.svg)
Allgemeine Chemie ist das Fundament, auf dem organische Chemie, Biochemie und physikalische Chemie aufsetzen — und nicht nur Chemiestudierende schreiben sie: In Medizin, Biologie, Pharmazie und den Ingenieurwissenschaften steht das Modul ebenfalls im ersten Semester. Die Chemie-Grundlagen wirken dabei wie eine Sammlung unverbundener Kapitel, hängen aber an einer einzigen Kette: Aus dem Atombau folgt die Elektronenkonfiguration, daraus die Stellung im Periodensystem, daraus das Bindungsverhalten und schließlich die Eigenschaften des Stoffs. Wer diese Kette einmal nachvollzogen hat, muss deutlich weniger auswendig lernen.
Diese allgemeine Chemie Zusammenfassung geht die klausurrelevanten Blöcke in genau dieser Reihenfolge durch: Atombau und Isotope, Schalen, Orbitale und Valenzelektronen, das Periodensystem samt Trends bei Atomradius, Ionisierungsenergie und Elektronegativität, die drei Bindungstypen und die zwischenmolekularen Kräfte, Molekülgeometrie nach dem VSEPR-Modell, Stoffmengenrechnung mit Mol und molarer Masse, Reaktionsgleichungen und Stöchiometrie, das chemische Gleichgewicht, Säuren und Basen mit pH-Berechnung sowie Redoxreaktionen mit Oxidationszahlen. Zu jeder Regel steht ein durchgerechnetes Beispiel, denn in der Chemie-Klausur wird selten die Definition abgefragt, sondern ihre Anwendung auf eine konkrete Formel.
Besonderes Gewicht liegt auf den Stellen, an denen regelmäßig Punkte verloren gehen: Die Elektronegativität steigt im Periodensystem nach rechts und nach oben, der Atomradius verhält sich genau umgekehrt. Oxidation ist Elektronenabgabe, und das Oxidationsmittel wird dabei selbst reduziert. Ein Katalysator beschleunigt die Einstellung eines Gleichgewichts, verschiebt es aber nicht. Und Wasserstoffbrücken wirken zwischen Molekülen, nicht innerhalb — deshalb siedet Wasser bei 100 °C, Schwefelwasserstoff trotz größerer molarer Masse aber bei rund −60 °C. Die Lernkarten und Übungsfragen unten prüfen genau diese Unterscheidungen. Du kannst alles direkt hier durcharbeiten – oder die Inhalte kostenfrei in deinen Learnboost Account übernehmen und dort mit Spaced Repetition, Lernplan und KI-Tutor weiterlernen.
Übernimm diese Inhalte kostenfrei in deinen Learnboost Account — dann arbeiten sie für dich weiter: Spaced Repetition bringt jede Karte zurück, kurz bevor du sie vergisst. So stehst du zur nächsten Klausur nicht wieder am Anfang.
Inhalte kostenfrei übernehmenKostenlos starten · Keine Kreditkarte · Deine eigenen Unterlagen bleiben privat
Aus dem Aufbau der Atome folgen die Eigenschaften der Stoffe: Elektronenkonfiguration, Stellung im Periodensystem, Bindungstyp und Reaktionsverhalten hängen in dieser Reihenfolge zusammen.
Im Kern sitzen Protonen (positiv) und Neutronen (ungeladen), in der Hülle die Elektronen (negativ); fast die gesamte Masse steckt im Kern, das Volumen bestimmt die Hülle. Die Ordnungszahl Z ist die Protonenzahl und legt das Element fest, die Massenzahl A die Summe aus Protonen und Neutronen – die Neutronenzahl ist also A − Z. Ein neutrales Atom hat so viele Elektronen wie Protonen.
Isotope haben dieselbe Protonen-, aber unterschiedliche Neutronenzahl: Chlor kommt als ³⁵Cl (18 Neutronen) und ³⁷Cl (20 Neutronen) vor, und das Mengenverhältnis von rund 76 zu 24 erklärt die mittlere Atommasse 35,45 u. Chemisch verhalten sie sich gleich, weil allein die Hülle über Reaktionen entscheidet.
Die n-te Schale fasst höchstens 2n² Elektronen: 2, 8, 18, 32. Genauer beschreibt das Orbitalmodell: je Schale ein s-Orbital (2 Elektronen), drei p-Orbitale (6), fünf d-Orbitale (10), sieben f-Orbitale (14). Besetzt wird von der niedrigsten Energie aufwärts, je Orbital höchstens zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin, energiegleiche Orbitale zuerst einfach.
