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Nach der allgemeinen Chemie wechselt die Perspektive: Die anorganische Chemie fragt nicht mehr, warum Bindungen entstehen, sondern was die Elemente tatsächlich tun – Gruppe für Gruppe durch das Periodensystem. Das Grundmodul AC 1 schreiben nicht nur Chemiestudierende, sondern auch Lehramt, Pharmazie, Geowissenschaften und viele Nebenfächler. Der Stoff wirkt auf den ersten Blick wie eine Faktensammlung, folgt aber wenigen Mustern: Gruppentrends, Redoxchemie und das Wechselspiel aus Thermodynamik und Kinetik bei den technischen Verfahren. Wer diese Muster kennt, kann sich einen großen Teil der Einzelfakten herleiten.
Diese anorganische Chemie Zusammenfassung arbeitet die klausurrelevante Stoffchemie in einem Durchgang ab: Wasserstoff und die Alkalimetalle mit ihren Reaktionen mit Wasser, der Kalkkreislauf der Erdalkalimetalle, die Halogene mit der Silberhalogenid-Fällung, Schwefel mit dem Kontaktverfahren, Stickstoff mit Haber-Bosch- und Ostwald-Verfahren, CO und CO₂, die Metalle mit Redoxreihe, Korrosion und Hochofenprozess – und komplexe Salze von der Nomenklatur über den Ligandenaustausch bis zum Chelateffekt. Dazu kommen das Löslichkeitsprodukt und die Nachweisreaktionen der qualitativen Analytik. Zu jedem Verfahren stehen die ausgeglichenen Reaktionsgleichungen, denn in der AC-Klausur wird selten der Name abgefragt, sondern die Gleichung samt Begründung der Bedingungen.
Besonderes Gewicht liegt auf den Stellen, an denen regelmäßig Punkte verloren gehen: Die Reaktivität der Alkalimetalle nimmt in der Gruppe nach unten zu, die Oxidationskraft der Halogene nach oben – zwei gegenläufige Trends, die gern verwechselt werden. Der Katalysator beim Haber-Bosch-Verfahren beschleunigt nur die Einstellung des Gleichgewichts, verschiebt es aber nicht. AgCl, AgBr und AgI unterscheiden sich in Farbe und Ammoniak-Löslichkeit in einer festen Abstufung. Und die Ladung eines Komplexes ergibt sich immer aus der Ladung des Zentralions plus der Summe der Ligandenladungen. Die Lernkarten und Übungsfragen auf dieser Seite zielen genau auf diese Klassiker.
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Anorganische Chemie ist die Stoffchemie der Elemente entlang der Gruppen: Atombau, Trends, Redox- und Gleichgewichtsregeln aus der allgemeinen Chemie werden hier vorausgesetzt und angewendet.
Wasserstoff steht mit einem Valenzelektron über der ersten Gruppe, ist aber Nichtmetall: Er gibt sein Elektron ab (H⁺) oder nimmt eines auf (Hydrid-Ion H⁻). Im Labor entsteht H₂ nach dem Prinzip „unedles Metall plus Säure“ (Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂), technisch durch Dampfreformierung von Erdgas und Wasser-Elektrolyse. Mit Sauerstoff reagiert er in der stark exothermen Knallgasreaktion 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O – als Knallgasprobe der klassische H₂-Nachweis.
Die Alkalimetalle (Li bis Cs) sind weiche, unedle Metalle mit einem Valenzelektron, bilden ausschließlich einfach positive Ionen und lagern unter Schutzflüssigkeit. Ihre Reaktivität nimmt nach unten zu, weil das Valenzelektron immer weiter vom Kern entfernt und leichter abzugeben ist: Lithium reagiert mit Wasser ruhig, Natrium heftig, Kalium entzündet sich. 2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ – es entstehen Lauge und Wasserstoff. Nachgewiesen werden Alkalimetall-Ionen über die Flammenfärbung: Lithium rot, Natrium gelb, Kalium violett. Wichtige Verbindungen: NaCl (Steinsalz), NaOH (Ätznatron, starke Base) und Na₂CO₃ (Soda).
