der Formel \( H_2 \). Wasserstoff ist in vielen Verbindungen (Wasser, Säuren, Basen, Kohlenwasserstoffen,…) enthalten und kann aus diesen gewonnen werden. Gegenstand dieses Praktikums ist die Herstellung von Wasserstoff aus einer Säure und sein Nachweis durch die Knallgasprobe.
Die Nähstoffe wurden im Lernbereich 1 der Klasse 10 umfangreich besprochen. Die Nachweise für Glucose, Stärke, Eiweiß und Fett sollen hier wiederholt werden.
Zum Abschluss des Chemiekurses soll das erlangte Wissen auch verfügbar gemacht werden. Dazu ist es nötig, Analogien und Systematik aufzuzeigen. Die Ordnung der Stoffe – die Systematik der Chemie – muss sichtbar werden.
Teilt man Stoffe, wie in der Apotheke – nach Wirksamkeit- ein, dann muss man auf die gesamte Chemie gesehen allerdings Einschränkungen in Kauf nehmen. Nitroglycerin ist ein lebensrettendes Medikament bei Herzkrankheiten und ein verheerender Sprengstoff. Alkohol ist ein Genussmittel und ein Nervengift. Was also in der Apotheke funktioniert , funktioniert leider nicht für die Gesamtheit der Stoffe.
Der saure Geschmack war wohl das erste, was der Mensch mit Säuren in Verbindung brachte. Die Herstellung stark ätzender Supersäuren lag da noch in weiter Ferne. Aber schon vor einigen Jahrhunderten war findigen Geistern die Herstellung von Säuren im Laboratorium bekannt.
Galeerenofen von 1870
Aus dem 8. Jahrhundert stammen die ersten Aufzeichnungen für die Produktion von „Vitriolöl“ – Schwefelsäure – aus Sulfaten, den Salzen der Schwefelsäure, den Vitriolen. Daher stammt auch der Name des Verfahrens. Das Vitriolverfahren lieferte mit hohem Materialaufwand und immensen Energiekosten in sogenannten Galeerenöfen bis ins 18. Jahrhundert Schwefelsäure. Dabei spalten Sulfate bei starker Erwärmung Schwefeltrioxid ab, welches mit Wasser Schwefelsäure ergibt. $$ \mathrm{SO_3 + H_2O \longrightarrow H_2SO_4} $$
Ein Nichtmetalloxid reagiert mit Wasser zu einer Säure!
Nichtmetalloxid + Wasser ———> Säure!
Verbrennt man Schwefel zu Schwefeldioxid, so bildet sich mit Wasser „schweflige Säure“
Das klappt auch mit den Oxiden von Kohlenstoff, Stickstoff und Phosphor. So entstehen die mineralischen Säuren Kohlensäure H2CO3, Salpetersäure HNO3 und Phosphorsäure H3PO4.
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