Chlor (Z = 17) hat 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, Natrium (Z = 11) hat 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Valenzelektronen sind die der äußersten Schale – bei Chlor sieben, bei Natrium eines; bei Hauptgruppenelementen verrät die Hauptgruppennummer ihre Zahl. Nach der Oktettregel streben Atome die Achterschale des nächsten Edelgases an: Natrium durch Abgabe, Chlor durch Aufnahme eines Elektrons.
Die Periode gibt die Zahl der besetzten Schalen an, die Hauptgruppe die Zahl der Valenzelektronen. Der Atomradius nimmt nach rechts ab, weil die Kernladung wächst, die Elektronen aber in dieselbe Schale eingebaut und stärker angezogen werden; nach unten nimmt er zu, weil eine Schale hinzukommt. Die Ionisierungsenergie – nötig, um einem gasförmigen Atom das am schwächsten gebundene Elektron zu entreißen – verhält sich umgekehrt: steigt nach rechts, sinkt nach unten.
Die Elektronegativität misst, wie stark ein Atom Bindungselektronen zu sich zieht. Sie steigt nach rechts und nach oben; Fluor ist mit 3,98 das elektronegativste Element. Radius und Elektronegativität sind Gegenspieler: kleiner Radius, hohe Elektronegativität.
Die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN ordnet den Bindungstyp grob zu: unter 0,5 unpolar kovalent, 0,5 bis 1,7 polar kovalent, darüber überwiegend ionisch.
Die Ionenbindung entsteht zwischen Metall und Nichtmetall durch Elektronenübergang: 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl mit Na⁺ und Cl⁻ (ΔEN = 2,23). Im Ionengitter zieht jede Ladung in alle Raumrichtungen – daher hohe Schmelzpunkte, Sprödigkeit (verschobene Schichten stoßen sich ab und der Kristall bricht) und Leitfähigkeit erst in Schmelze oder Lösung.
Die Elektronenpaarbindung verbindet Nichtmetalle über gemeinsame Elektronenpaare; in H₂O bildet Sauerstoff zwei bindende Paare und behält zwei freie. Bei ungleichen Partnern ist die Bindung polar, die Elektronen liegen näher am elektronegativeren Atom. Polare Bindung und polares Molekül sind aber zweierlei: CO₂ ist linear gebaut, die Teilladungen heben sich auf. Wasser ist gewinkelt, deshalb bleibt ein Dipolmoment übrig.
Die Metallbindung beschreibt das Elektronengasmodell: Metallkationen im Gitter, Valenzelektronen über den ganzen Kristall delokalisiert. Daraus folgen Leitfähigkeit für Strom und Wärme, Verformbarkeit durch verschiebbare Gitterschichten und metallischer Glanz.
Van-der-Waals-Kräfte beruhen auf kurzzeitigen Ladungsverschiebungen, wirken zwischen allen Teilchen und wachsen mit der Molekülgröße – deshalb steigen die Siedepunkte in der Reihe der Alkane. Dipol-Dipol-Kräfte wirken zwischen Molekülen mit permanentem Dipol. Wasserstoffbrücken sind der stärkste dieser drei Typen: Sie entstehen, wenn ein Wasserstoffatom an N, O oder F gebunden ist und auf ein freies Elektronenpaar eines benachbarten N-, O- oder F-Atoms trifft.
Sie sind zwischenmolekulare Kräfte, keine Bindungen innerhalb des Moleküls – eine der häufigsten Verwechslungen in Klausuren – und mit 5 bis 40 kJ/mol viel schwächer als eine kovalente Bindung (rund 400 kJ/mol). Beim Wasser erklären sie den Siedepunkt von 100 °C, während H₂S trotz höherer molarer Masse bei rund −60 °C siedet, dazu die hohe Wärmekapazität, die große Oberflächenspannung und die Dichteanomalie: Eis schwimmt.
Die Elektronenpaare der Valenzschale weichen einander maximal weit aus; freie Paare beanspruchen mehr Platz als bindende und drücken die Bindungswinkel zusammen, Mehrfachbindungen zählen als ein Bereich. Vier bindende Bereiche ohne freies Paar ergeben eine tetraedrische Form (CH₄, 109,5°), drei bindende und ein freies Paar eine trigonal-pyramidale (NH₃, rund 107°), zwei bindende und zwei freie Paare ein gewinkeltes Molekül (H₂O, rund 104,5°) und zwei bindende Bereiche ohne freies Paar am Zentralatom eine lineare Anordnung (CO₂, 180°).