Die Erdalkalimetalle bilden mit zwei Valenzelektronen ausschließlich zweifach positive Ionen; auch ihre Reaktivität steigt nach unten. Klausurklassiker ist der technische Kalkkreislauf: Beim Brennen zersetzt sich Kalkstein im Gleichgewicht CaCO₃ ⇌ CaO + CO₂ (endotherm; das laufend abgeführte CO₂ zieht das Gleichgewicht zum Branntkalk). Löschen: CaO + H₂O → Ca(OH)₂ (stark exotherm). Abbinden des Mörtels: Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O. Gesättigte Ca(OH)₂-Lösung ist Kalkwasser; Trübung durch entstehendes CaCO₃ ist der Standardnachweis für CO₂.
Ca²⁺ und Mg²⁺ sind die Härtebildner des Wassers. Die temporäre Härte steckt in den Hydrogencarbonaten: Beim Erhitzen fällt Kalk aus, Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂ – der Kesselstein.
Die Halogene (F₂, Cl₂, Br₂, I₂) sind zweiatomige Nichtmetalle mit sieben Valenzelektronen und bilden bevorzugt einfach negative Halogenide. Anders als bei den Alkalimetallen nimmt ihre Reaktivität und Oxidationskraft in der Gruppe nach oben zu: Fluor ist das stärkste Oxidationsmittel überhaupt. Das leichtere Halogen verdrängt deshalb das schwerere aus seinen Salzen: Cl₂ + 2 KBr → 2 KCl + Br₂ – umgekehrt nichts. Die Halogenwasserstoffe HF bis HI lösen sich in Wasser zu Säuren, deren Stärke von HF zu HI steigt; HF fällt aus der Reihe – nur mittelstark, aber glasätzend.
Nachweisklassiker ist die Silberhalogenid-Fällung mit Silbernitrat in salpetersaurer Lösung, Ag⁺ + X⁻ → AgX↓, mit fester Abstufung: AgCl weiß und in verdünntem Ammoniak löslich (AgCl + 2 NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl⁻), AgBr blassgelb und nur in konzentriertem Ammoniak teilweise löslich, AgI gelb und unlöslich. In kalter Natronlauge disproportioniert Chlor: Cl₂ + 2 NaOH → NaCl + NaOCl + H₂O – aus der Oxidationszahl 0 entstehen gleichzeitig −I (Chlorid) und +I (Hypochlorit).
Sauerstoff ist das Oxidationsmittel fast jeder Verbrennung; sein Allotrop Ozon (O₃) oxidiert noch stärker – UV-Filter in der Stratosphäre, Reizgas des Sommersmogs in Bodennähe. Beim Schwefel führt der Weg über die Verbrennung S + O₂ → SO₂ (Ursache des sauren Regens) zur Schwefelsäure. Im Kontaktverfahren wird SO₂ am Vanadiumoxid-Kontakt (V₂O₅, um 420–450 °C) oxidiert: 2 SO₂ + O₂ ⇌ 2 SO₃, exotherm – wieder ein Kompromiss zwischen Ausbeute und Geschwindigkeit. SO₃ wird nicht direkt in Wasser eingeleitet (es bildet Schwefelsäure-Nebel), sondern in konzentrierter Schwefelsäure absorbiert: SO₃ + H₂SO₄ → H₂S₂O₇, dann H₂S₂O₇ + H₂O → 2 H₂SO₄. H₂SO₄ ist eine starke, zweiprotonige, stark wasserentziehende Säure; Schwefel hat darin die Oxidationszahl +VI.
Stickstoff N₂ macht 78 % der Luft aus und ist wegen seiner N≡N-Dreifachbindung (Bindungsenthalpie rund 945 kJ/mol) extrem reaktionsträge – deshalb dient er als Schutzgas. Nutzbar macht ihn das Haber-Bosch-Verfahren: N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, exotherm. Die Bedingungen (etwa 450 °C, 200–300 bar, Eisenkatalysator) folgen direkt aus Le Chatelier: Hoher Druck begünstigt die Ammoniakseite, weil aus vier Gasteilchen zwei werden. Niedrige Temperatur wäre thermodynamisch günstig, macht die Reaktion aber zu langsam – also Kompromisstemperatur plus Katalysator. Der Katalysator beschleunigt nur die Einstellung des Gleichgewichts, verschiebt es aber nicht.
