Anorganische Chemie: Atombau, Periodensystem, Bindungsmodelle, Redox- und Säure-Base-Reaktionen
Die Anorganische Chemie prüft im Abitur Mecklenburg-Vorpommern Atombau, Periodensystem, Bindungsmodelle sowie Redox- und Säure-Base-Reaktionen. Erwartet wird, dass Sie Teilchenmodelle begründet auswählen, Formeln und Teilchenebene verknüpfen und Reaktionen über Oxidationszahlen, Elektronenbilanz und Protonenübergänge erklären.
Atombau und Periodensystem
- Quantenzahlen n, l, m und s legen Orbital und Spin fest; Pauli-Prinzip, Hund-Regel und Aufbauprinzip bestimmen die Besetzung.
- Ausnahmen wie Cr ([Ar]3d5 4s1) und Cu ([Ar]3d10 4s1) belegen die Sonderstellung halb- und vollbesetzter d-Orbitale.
- Periodentrends: Atomradius nimmt von links nach rechts ab, Ionisierungsenergie und Elektronegativität steigen; in einer Gruppe wächst der Radius.
Bindungsmodelle
- Ionenbindung: Coulomb-Anziehung im Ionengitter; die Gitterenergie steigt mit höheren Ladungen und sinkt mit größerem Abstand.
- Elektronenpaarbindung: gemeinsames Bindungselektronenpaar, Oktettregel; die Elektronegativitätsdifferenz dient als grobes Maß für Polarität.
- Metallbindung: delokalisierte Elektronen erklären elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit und Verformbarkeit.
Redoxreaktionen
- Oxidationszahlen ergeben sich aus der Elektronegativität; H ist meist +1, O meist -2, Elemente 0, die Summe entspricht der Ionenladung.
- Teilgleichungen werden mit Elektronen ausgeglichen; in saurer Lösung mit H+ und H2O, in alkalischer mit OH- und H2O.
Säure-Base-Reaktionen
- Nach Brønsted ist eine Säure ein Protonendonator und eine Base ein Protonenakzeptor; es entstehen konjugierte Säure-Base-Paare.
- pH = -lg c(H3O+); für schwache Säuren näherungsweise pH = 0,5(pKs - lg c0), sofern die Protolyse klein bleibt.
- Puffer halten den pH über das Verhältnis von Säure und konjugierter Base; Henderson-Hasselbalch: pH = pKs + lg(c(Base)/c(Säure)).
Worked example
Permanganat oxidiert Fe2+ in saurer Lösung. Oxidationszahlen: Mn von +7 zu +2, also 5 Elektronen; Fe von +2 zu +3, also 1 Elektron. Damit reagieren 1 MnO4- mit 5 Fe2+. Die Teilgleichungen lauten MnO4- + 8 H+ + 5 e- -> Mn2+ + 4 H2O und Fe2+ -> Fe3+ + e-. Nach Multiplikation der Eisen-Teilgleichung mit 5 und Addition entsteht MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ -> Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O. Ladungsbilanz links: -1 + 10 + 8 = +17; rechts: +2 + 15 = +17. Die Elektronenbilanz ist ebenfalls ausgeglichen.
Typische Fallen
Oxidationszahlen werden mit Ionenladungen verwechselt; H2O und H+ werden beim Ausgleichen vergessen; Elektronegativität wird mit Elektronenaffinität gleichgesetzt; die Puffergleichung wird auf starke Säuren angewendet; bei pH-Aufgaben wird die Verdünnung nicht berücksichtigt.