Kupfer(I)-sulfid Cu2S, Kupfer(II)-sulfid CuS, Eisen(III)-oxid Fe2O3
Achtung: Wenn Sauerstoff als drittes Element hinzukommt und sich mit dem Nichtmetall verbindet, dann endet der Name auf –at.
Beispiele: Natriumsulfat Na2SO4, Kalziumcarbonat CaCO3
26) Namen von molekularen Verbindungen aus zwei Elementen werden gebildet aus dem Namen des Nichtmetalles, das im PSE weiter links oder weiter unten steht, und dem Namen des zweiten Nichtmetalles (im PSE weiter rechts oder oben). Davor kommt jeweils eine Zahlsilbe für das Mengenverhältnis (siehe Formel): mono = 1, di = 2, tri = 3, tetra = 4, penta = 5, hexa = 6, hepta = 7.
Beispiele: (Mono-)Kohlen(stoff)monoxid CO (giftig!), (Mono-)Kohlen(stoff)dioxid CO2, Distickstofftrioxid N2O3, Distickstoffmonoxid N2O (Lachgas), Kohlenstofftetrachlorid CCl4, Schwefelhexafluorid SF6‘
27) Elementare Gase sind zweiatomig (Ausnahme: Edelgase), da sich ihre Atome miteinander verbinden. Beispiele: Sauerstoff O2, Chlor Cl2, Wasserstoff H2, Iod(dampf) I2, Stickstoff N2.
28) Formeln enthalten kleine, tiefgestellte Zahlen für die Anzahl der Atome im Molekül oder die Mengenverhältnisse der Ionen im Salzkristall. Man bildet sie aus den Namen der Verbindungen nach oben genannten Regeln: Elementsymbole für die Element-Namen einsetzen und kleine, tiefgestellte Zahlen für die Stoffmengenverhältnisse der Elemente in dieser Verbindung.
Hinweis: Dabei müssen Ionenladungen in Salzen immer ausgeglichen werden (Gesamtladung Null), denn Kationen und Anionen bilden nur neutrale Salzkristalle. Beispiel: Al2O3 (aus 2 Al3+ und 3 O2-, kgV = 6)
29) Reaktionsgleichungen geben die (Formeln der) Ausgangsstoffe und (der) Endstoffe wieder. Große Zahlen geben Stoffmengenverhältnisse an, also dass man mehrere Teilchen bestimmter Stoffe (Formeln) braucht.
Beispiel: Bei der Knallgasreaktion (Merksatz Nr. ) verbinden sich Wasserstoff H2 und Sauerstoff O2 im Volumen- und Stoffmengenverhältnis 2 : 1zu Wasserdampf H2O: Wasserstoff + Sauerstoff → Wasser(stoffoxid) Aus zwei Litern Wasserstoffgas und 1 Liter Sauerstoffgas werden nach der Explosion und Abkühlung (ohne Kondensation zu flüssigem Wasser) ziemlich genau zwei Liter Wasserdampf. Die Reaktionsgleichung in Formeln ist: 2 H2 + O2 → 2 H2O (und nicht: 2 H2 + O2 → H2O).
Diese Gleichung 2 H2 + O2 → 2 H2O sagt aus:
2 Mol H2 + 1 Mol O2 → 2 Mol H2O 2 Liter H2-Gas + 1 Liter O2-Gas → 2 Liter H2O-Dampf (Gas) 2 Moleküle H2 + 1 Molekül O2 → 2 Moleküle H2O
In ähnlichem Stoffmengenverhältnis reagieren z.B. auch Kupfer Cu und Schwefel S zu Kupfer(I)-sulfid CuS: 2 Mol Cu + 1 Mol S → 1 Mol Cu2S. Hier entsteht jedoch nur 1 Mol Produkt (vgl. Merksatz Nr. 20) – und nicht zwei Moleküle wie bei der Knallgasreaktion. Daraus folgerte der Chemiker Avogadro, dass elementare Gase zweiatomig vorkommen (molekular, vgl. Merksatz 27) – so entdeckte er die „Moleküle“.
Erinnerung: Dieses folgt u.a. aus Merksatz Nr. 17 bis 20: Wenn sich Stoffe umwandeln, so reagieren sie chemisch. Chemische Reaktionen sind Vorgänge, bei denen mindestens ein neuer Stoff entsteht (erkennbar an neu auftretenden Stoffeigenschaften). Reaktionsgleichungen geben die (Formeln der) Ausgangsstoffe und (der) Endstoffe wieder.
Elemente bestehen aus Atomen (kleinstmögliche Stoffportionen der Elemente). Bei Reaktionen bilden sie Verbindungen (Teilchen-Umgruppierung), d.h. die Atome der Elemente bilden Atomverbände aus Ionen oder Molekülen (Verbände aus Atomen gleicher Elektronegativität bilden neutrale Verbände.
Beispiele für Moleküle und ihre Formeln: Sauerstoff O2, Chlor Cl2, Iod I2, Hexan C6H14, Schwefelpulver S8 usw.). weitere Beispiele für Reaktionsgleichungen: Kupfer + Schwefel → Kupfer(II)-sulfid Cu + S → CuS (Stoffmengenverhältnis Cu : S = 1:1) Kupfer + Schwefel → Kupfer(I)-sulfid 2 Cu + S → Cu2S (Stoffmengenverhältnis Cu : S = 2:1) Aluminium + Sauerstoff Aluminiumoxid 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 (Verhältnis Al : O = 2 : 3)
6) Atome und Bindungen
30) Atome weisen im Kern neutrale Teilchen auf (Neutronen, Symbol: n) sowie positiv geladene Teilchen, die Protonen (Symbol: p+). In der Atomhülle befinden sich negativ geladene Elektronen (Symbol: e-, im Vergleich zum Atomkern fast masselos; Rutherford‘sches Atommodell).
31) Die Elektronen befinden sich in der Atomhülle auf verschiedenen Bahnen (Umlaufbahnen, von innen nach außen mit K, L, M, N, … bezeichnet; Bohr’sches Atommodell, inzwischen „überholt“).
32) Metalle sind Elemente. Sie sind allesamt Stoffe a) mit hoher elektrischer Leitfähigkeit, b) verformbar, c) glänzend und d) sehr gute Wärmeleiter, weil ihre Atome wenig Außenelektronen haben (und diese sind recht „locker“ an den Kern gebunden und daher frei beweglich).
33) Neutrale Atome haben immer gleiche Protonen- und Elektronenzahlen (Ihre Neutronenzahl berechnet sich aus der Differenz der relativen Atommasse zur Ordnungs- bzw. Protonenzahl). Ionen sind elektrisch geladene Atome: Die Anzahl ihrer Elektronen entspricht nicht der Anzahl der Protonen im Kern.
34) Ionen sind elektrisch geladene Atome oder Atomverbände (Kationen positiv, Elektronenzahl ist kleiner als die Anzahl der Protonen im Atomkern; Anionen negativ, Elektronenzahl ist größer als die Anzahl der Protonen). Beispiele für Ionen: Mg2+, Cl-, S2-, Al3+, SO42-, CH3COO-
35) Im Periodensystem der Elemente (PSE) sind die Atome in der Reihenfolge ihrer Protonenzahl (im Kern) angeordnet. Nach jedem Edelgasatom (volle Außenschale) beginnt eine neue Zeile (Periode), da das Atom eine Schale hinzubekommt (Bohr’sches Atommodell). Atome von Elementen, die in einer Spalte (Hauptgruppe) untereinander stehen, weisen daher die gleiche Anzahl von Außenelektronen auf.
