BALANCING CHEMICAL EQUATIONS Der Grundsatz der Erhaltung der Materie besagt, dass „Materie weder geschaffen noch zerstört werden kann, sie ändert nur ihre Form“. Wenn dies der Fall ist, müssen wir alle Atome in einer chemischen Reaktion berücksichtigen. Wir können die Art und Weise, wie die Verbindungen zusammengesetzt werden, nicht ändern, aber wir können die Anzahl der Verbindungen, die gebildet werden, anpassen. Ein Beispiel: Magnesium reagiert mit Sauerstoff und bildet Magnesiumoxid. Da Sauerstoff ein zweiatomiges Molekül ist, können wir sie nur in Gruppen von zwei Atomen erhalten. Wir wissen, dass die Formel für Magnesiumoxid MgO(s) lautet. Die Reaktion, wie wir sie bisher kennen, ist: Mg(s) + O2 (g) —> MgO (s) Was passiert mit dem anderen Sauerstoff? Er muss berücksichtigt werden! Wenn die Sauerstoffmoleküle auseinander brechen, um mit dem Magnesiumatom zu reagieren, ist der einsame Sauerstoff frei, um sich mit einem anderen Magnesiumatom zu verbinden. Mit anderen Worten: Wir haben jetzt zwei Magnesiumatome verbraucht und zwei Einheiten Magnesiumoxid gebildet. Wir zeigen dies, indem wir dem Molekül Zahlen vorangestellt haben. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) Dies ist eine ausgeglichene Gleichung. Sie lässt sich wie folgt lesen: Zwei Atome Magnesium reagieren mit einem Molekül Sauerstoff zu zwei Einheiten Magnesiumoxid.
Ziel ist es, dass auf jeder Seite der Gleichung die gleiche Anzahl von Atomen steht! Schau dir das Arbeitsblatt auf Seite 1 an. Zähle die Atome, um zu sehen, ob diese Gleichungen ausgeglichen sind. Um eine Gleichung auszugleichen, kannst du mit jedem Atom beginnen, aber es kann hilfreich sein, mit dem Atom zu beginnen, das in größerer Zahl vorhanden ist. Beispiel: Schwefel reagiert mit Lithium und bildet Lithiumsulfid. S8 (s) + Li (s) —> Li2S (s) Beginnen Sie mit den Schwefelatomen. 8 auf der Seite des Reaktanten bedeutet, dass wir 8 auf der Seite des Produkts benötigen. Wir müssen eine 8 vor das Li2S(s) setzen. Dadurch ändert sich die Anzahl der Lithiumatome, so dass wir nun 16 auf der Produktseite haben. Auf der Eduktseite müssen wir dann 16 haben. Die Gleichung lautet dann: S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Versuchen Sie dies. 1. Natrium reagiert mit Chlorgas unter Bildung von Natriumchlorid. ___Na(s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl(s) Ausgeglichene Gleichung: 2 Na (s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. Barium reagiert mit Phosphor und bildet Bariumphosphid. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Ausgeglichene Gleichung: 6 Ba (s) + P4 (s) —> 2 Ba3P2 (s)
Bildungsreaktionen oder einfache Zusammensetzungsreaktionen Bildungsreaktionen sind Reaktionen, bei denen sich zwei Elemente zu einer Verbindung verbinden. element + element = Verbindung Wortgleichung:
Natrium + Chlor ———> Natriumchlorid
Skelettgleichung: Na(s) + Cl(g) ———> NaCl(s)
Zersetzungsreaktionen Zersetzungsreaktionen sind die Umkehrung von Bildungsreaktionen. Verbindung AB —> Element A + Element B B Bsp. __C6H12O 6 (s) —> _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Einzelersatzreaktionen Bisher haben wir uns mit Bildungs- und Zersetzungsreaktionen beschäftigt. Elemente reagieren, um Verbindungen zu bilden, oder Verbindungen reagieren, um Elemente zu bilden. Es gibt nur sehr wenige Reaktionen dieser Art. Viel interessanter sind Reaktionen, bei denen ein Element und eine Verbindung miteinander reagieren. Diese Reaktionen werden als Einzelersatzreaktionen bezeichnet, weil eines der Elemente in der Verbindung durch ein anderes Element ersetzt wird. Beispiel: Kupfer reagiert mit Silbernitratlösung zu Silber- und Kupfer(II)-nitratlösung. Cu(s) + AgNO3 (aq) —> Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Sie können diese Gleichungen auf dieselbe Weise bilanzieren wie die Bildungsreaktionen, d. h. Sie zählen die Anzahl der Atome jeder Art auf jeder Seite der Gleichung. Es ist jedoch einfacher, das Nitrat-Ion als ein einzelnes Atom zu behandeln. Das bedeutet, dass du Ag, Cu und NO3ʼs zählst. Die ausgeglichene Gleichung lautet somit: Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Beispiele: 1. Kalziummetall reagiert mit Natriumkarbonatlösung Natriummetall.