Ein Mol enthält 6,022 · 10²³ Teilchen (Avogadro-Konstante Nₐ). Die molare Masse M in g/mol entspricht zahlenmäßig der Molekülmasse in u und wird aus dem Periodensystem addiert. Zentral sind n = m/M, N = n · Nₐ und c = n/V.
Beispiel: M(NaCl) = 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol. Für m = 29,22 g folgt n = 29,22 g ÷ 58,44 g/mol = 0,500 mol, also N = 3,011 · 10²³ Formeleinheiten. Zu 500 ml Lösung gelöst ergibt das c(NaCl) = 0,500 mol ÷ 0,500 l = 1,00 mol/l – gemeint ist das Volumen der fertigen Lösung. Für Gase gilt bei Normbedingungen das molare Volumen 22,4 l/mol.
Beim Ausgleichen bleiben die Indizes unangetastet – verändert werden nur die Koeffizienten davor, bis von jedem Element links und rechts gleich viele Atome stehen. Praktisch: Kohlenstoff zuerst, dann Wasserstoff, Sauerstoff zuletzt. Propanverbrennung: C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O, denn rechts stehen 3 · 2 + 4 = 10 Sauerstoffatome. Ebenso gebaut: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O und CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
Die Koeffizienten sind ein Stoffmengenverhältnis, kein Massenverhältnis; beim limitierenden Reaktanden rechnet man deshalb in Mol. Aus 2,0 mol N₂ und 3,0 mol H₂ könnte der Stickstoff erst mit 6,0 mol H₂ reagieren – Wasserstoff limitiert. Aus 3,0 mol H₂ entstehen im Verhältnis 3 zu 2 also 2,0 mol NH₃, das sind 34,1 g; 1,0 mol N₂ bleibt übrig.
Im dynamischen Gleichgewicht sind Hin- und Rückreaktion gleich schnell: Die Konzentrationen bleiben konstant, ohne dass die Reaktion stillsteht. Das Massenwirkungsgesetz setzt die Produkte über die Edukte, potenziert mit ihren Koeffizienten: Für H₂ + I₂ ⇌ 2 HI gilt K = c²(HI) ÷ (c(H₂) · c(I₂)). Mit c(H₂) = c(I₂) = 0,20 mol/l und c(HI) = 1,6 mol/l ergibt sich K = 2,56 ÷ 0,040 = 64 – ein großes K heißt: Gleichgewicht auf der Produktseite.
Nach dem Prinzip von Le Chatelier weicht ein gestörtes System aus. Bei der exothermen Synthese N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ verschiebt Druckerhöhung zur Seite mit weniger Gasteilchen, hier nach rechts, weil vier Teilchen zu zwei werden; Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Rückreaktion und bringt weniger Ammoniak; entzieht man Ammoniak, bildet das System es nach. Ein Katalysator verschiebt das Gleichgewicht nicht – er senkt die Aktivierungsenergie beider Richtungen und beschleunigt nur die Einstellung.
Nach Brønsted ist eine Säure ein Protonendonator, eine Base ein Protonenakzeptor. Gibt eine Säure ihr Proton ab, entsteht die korrespondierende Base – beide unterscheiden sich um genau ein H⁺. In HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ bilden HCl und Cl⁻ das eine Paar, H₂O und H₃O⁺ das andere; in NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ wirkt Wasser als Säure. Stoffe, die beides können, heißen Ampholyte: Wasser, HCO₃⁻, H₂PO₄⁻.
Die Autoprotolyse 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ liefert bei 25 °C c(H₃O⁺) · c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ mol²/l² und damit pH + pOH = 14. Für starke Säuren gilt pH = −log c(H₃O⁺): Bei c(HCl) = 0,01 mol/l ist pH = 2. Bei starken Basen rechnet man erst den pOH, dann pH = 14 − pOH: Für c(NaOH) = 0,001 mol/l ist pOH = 3 und pH = 11.
Puffer aus schwacher Säure und korrespondierender Base halten den pH-Wert nahezu konstant; nach Henderson-Hasselbalch ist pH = pKs + log(c(Base) ÷ c(Säure)), bei gleichen Konzentrationen also pH = pKs. Bei der Neutralisation reagieren H₃O⁺ und OH⁻ zu Wasser: HCl + NaOH → NaCl + H₂O.