Ammoniak ist eine schwache Base (NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻) und Ausgangsstoff der Salpetersäure. Das Ostwald-Verfahren verbrennt ihn katalytisch am Platin-Rhodium-Netz: 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O; dann 2 NO + O₂ → 2 NO₂ und schließlich die Absorption in Wasser, 3 NO₂ + H₂O → 2 HNO₃ + NO – eine Disproportionierung von +IV zu +V und +II, das NO läuft zurück in den Prozess. Salpetersäure ist starke Säure und Oxidationsmittel zugleich; ihre Nitrate sind durchweg gut wasserlöslich und wichtige Dünger. Phosphor tritt als giftige weiße und ungiftige rote Modifikation auf; Phosphate stecken in Düngern und ATP.
Bei unvollständiger Verbrennung entsteht Kohlenstoffmonoxid: farb- und geruchlos, hochgiftig (es blockiert das Hämoglobin), brennbar und ein starkes Reduktionsmittel. Kohlenstoffdioxid ist dagegen unbrennbar, das Anhydrid der Kohlensäure (CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃) und wird mit Kalkwasser nachgewiesen. Carbonate setzen mit Säuren CO₂ frei (CO₃²⁻ + 2 H⁺ → H₂O + CO₂), Hydrogencarbonate wie NaHCO₃ puffern und backen. Silicium ist als Halbleiter Basis der Elektronik; SiO₂ (Quarz) und Silicate liefern Gerüststrukturen und Glas. Die Edelgase mit voll besetzter Valenzschale liegen einatomig vor und reagieren praktisch nicht – Argon als Schweiß-Schutzgas, Helium als Ballon- und Kühlgas; nur die schwersten bilden mit Fluor Verbindungen.
Die metallische Bindung – Kationengitter plus delokalisierte Elektronen – erklärt Leitfähigkeit und Verformbarkeit. Praktisch entscheidend ist die Redoxreihe: Ein unedles Metall reduziert die Ionen eines edleren und verdrängt es aus seinen Salzen. Ein Eisennagel in Kupfersulfat-Lösung überzieht sich mit Kupfer (Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu), umgekehrt passiert nichts; unedle Metalle wie Zink entwickeln mit Säuren Wasserstoff (Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂), Kupfer nicht.
Korrosion ist ein elektrochemischer Prozess im Lokalelement: Anodisch löst sich das Eisen (Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻), kathodisch wird Sauerstoff reduziert (O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻); daraus entsteht über weitere Oxidation Rost. Schutz bietet die Opferanode: Leitend verbundenes, unedleres Magnesium oder Zink löst sich stellvertretend auf – Standard an Schiffsrümpfen und Warmwasserspeichern.
Die Metallgewinnung zeigt der Hochofen: Koks verbrennt zu CO₂ (C + O₂ → CO₂) und liefert die Temperatur; im Boudouard-Gleichgewicht CO₂ + C ⇌ 2 CO entsteht das eigentliche Reduktionsmittel. Die indirekte Reduktion Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂ trägt die Hauptlast, in den heißesten Zonen reduziert Kohlenstoff direkt (FeO + C → Fe + CO). Eisen geht dabei von +III nach 0, Kohlenstoff im CO von +II nach +IV. Kalk bindet die Begleitstoffe als Schlacke (CaO + SiO₂ → CaSiO₃); Roheisen enthält rund 4 % Kohlenstoff.
Ein Komplex besteht aus einem Zentralteilchen (meist ein Übergangsmetall-Kation, Lewis-Säure) und Liganden – Moleküle oder Anionen, die ein freies Elektronenpaar in die koordinative Bindung einbringen (Lewis-Basen). Die Koordinationszahl zählt die Bindungen am Zentralteilchen; typisch sind 2, 4 und 6. Die Komplexladung ist immer die Ladung des Zentralions plus die Summe der Ligandenladungen: [Cu(NH₃)₄]²⁺ trägt +2 (Cu²⁺ plus vier Neutralliganden), [Fe(CN)₆]³⁻ trägt −3 (Fe³⁺ plus sechs CN⁻). Die Nomenklatur zählt Liganden mit griechischen Zahlwörtern (aqua, ammin, chlorido, cyanido, hydroxido) und nennt dann das Metall mit Oxidationszahl; anionische Komplexe enden auf -at: [Cu(NH₃)₄]²⁺ ist das Tetraamminkupfer(II)-Ion, [Ag(NH₃)₂]⁺ das Diamminsilber(I)-Ion, [Fe(CN)₆]³⁻ das Hexacyanidoferrat(III). Komplexe Salze wie K₃[Fe(CN)₆] gleichen die Komplexladung durch Gegenionen aus – hier drei K⁺.