zur Bildung von festem Kalziumkarbonat und
2. Stickstoffgas reagiert mit Ammoniumphosphidlösung zur Bildung einer Lösung von Ammoniumnitrid und festem Phosphor.
Doppelte Ersatzreaktionen Diese Reaktionen sind ähnlich wie einfache Ersatzreaktionen. Der einzige Unterschied ist, dass bei dieser Reaktion zwischen zwei Verbindungen sowohl das Metall als auch das Nichtmetall ersetzt werden. Beispiel: Magnesiumhydroxidtabletten werden zur Neutralisierung von Magensäure (HCl) verwendet. Dabei entsteht eine Lösung aus Wasser und Magnesiumchlorid. Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) Mg(OH)2 hat 2 OH-Ionen, während HOH nur 1 OH-Ion hat. Wir müssen 2 OH-Ionen auf jeder Seite haben, also setzen wir eine 2 vor HOH, um die OHʼs auszugleichen. Dadurch ändert sich die Anzahl der H-Ionen in HOH in 2. Auf der linken Seite benötigen wir ebenfalls 2 Hʼs. Setze eine Zwei vor das HCl. Dadurch erhalten wir 2 Cl und MgCl2 hat 2, so dass es sich ausgleicht. Die Mgʼs sind auch ausgeglichen, also sind wir fertig.
Beispiel: Natriumarsenidlösung wird mit Calciumchloridlösung gemischt, um eine Natriumchloridlösung und einen Calciumarsenidfeststoff zu erhalten. >_NaCl (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Du kannst mit jedem Element oder komplexen Ion beginnen, das du möchtest, es kann jedoch einfacher sein, mit der größten Zahl zu beginnen. In diesem Beispiel können wir mit Calcium oder Natrium beginnen, da beide die Zahl 3 auf einer Seite der Gleichung haben. Beginnen wir mit Natrium, da es an erster Stelle steht. Na3As (aq) hat 3 Na. Wir müssen also 3 auf der anderen Seite der Gleichung haben, also setzen wir eine 3 vor das NaCl (zur Erinnerung: wir können die chemische Formel nicht ändern, nur die Anzahl der Formeleinheiten). Das bedeutet, dass wir 3 Chlorid-Ionen auf der anderen Seite der Gleichung haben müssen. Da Chloridionen in CaCl2 nur in 2er-Gruppen vorkommen, müssen wir einen Weg finden, um die Chloridionen auf jeder Seite gleich zu machen. Wir brauchen etwas, in das sowohl 2 als auch 3 hineinpassen. Die kleinste Zahl, die dies erfüllt, ist 6. Setze eine 3 vor das CaCl2, um 6 Cl-Ionen zu erhalten. Das bedeutet, dass wir eine 6 vor das NaCl setzen müssen. Dadurch ändert sich die Anzahl der Naʼs auf 6. Um die linke Seite auszugleichen, müssen wir eine 2 vor das Na3As setzen. Wir haben nun 6 Na auf jeder Seite und 6 Cl. Überprüfen Sie die übrigen Ionen. „Andere“ Reaktionstypen Wenn ein mehratomiges Ion zerfällt oder wenn bei einer Reaktion mehr Produkte als Reaktanten entstehen, wird sie als „andere“ klassifiziert. Bei „anderen“ Reaktionstypen stehen die Wasserstoffatome an zweiter Stelle und der Sauerstoff an letzter Stelle. Der Grund: Wasserstoff- und Sauerstoffatome neigen dazu, sich auszugleichen, wenn die anderen Atome im Gleichgewicht sind. Beispiel. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Präzipitat- ein Feststoff, der sich bei einer Reaktion aus einer Lösung bildet. Wenn eine Verbindung auf der Reaktionsseite eine wässrige Phase hat und dann auf der Produktseite fest wird, handelt es sich um ein Präzipitat. