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 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.
An der Oberfläche eines Metalles erzeugen die sich bewegenden Elektronen einen winzigen Lichtimpuls, der in den oberen Schichten des Metalls reflektiert wird. Dieses Licht erscheint uns als Glanz.
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 übertagen. Das funktioniert in einem schwingenden Gitter von Atomrümpfen natürlich hervorragend. So kann sich Wärme ausbreiten.
Die Verformbarkeit (Duktilität)
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. 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.
Hier werden die Metalle und ihre 4 gemeinsamen Eigenschaften vorgestellt:
Joseph Black entdeckte um 1755 Magnesium als Element, 1808 stellte Sir H. Davy Magnesium jedoch zum ersten Mal – durch Amalgamverfahren – dar, großtechnisch wird Magnesium seit 1886 in Deutschland (Schmelzflusselektrolyse von Carnallit) gewonnen. Magnesium leitet den elektrischen Strom nicht so gut wie Aluminium oder Kupfer. In Farbe und Glanz ähnelt es dem Aluminium jedoch sehr. Magnesium ist dehnbar und kann zu Drähten oder Blechen gewalzt und gezogen werden. An der Luft überzieht sich Magnesium mit einer dichten Oxidschicht, die das Metall vor der völligen Zerstörung schützt. Magnesium verbrennt ab Temperaturen von 500°C mit weißer Flamme zu seinem weißen Oxid. In der Natur findet man Magnesium als zentrales Teilchen des Chlorophylls, dem Pflanzengrün. Der Mensch benötigt täglich nur Spuren von Magnesium ( ca. 400mg). Diese nehmen wir aus magnesiumreichen Nahrungsmitteln wie Milch oder Gemüse zu uns. Die geringe Dichte des Metalls ermöglicht gute Verwendungsfähigkeit im Leichtbau. So bestehen Bauteile an Fahrzeugen und Maschinen immer dann aus Magnesium, wenn Gewicht gespart werden muss, hohe Starrheit gefordert ist oder eine gute Korrosionsbeständigkeit gebraucht wird. Mit Aluminium und Silicium entstehen gern eingesetzte leichte Legierungen. Bei der Gewinnung von Uran, Kupfer, Zink und Chrom findet es genau so Anwendung, wie bei der Entschwefelung von Stahlschmelzen.
Aluminium ist als Pulver leicht brennbar uns so Bestandteil von „Silberregen“ im Silvesterfeuerwerk und in Raketentreibstoffen. Das weiche, zähe, hell glänzende, silberweiße Aluminium wird, wie Magnesium und andere unedle Metalle nicht in metallischer Form gefunden, sondern kommt in Verbindungen (Granit, Gneis, Feldspat) vor. Das wichtigste Aluminiummineral heißt Bauxit. Aluminium, das nach seinem Salz Alaun benannt wurde, ist das dritthäufigste Element der Erdkruste. Es reagiert an seiner Oberfläche mit Luft schnell zu seinem glasartigen, harten Oxid und ist so gegen das weitere Verrosten geschützt. Sir Humphrey Davy entdeckte das Metall 1808, konnte es jedoch nicht herstellen. Das gelang Hans Christian Ørsted im Jahr 1825. Dieses „neue“ Metall, was so wundervoll leicht war, wurde zu höheren Preisen als Gold gehandelt. So bekam der König von Siam als Ehrengast bei Napoleon(III) als Einziger das teure Besteck, Napoleon nahm mit Gold vorlieb. Durch verbesserte Herstellungsverfahren verfiel der Preis jedoch rasch. Aluminium wird wie andere Leichtmetalle gern da verwendet, wo es auf jedes Gramm ankommt. In der Luft– und Raumfahrt ebenso, wie bei Leichtbaukonstruktionen für Fahrzeuge, Verpackungen („Alufolie“) und Kochgeschirr und Küchengeräte. Seine guten Leitungseigenschaften machten es in der Elektro– und Wärmetechnik beliebt. In Freileitungen, Kabeln und als Heizkörper findet man es.
Eisen ist neben Kobalt und Nickel eines der nur 3 ferromagnetischen Metalle. Hämoglobin der Blutfarbstoff, enthält Eisen, dieses Metall ist an wichtigen Lebensprozessen wie dem Sauerstofftransport unmittelbar beteiligt und wir müssen Eisen immer wieder mit unserer Nahrung aufnehmen, beispielsweise weil täglich neues Blut gebildet wird. Keine Angst, Eisen ist in vielen Lebensmitteln enthalten. Reich an Eisen sind Haferflocken, Weizenvollkorn, Salate, Erbsen, Nüsse, Bohnen oder Broccoli. Obwohl die Menschen das silbrig glänzende Eisen schon seit langer Zeit verwenden, ist ein 5000 Jahre alter Dolch aus Meteoreisen das älteste Beweisstück für die Bearbeitung dieses Metalls. Eisen, das als Pulver übrigens leicht entzündlich ist, rostet zerstörend. Seine rotbraune Rostschicht ist porös und brüchig, so fällt so nach und nach das ganze Metall dem „Fraß“ zum Opfer. Das funktioniert an feuchter Luft am besten, leider. Dies macht Eisen für viele Einsatzgebiet unbrauchbar. Niemand möchte rostige Kochtöpfe, „Bröselschmuck“ oder sich „selbstvernichtende“ Elektrokabel. Die Mischung des Eisens mit anderen Metallen und dem nichtmetallischen Kohlenstoff (ca. 2%) ergibt den Werkstoff, für den die ganze Welt sich interessiert, Stahl. Seine Einsatzgebiete sind fast unbegrenzt. Von Stahlgerüsten in Hochhäusern über die Brückenkonstruktionen dieser Welt bis zum Skalpell des Chirurgen ist Stahl in seinen über 2000 Varianten der beliebteste metallische Werkstoff, aber kein Metall sondern eine Legierung.
Metalle teilt man nach ihrer Dichte in Leicht- und Schwermetalle ein. Dabei wirde eine Dichte von 5g/cm³ angesetzt. Weiterhin unterteilt man die Gruppe in Edelmetalle und unedle Metalle. Dabei wird auf die unterschideliche Reaktionswilligkeit eingegangen. „Edel“ heiß in der Chemie so viel wie „reaktionsträge“.
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.
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. 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!
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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