Oxidation ist Elektronenabgabe, die Oxidationszahl steigt; Reduktion ist Elektronenaufnahme, die Oxidationszahl sinkt. Beides tritt immer gemeinsam auf. Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird dabei selbst reduziert, das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert – die häufigste Fehlerquelle des Kapitels.
Oxidationszahlen folgen festen Regeln: Elemente in Reinform 0, einatomige Ionen ihre Ladung, Fluor immer −1, Sauerstoff meist −2 (in Peroxiden −1), Wasserstoff meist +1 (in Metallhydriden −1); die Summe entspricht der Ladung des Teilchens. In H₂SO₄ liefern zwei H den Beitrag +2 und vier O den Beitrag −8, also hat Schwefel +6. Nach demselben Muster: +7 für Mangan in KMnO₄ und +6 für Schwefel in SO₄²⁻.
Bei Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu geht Zink von 0 auf +2, wird oxidiert und ist das Reduktionsmittel; Cu²⁺ geht von +2 auf 0, wird reduziert und ist das Oxidationsmittel. Die Redoxreihe ordnet Metalle nach ihrem Bestreben, Elektronen abzugeben: unedle wie Magnesium und Zink oben, edle wie Kupfer und Silber unten. Ein unedleres Metall reduziert die Ionen eines edleren: Ein Zinkblech in Kupfersulfatlösung überzieht sich mit Kupfer, während die blaue Farbe verblasst – umgekehrt passiert nichts.
Frage antippen, um die Antwort aufzudecken.
Der Kern enthält Protonen (positiv geladen) und Neutronen (ungeladen), die Hülle die Elektronen (negativ geladen). Praktisch die gesamte Masse steckt im Kern – ein Elektron wiegt nur rund ein 1836stel eines Protons. Das Volumen bestimmt dagegen die Hülle: Der Kern ist etwa 10.000-mal kleiner als das Atom. Ein neutrales Atom hat genauso viele Elektronen wie Protonen.
Die Ordnungszahl Z ist die Zahl der Protonen und legt das Element fest. Die Massenzahl A ist die Summe aus Protonen und Neutronen; die Neutronenzahl ergibt sich als A − Z. Isotope eines Elements haben dieselbe Protonenzahl, aber unterschiedlich viele Neutronen: Chlor kommt als ³⁵Cl (17 Protonen, 18 Neutronen) und ³⁷Cl (17 Protonen, 20 Neutronen) vor. Das Mengenverhältnis von rund 76 zu 24 erklärt die mittlere Atommasse von 35,45 u. Chemisch verhalten sich Isotope nahezu gleich, weil allein die Elektronenhülle über Reaktionen entscheidet.
Die n-te Schale fasst höchstens 2n² Elektronen, also 2, 8, 18 und 32. Innerhalb einer Schale gibt es ein s-Orbital (2 Elektronen), drei p-Orbitale (zusammen 6), fünf d-Orbitale (10) und sieben f-Orbitale (14). Besetzt wird von der niedrigsten Energie aufwärts, jedes Orbital mit höchstens zwei Elektronen entgegengesetzten Spins; energiegleiche Orbitale werden zuerst einfach besetzt.
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Valenzelektronen sind die Elektronen der äußersten Schale, hier also 2 + 5 = 7. Bei Hauptgruppenelementen entspricht ihre Zahl der Hauptgruppennummer, und Chlor steht in der 7. Hauptgruppe. Zum Vergleich: Natrium (Z = 11) hat 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ und damit ein Valenzelektron – deshalb gibt Natrium leicht ein Elektron ab, während Chlor eines aufnimmt.
Die Elektronegativität misst, wie stark ein Atom die Elektronen einer Bindung zu sich zieht. Sie steigt im Periodensystem nach rechts und nach oben; Fluor ist mit 3,98 das elektronegativste Element, Edelgase ausgenommen. Die Differenz ΔEN ordnet den Bindungstyp zu: unter 0,5 unpolar kovalent, zwischen 0,5 und 1,7 polar kovalent, darüber überwiegend ionisch. Für NaCl ist ΔEN = 3,16 − 0,93 = 2,23, also Ionenbindung; für die O–H-Bindung ist ΔEN = 3,44 − 2,20 = 1,24, also polar kovalent. Der Atomradius verhält sich genau umgekehrt zur Elektronegativität.