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) Welches ist der Niederschlag in der obigen Reaktion? Verbrennungsreaktionen bei Kohlenwasserstoffen Bei der Verbrennung von Kohlenwasserstoffen wie Benzin, Methan, Propan und Saccharose entstehen immer Energie sowie Kohlendioxid und Wasserdampf. Der Vorgang der Verbrennung ist eigentlich nur eine schnelle Reaktion mit Sauerstoff. Die Gleichungen bestehen nur aus der zu verbrennenden Verbindung und Sauerstoff, um Kohlendioxid und Wasserdampf zu erzeugen. Bei der Bilanzierung von Reaktionen dieser Art ist es am einfachsten, mit den Kohlenstoffatomen zu beginnen, dann zu den Wasserstoffatomen überzugehen und mit den Sauerstoffatomen abzuschließen. Beispiel: Methangas wird verbrannt. CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Die Bilanzierung beginnt mit den Kohlenstoffatomen. Eines auf jeder Seite, so dass keine Änderung erforderlich ist. Es gibt 4 Wasserstoffatome auf der linken Seite und nur 2 auf der rechten Seite. Man braucht 2 Wassermoleküle, um 4 Wasserstoffatome zu erhalten. Zähle nun die Sauerstoffatome auf der rechten Seite. Wir haben 2 in CO2 und 2 in 2H2O. Das macht insgesamt 4. Um 4 auf der anderen Seite zu erhalten, benötigen wir 2 O2. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) Manchmal ist es notwendig, die Zahl unserer Ausgangsverbindung anzupassen. Beispiel: Oktan wird verbrannt. C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Beginnen Sie wie zuvor mit dem Kohlenstoff und gehen Sie weiter zum Wasserstoff. Es ergibt sich folgendes: _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Zähle nun den Sauerstoff. 16 in 8 CO2 und 9 in 9 H2O. Das macht 25. Da Sauerstoff nur in 2er-Packungen (O2) vorkommt, können wir nicht 25 erhalten! Wir brauchen mehr Sauerstoff auf der linken Seite. Wenn wir alles verdoppeln, haben wir 50 Sauerstoff auf der rechten Seite. Das ist durch 2 teilbar und ergibt: 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Endothermische & Exothermische Reaktionen Alle Reaktionen enthalten Energie, aber meistens schreiben wir sie nicht in die Gleichung. Du hast einige Reaktionen gesehen, bei denen die Energie in die Gleichung geschrieben wird. Beispiel. Photosynthese-Reaktion. Sonnenenergie+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) Die meisten Reaktionen benötigen Energie, um die Reaktanten zur Reaktion zu bringen. Eine Zufuhr von Energie. Wenn mehr Energie zugeführt wird (um die Reaktion zu starten) als bei der Reaktion abgegeben wird, spricht man von einer endothermen Reaktion (z. B. Photosynthese). Bei einer endothermen Reaktion wird die Energie auf der Seite des Reaktanten geschrieben. Wenn bei einer Reaktion mehr Energie abgegeben als zugeführt wird, spricht man von einer exothermen Reaktion. Bei einer exothermen Reaktion steht die Energie auf der Produktseite. *Anmerkung: Meistens wird die Energie bei den Reaktionen in Form von Wärme abgegeben, aber nicht immer.