Klassiker des Ligandenaustauschs ist Kupfer: [Cu(H₂O)₄]²⁺ + 4 NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4 H₂O, sichtbar am Farbumschlag von hellblau nach tiefblau – Ammoniak bindet stärker als Wasser. Mehrzähnige Liganden bilden nochmals stabilere Komplexe (Chelateffekt): Ersetzt ein einziges sechszähniges EDTA sechs einzelne Wasserliganden, steigt die Teilchenzahl und damit die Entropie. Darauf beruhen die komplexometrische Titration der Wasserhärte und Chelatbildner gegen Schwermetallvergiftungen.
Für ein schwerlösliches Salz wie AgCl beschreibt das Löslichkeitsprodukt das Gleichgewicht AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl⁻ über Kₗ = c(Ag⁺) · c(Cl⁻) = 1,7 · 10⁻¹⁰ mol²/l². In reinem Wasser gilt c(Ag⁺) = c(Cl⁻), die Löslichkeit ist also die Wurzel daraus: rund 1,3 · 10⁻⁵ mol/l. Überschreitet das Ionenprodukt Kₗ, fällt das Salz aus – das Prinzip jeder Fällungsreaktion, etwa Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓. Ein gleichioniger Zusatz senkt die Löslichkeit: Zusätzliches Chlorid in gesättigter AgCl-Lösung drückt c(Ag⁺), damit das Produkt konstant bleibt.
Kationen verraten sich über die Flammenfärbung – angeregte Valenzelektronen senden beim Zurückfallen charakteristisches Licht aus: Natrium gelb, Kalium violett (durch Cobaltglas gegen das Natrium-Gelb), Lithium rot, Calcium ziegelrot, Barium grün, Kupfer grün-blau. Bei den Anionen gilt: Chlorid, Bromid und Iodid mit Silbernitrat in salpetersaurer Lösung (weiß, blassgelb, gelb – mit abgestufter Ammoniak-Löslichkeit), Sulfat mit Bariumchlorid als weißer, säureunlöslicher Niederschlag, Carbonat über Säurezugabe und Einleiten des Gases in Kalkwasser (Trübung), Ammonium durch Erwärmen mit Lauge: NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O, erkennbar am stechenden Geruch und an blau werdendem feuchtem Indikatorpapier. In der AC-Klausur zählt immer das Paar aus Beobachtung und Ionengleichung – eines allein gibt selten volle Punkte.
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Er hat wie die Alkalimetalle ein einzelnes Valenzelektron, ist aber ein Nichtmetall. Er kann das Elektron abgeben (H⁺) oder eines aufnehmen (Hydrid-Ion H⁻) und passt deshalb in keine Gruppe vollständig hinein.
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Die Reaktion ist stark exotherm; als Knallgasprobe (ploppendes Geräusch beim Entzünden) dient sie als klassischer Nachweis für Wasserstoff.
2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂. Das Natrium schmilzt durch die Reaktionswärme zu einer Kugel und läuft über die Wasseroberfläche, es entsteht brennbares Gas, und die Lösung reagiert alkalisch, weil sich Natronlauge bildet.
Das einzelne Valenzelektron ist von Lithium zu Caesium immer weiter vom Kern entfernt und stärker abgeschirmt. Die Ionisierungsenergie sinkt, das Elektron wird leichter abgegeben – Kalium reagiert deshalb heftiger mit Wasser als Natrium.
Brennen: CaCO₃ → CaO + CO₂ (endotherm). Löschen: CaO + H₂O → Ca(OH)₂ (stark exotherm). Abbinden: Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O. Der Kreis schließt sich, weil beim Abbinden des Mörtels wieder Calciumcarbonat entsteht.
Härtebildner sind Ca²⁺ und Mg²⁺. Die temporäre Härte steckt in gelösten Hydrogencarbonaten: Beim Erhitzen zerfallen sie nach Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂, und das schwerlösliche Calciumcarbonat setzt sich als Kesselstein ab.