Ein Metall gibt Valenzelektronen ab, ein Nichtmetall nimmt sie auf; beide erreichen Edelgaskonfiguration. Bei 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl entstehen Na⁺ und Cl⁻, die sich zu einem Ionengitter ordnen, in dem jede Ladung in alle Raumrichtungen zieht. Daraus folgen hohe Schmelz- und Siedepunkte, Sprödigkeit (verschiebt man eine Gitterschicht, treffen gleiche Ladungen aufeinander und stoßen sich ab) sowie elektrische Leitfähigkeit erst in der Schmelze oder in wässriger Lösung – im festen Kristall sind die Ionen unbeweglich.
Zwei Nichtmetallatome teilen sich ein oder mehrere Elektronenpaare; jedes gemeinsame Paar zählt für beide Partner. Nach der Oktettregel streben Atome die Achterschale des nächsten Edelgases an, Wasserstoff die Zweierschale. In H₂O bringt Sauerstoff sechs Valenzelektronen mit, bildet zwei bindende Elektronenpaare mit den Wasserstoffatomen und behält zwei freie Elektronenpaare. Sind die Partner unterschiedlich elektronegativ, liegen die Bindungselektronen näher am elektronegativeren Atom – die Bindung ist polar.
Metallatome geben ihre Valenzelektronen an den gesamten Kristall ab: Zurück bleiben Metallkationen in einem Gitter, umgeben von frei beweglichen, delokalisierten Elektronen. Daraus folgen die elektrische und thermische Leitfähigkeit (die Elektronen transportieren Ladung und Energie), die Verformbarkeit (Gitterschichten lassen sich gegeneinander verschieben, ohne dass die Bindung bricht – anders als beim spröden Ionenkristall) und der metallische Glanz.
Eine Wasserstoffbrücke entsteht, wenn ein Wasserstoffatom an N, O oder F gebunden ist und auf ein freies Elektronenpaar eines benachbarten N-, O- oder F-Atoms trifft. Sie ist eine zwischenmolekulare Kraft, keine Bindung innerhalb des Moleküls, und mit etwa 5 bis 40 kJ/mol deutlich schwächer als eine kovalente Bindung (Größenordnung 400 kJ/mol). Beim Wasser erklärt sie den Siedepunkt von 100 °C – H₂S siedet trotz höherer molarer Masse bei rund −60 °C –, außerdem die hohe Wärmekapazität, die große Oberflächenspannung und die Dichteanomalie: Eis ist weniger dicht als flüssiges Wasser und schwimmt.
Die Elektronenpaare der Valenzschale stoßen sich ab und ordnen sich mit größtmöglichem Abstand an; freie Elektronenpaare brauchen mehr Platz als bindende und drücken die Bindungswinkel zusammen. Mehrfachbindungen zählen als ein Bereich. CH₄: vier bindende Bereiche, kein freies Paar → tetraedrisch, 109,5°. NH₃: drei bindende Bereiche, ein freies Paar → trigonal-pyramidal, rund 107°. H₂O: zwei bindende Bereiche, zwei freie Paare → gewinkelt, rund 104,5°. CO₂: zwei bindende Bereiche, kein freies Paar am Kohlenstoff → linear, 180°.
Ein Mol enthält 6,022 · 10²³ Teilchen; diese Zahl ist die Avogadro-Konstante Nₐ. Es gilt n = m/M und N = n · Nₐ. Für Natriumchlorid ist M(NaCl) = 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol. Damit folgt n = 29,22 g ÷ 58,44 g/mol = 0,500 mol, und das entspricht N = 0,500 mol · 6,022 · 10²³ /mol = 3,011 · 10²³ Formeleinheiten NaCl.
Die Stoffmengenkonzentration ist c = n/V, wobei V das Volumen der fertigen Lösung meint, nicht das des Lösungsmittels. Für n = 0,500 mol und V = 0,500 l folgt c(NaCl) = 0,500 mol ÷ 0,500 l = 1,00 mol/l. Umgekehrt liefert n = c · V die Stoffmenge: 250 ml einer Lösung mit c = 0,20 mol/l enthalten 0,250 l · 0,20 mol/l = 0,050 mol.