Beweise für chemische Reaktionen Es gibt vier Dinge, die beweisen, dass eine chemische Reaktion stattgefunden hat: 1. Temperaturveränderung 2. Farbveränderung 3. Gasabgabe 4. Bildung eines Niederschlags Eine chemische Reaktion kann mehr als eine haben.
Der Mol Der Mol ist eine Einheit, die eine bestimmte Anzahl von Dingen darstellt. Es ist so ähnlich wie ein Dutzend oder ein Brutto, aber anstatt 12 oder 144 Dinge zu sein, ist ein Mol 6,02 x 1023 Dinge. Es wird manchmal auch als Avogadro-Zahl bezeichnet und ist definiert als die Anzahl der Atome in genau 12 Gramm Kohlenstoff-12. Das Mole verwenden Alle Atommassen werden mit Kohlenstoff-12 verglichen. Die in Ihrem Periodensystem angegebene Atommassenzahl wird auf ein Hundertstel Gramm genau angegeben. Beispiel: Ein Mol Chloratome hat eine Masse von 35,45 g/mol. Hinweis: Das Symbol für Mol ist mol. Es handelt sich nicht um eine Abkürzung. Finden Sie: Sauerstoff, Calcium und Eisen.
Molare Masse von Molekülen Meistens sind wir an einem Mol von Molekülen interessiert. Das sind 6,02 x 1023 Moleküle, z. B. Wasser, HOH. Ein Wassermolekül enthält 2 Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom. Das bedeutet, dass ein Mol Wassermoleküle 2 Mol Wasserstoffatome und ein Mol Sauerstoffatome enthält. Die Masse eines Mols Wasser ist also die Summe von 2 Molen Wasserstoffatomen und einem Mol Sauerstoffatomen. 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 O= 1 mol x 16,00 g/mol = 16,00 g/mol 1 HOH
= 18,02 g/mol
Beispiel: Berechnen Sie die molare Masse von Hydrogensulfatgas. Die Formel lautet H2S O4 (g) 2 H = 2 mol x 1.01g/mol = 2.02 g/mol 1 S = 1 mol x 32.06g/mol = 32.06 g/mol 4 O = 4 mol x 16.00 g/mol = 64.00 g/mol 1 mol H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Versuch: Calciumchlorid : Eisen(III)-hydroxid : Phosphorpentachlorid
Umrechnung von Masse in Mole Die Anzahl der Mole (n) in einer gegebenen Masse (m) ist gleich der gegebenen Masse geteilt durch die molare Masse (M).
m n= M Beispiel 1: Wie viele Mole Natriumchlorid sind in 100 g vorhanden? Schritt 1: Berechnen Sie die molare Masse von Natriumchlorid. M NaCl = 58,44 g/mol Schritt 2:
Berechne die Anzahl der Mole.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol Merke dir die signifikanten Ziffern!!!!!
Beispiel 2: Wie viele Mole sind in 25 g Aluminiumnitrat enthalten? Antwort = 0,12 mol Um die Masse in einer bestimmten Anzahl von Molen zu berechnen, müssen wir unsere Formel wie folgt umstellen. m= nM Beispiel: Welche Masse ist in 3,50 mol Calciumcarbonat enthalten? Schritt 1: Berechnen Sie die molare Masse von Calciumcarbonat. M CaCO3 = 100,09 g/mol Schritt 2: Berechnen Sie die Masse. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Beispiel 2: Berechnen Sie die Masse von 0,056 mol Ammoniumsulfid. Antwort = 3,8 g