Die Indizes in den Formeln bleiben unverändert; angepasst werden nur die Koeffizienten davor, bis von jedem Element links und rechts gleich viele Atome stehen. Praktisch gleicht man Kohlenstoff zuerst aus, dann Wasserstoff und Sauerstoff zuletzt. Aus C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O wird so C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O. Probe: links 3 C, 8 H und 10 O; rechts 3 C, 8 H und 3 · 2 + 4 = 10 O.
Der limitierende Reaktand ist der Stoff, der zuerst aufgebraucht ist; er legt die maximale Produktmenge fest. Verglichen werden Stoffmengen, nicht Massen. Für N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ bräuchten 2,0 mol N₂ genau 6,0 mol H₂, vorhanden sind aber nur 3,0 mol – Wasserstoff limitiert. Aus 3,0 mol H₂ entstehen im Verhältnis 3 zu 2 also 2,0 mol NH₃, das sind 2,0 mol · 17,03 g/mol = 34,1 g. Verbraucht wird dabei 1,0 mol N₂, sodass 1,0 mol N₂ übrig bleibt.
Im Zähler stehen die Gleichgewichtskonzentrationen der Produkte, im Nenner die der Edukte, jeweils potenziert mit ihren Koeffizienten: K = c²(HI) ÷ (c(H₂) · c(I₂)). Mit c(H₂) = c(I₂) = 0,20 mol/l und c(HI) = 1,6 mol/l folgt K = 1,6² ÷ (0,20 · 0,20) = 2,56 ÷ 0,040 = 64. Ein großes K bedeutet, dass das Gleichgewicht auf der Produktseite liegt. K hängt nur von der Temperatur ab, nicht von den Startkonzentrationen und nicht von einem Katalysator.
Eine Säure ist ein Protonendonator, eine Base ein Protonenakzeptor. Gibt eine Säure ihr Proton ab, entsteht die korrespondierende Base; beide unterscheiden sich um genau ein H⁺. In HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ bilden HCl und Cl⁻ das eine Paar, H₂O und H₃O⁺ das andere. In NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ wirkt Wasser dagegen als Säure. Stoffe, die je nach Partner Säure oder Base sein können, heißen Ampholyte – dazu zählen Wasser, HCO₃⁻ und H₂PO₄⁻.
Regeln: Elemente in Reinform haben die Oxidationszahl 0; einatomige Ionen tragen ihre Ladung; Fluor hat immer −1; Sauerstoff meist −2, in Peroxiden −1; Wasserstoff meist +1, in Metallhydriden −1; die Summe aller Oxidationszahlen entspricht der Ladung des Teilchens. In H₂SO₄ liefern zwei H den Beitrag +2 und vier O den Beitrag −8. Damit die Summe 0 ergibt, muss Schwefel +6 haben. Nach demselben Muster ergibt sich +7 für Mangan in KMnO₄, +6 für Schwefel in SO₄²⁻ und +5 für Stickstoff in NO₃⁻.
Lösung:
Weil HCl vollständig dissoziiert, gilt c(H₃O⁺) = 0,005 mol/l. Daraus folgt pH = −log c(H₃O⁺) = −log 5 · 10⁻³ = 3 − log 5 = 3 − 0,70 = 2,30.
Bei starken Säuren entspricht die Konzentration der Oxoniumionen der eingesetzten Säurekonzentration, deshalb gilt pH = −log c. Das Ergebnis muss zwischen 2 und 3 liegen: Für 0,01 mol/l wäre der pH-Wert 2, für 0,001 mol/l wäre er 3. Weil die Skala logarithmisch ist, liegt 0,005 mol/l dabei näher an 2 als an 3 – die Mitte der Konzentrationen ist nicht die Mitte der pH-Skala. Ein Wert über 7 käme nur für eine Base infrage.
Lösung:
C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O. Probe: links 3 C, 8 H und 10 O; rechts 3 C, 8 H sowie 3 · 2 + 4 · 1 = 10 O.
Aus den drei Kohlenstoffatomen des Propans folgen 3 CO₂, aus den acht Wasserstoffatomen folgen 4 H₂O. Damit stehen rechts 6 + 4 = 10 Sauerstoffatome, links braucht man also 5 O₂. Die Indizes in den Formeln dürfen dabei nie verändert werden – wer aus H₂O ein H₂O₂ macht, hat den Stoff ausgetauscht statt die Gleichung ausgeglichen.
Lösung:
Richtig sind der Anstieg der Elektronegativität nach rechts und nach oben, die Abnahme des Atomradius nach rechts mit der Begründung über die wachsende Kernladung sowie der Anstieg der Ionisierungsenergie nach rechts.
Innerhalb einer Periode kommen Protonen hinzu, während die Elektronen in dieselbe Schale eingebaut werden – die Hülle wird stärker angezogen und der Radius schrumpft. Innerhalb einer Gruppe kommt dagegen eine ganze Schale hinzu, der Radius wächst nach unten. Elektronegativität und Ionisierungsenergie folgen dem umgekehrten Muster, weil ein kleines Atom mit hoher Kernladung seine Elektronen fester hält und fremde stärker anzieht. Fluor steht rechts oben und ist mit 3,98 das elektronegativste Element; Iod steht in derselben Gruppe weit darunter und liegt deshalb deutlich niedriger.
Lösung:
Stoffmenge: n = c · V = 0,20 mol/l · 0,250 l = 0,050 mol.
Molare Masse: M(H₂SO₄) = 2 · 1,008 + 32,06 + 4 · 16,00 = 2,016 + 32,06 + 64,00 = 98,08 g/mol.
Masse: m = n · M = 0,050 mol · 98,08 g/mol = 4,90 g.
Teilchenzahl: N = n · Nₐ = 0,050 mol · 6,022 · 10²³ /mol = 3,01 · 10²² Teilchen.
Punkte gibt es für den Weg, nicht nur für die Zahl. Zwei Fehler kosten hier regelmäßig: das Volumen in Millilitern statt in Litern einzusetzen – dann liegt das Ergebnis um den Faktor 1000 daneben – und beim Aufsummieren der molaren Masse die Indizes zu übergehen, denn H₂SO₄ enthält zwei Wasserstoff- und vier Sauerstoffatome. Als Kontrolle hilft ein Überschlag: 0,05 mol eines Stoffs mit rund 100 g/mol ergeben rund 5 g.
Lösung:
Sauerstoff hat jeweils −2, vier Sauerstoffatome ergeben also −8. Die Summe aller Oxidationszahlen muss der Ionenladung −2 entsprechen. Aus x − 8 = −2 folgt x = +6.
Die Regel „Summe gleich Gesamtladung“ ist hier der Schlüssel: Bei einem neutralen Molekül ist die Summe 0, beim Sulfat-Ion dagegen −2. Wer versehentlich mit 0 rechnet, erhält +8 – einen Wert, den Schwefel mit sechs Valenzelektronen gar nicht erreichen kann. Dasselbe Vorgehen liefert +6 für Schwefel in H₂SO₄, denn dort gleichen zwei Wasserstoffatome mit je +1 die fehlende Ladung aus.
Lösung:
Das Gleichgewicht verschiebt sich zugunsten von Ammoniak, wenn man den Druck erhöht, die Temperatur senkt und das entstehende Ammoniak laufend abzieht.
Links stehen vier Gasteilchen, nämlich 1 N₂ und 3 H₂, rechts nur zwei – höherer Druck verschiebt deshalb nach rechts. Weil die Reaktion exotherm ist, wirkt Wärme wie ein Produkt: Kühlen verschiebt nach rechts, Erwärmen nach links. Wird Ammoniak abgezogen, fehlt ein Produkt und das System bildet es nach. Ein Katalysator verschiebt das Gleichgewicht dagegen nicht – er senkt die Aktivierungsenergie für Hin- und Rückreaktion gleichermaßen und sorgt nur dafür, dass sich das Gleichgewicht schneller einstellt. Genau deshalb arbeitet die Technik trotz der Temperaturregel bei rund 450 °C: Bei niedriger Temperatur wäre die Ausbeute zwar größer, die Reaktion aber viel zu langsam.
Lösung:
Stoffmengen: n(H₂) = 8,0 g ÷ 2,0 g/mol = 4,0 mol und n(O₂) = 32,0 g ÷ 32,0 g/mol = 1,0 mol.
Vergleich mit dem Verhältnis der Gleichung: Für 4,0 mol H₂ wären 2,0 mol O₂ nötig, vorhanden ist aber nur 1,0 mol. Sauerstoff ist damit der limitierende Reaktand.
Produkt: 1,0 mol O₂ liefert 2,0 mol H₂O, also m(H₂O) = 2,0 mol · 18,0 g/mol = 36,0 g.
Rest: Verbraucht werden 2,0 mol H₂, das entspricht 4,0 g. Übrig bleiben 4,0 mol − 2,0 mol = 2,0 mol H₂, also 4,0 g.
Kontrolle über die Massenbilanz: 4,0 g umgesetzter Wasserstoff plus 32,0 g Sauerstoff ergeben genau die 36,0 g Wasser.
Der typische Fehler ist, die Massen direkt zu vergleichen: 32,0 g Sauerstoff sind viermal so viel wie 8,0 g Wasserstoff, trotzdem ist Sauerstoff der begrenzende Stoff. Grund ist die sehr kleine molare Masse des Wasserstoffs – dieselbe Masse enthält bei ihm viel mehr Teilchen. Die Massenbilanz ist eine schnelle Kontrolle: Was an Edukten umgesetzt wird, muss als Produktmasse wieder auftauchen, und der Überschuss bleibt unverändert liegen.
Lösung:
Beim Sieden müssen die Wasserstoffbrücken zwischen den Wassermolekülen überwunden werden. Schwefel ist deutlich weniger elektronegativ als Sauerstoff, deshalb bildet H₂S keine Wasserstoffbrücken, sondern nur die schwächeren Dipol-Dipol- und Van-der-Waals-Kräfte.
Der Siedepunkt hängt an den zwischenmolekularen Kräften – die Bindungen innerhalb der Moleküle bleiben beim Verdampfen unberührt, weshalb die Bindungsstärke von O–H gegenüber S–H hier nicht der Grund ist. Wasserstoffbrücken entstehen nur, wenn Wasserstoff an N, O oder F gebunden ist; Schwefel gehört nicht dazu. Nach der molaren Masse allein müsste H₂S sogar höher sieden als Wasser, denn Van-der-Waals-Kräfte wachsen mit der Teilchengröße. Genau diese Umkehrung macht das Beispiel zum Standardnachweis für Wasserstoffbrücken. Wasser ist außerdem gewinkelt, nicht linear – das ist die Voraussetzung dafür, dass es überhaupt ein Dipol ist.
Lösung:
Richtig sind: Eisen geht von +3 auf 0 und wird reduziert, Kohlenstoff geht von +2 auf +4 und wird oxidiert, und Kohlenstoffmonoxid ist damit das Reduktionsmittel.
In Fe₂O₃ tragen drei Sauerstoffatome zusammen −6, also hat jedes Eisenatom +3; im elementaren Eisen ist die Oxidationszahl 0 – eine Abnahme und damit eine Reduktion. In CO hat Kohlenstoff +2, in CO₂ hat er +4 – eine Zunahme und damit eine Oxidation. Wer Elektronen abgibt und selbst oxidiert wird, ist das Reduktionsmittel; das ist hier CO. Fe₂O₃ ist umgekehrt das Oxidationsmittel, denn es nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert. Sauerstoff bleibt in Fe₂O₃ wie in CO und CO₂ bei −2 und ist an der Elektronenverschiebung nicht beteiligt.
Lösung:
Reaktionsgleichung: HCl + NaOH → NaCl + H₂O, ionisch verkürzt H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O.
Stoffmenge der Säure: n(HCl) = c · V = 0,10 mol/l · 0,0200 l = 0,0020 mol.
Aus der Gleichung folgt das Stoffmengenverhältnis 1 zu 1, also n(NaOH) = 0,0020 mol.
Konzentration: c(NaOH) = n ÷ V = 0,0020 mol ÷ 0,0250 l = 0,080 mol/l.
Die Titrationsrechnung folgt immer demselben Muster: die bekannte Seite in Mol umrechnen, mit dem Koeffizientenverhältnis auf die unbekannte Seite übertragen, dann durch das Volumen der unbekannten Lösung teilen. Hier ist das Verhältnis 1 zu 1, weil HCl ein Proton abgibt und NaOH ein Hydroxid-Ion liefert. Bei einer zweiprotonigen Säure sieht das anders aus: In H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O verbraucht ein Mol Säure zwei Mol Lauge. Plausibilitätsprüfung: Das kleinere Säurevolumen hat das größere Laugenvolumen neutralisiert, die Lauge muss also verdünnter sein als 0,10 mol/l – 0,080 mol/l passt dazu.
Alles auf dieser Seite kannst du kostenfrei in deinen Learnboost Account übernehmen — und dort deutlich mehr daraus machen:
Bessere Noten beginnen bei Learnboost.
Erstellt von Learnboost-Redaktion. KI-gestützt erstelltes Originalwerk, redaktionell geprüft.
Inhalte melden: content@learnboost.tech