Nach oben – F₂ ist das stärkste Oxidationsmittel, I₂ das schwächste. Ein leichteres Halogen verdrängt deshalb ein schwereres aus seinen Salzen: Cl₂ + 2 KBr → 2 KCl + Br₂. Die umgekehrte Reaktion läuft nicht ab.
Ein Element mittlerer Oxidationszahl geht in derselben Reaktion gleichzeitig in eine höhere und eine tiefere Oxidationszahl über. Cl₂ + 2 NaOH → NaCl + NaOCl + H₂O: Chlor wechselt von 0 zu −I im Chlorid und zu +I im Hypochlorit.
Verbrennen: S + O₂ → SO₂. Dann am V₂O₅-Katalysator bei etwa 420–450 °C: 2 SO₂ + O₂ ⇌ 2 SO₃ (exotherm). SO₃ wird in konzentrierter Schwefelsäure absorbiert (SO₃ + H₂SO₄ → H₂S₂O₇), die Dischwefelsäure anschließend mit Wasser zu 2 H₂SO₄ umgesetzt. Direkt in Wasser eingeleitet würde SO₃ feinen Säurenebel bilden.
Die N≡N-Dreifachbindung hat mit rund 945 kJ/mol eine extrem hohe Bindungsenthalpie; ihre Spaltung kostet viel Aktivierungsenergie. Deshalb dient N₂ als preiswertes Schutzgas, etwa beim Verpacken von Lebensmitteln oder beim Schweißen empfindlicher Metalle.
N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, exotherm. Bedingungen: etwa 450 °C, 200–300 bar, Eisenkatalysator. Hoher Druck verschiebt das Gleichgewicht auf die Ammoniakseite, weil aus vier Gasteilchen zwei werden. Eine niedrige Temperatur wäre thermodynamisch günstig, macht die Reaktion aber zu langsam – daher die Kompromisstemperatur samt Katalysator, der nur die Einstellung des Gleichgewichts beschleunigt, es aber nicht verschiebt.
Katalytische Ammoniakverbrennung am Platin-Rhodium-Netz: 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O. Weiteroxidation an Luft: 2 NO + O₂ → 2 NO₂. Absorption in Wasser: 3 NO₂ + H₂O → 2 HNO₃ + NO – das entstehende NO wird in den Prozess zurückgeführt.
CO entsteht bei unvollständiger Verbrennung: farb- und geruchlos, hochgiftig (es blockiert das Hämoglobin), brennbar und ein starkes Reduktionsmittel. CO₂ entsteht bei vollständiger Verbrennung: unbrennbar, schwerer als Luft, Anhydrid der Kohlensäure – nachgewiesen über die Trübung von Kalkwasser.
Koks verbrennt: C + O₂ → CO₂ (liefert die Temperatur). Boudouard-Gleichgewicht: CO₂ + C ⇌ 2 CO. Indirekte Reduktion als Hauptweg: Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. Direkte Reduktion in den heißesten Zonen: FeO + C → Fe + CO. Kohlenstoff ist dabei Reduktionsmittel und Energieträger zugleich.
Im Lokalelement löst sich Eisen anodisch auf (Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻), während kathodisch Sauerstoff reduziert wird (O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻); aus den Produkten entsteht über weitere Oxidation Rost. Verbindet man das Eisen leitend mit einem unedleren Metall wie Magnesium oder Zink, löst sich stellvertretend die Opferanode auf und das Eisen bleibt geschützt.
Ein Zentralteilchen – meist ein Übergangsmetall-Kation als Lewis-Säure – bindet Liganden: Moleküle oder Anionen, die ein freies Elektronenpaar in eine koordinative Bindung einbringen (Lewis-Basen). Die Koordinationszahl gibt die Zahl dieser Bindungen an; typisch sind 2, 4 und 6, in [Cu(NH₃)₄]²⁺ beträgt sie 4.
Ein Ligandenaustausch: [Cu(H₂O)₄]²⁺ + 4 NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4 H₂O. Die Farbe schlägt von hellblau nach tiefblau um, weil Ammoniak stärker an das Kupfer-Ion bindet als Wasser. Der tiefblaue Komplex dient als Nachweis für Kupfer-Ionen.
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Lernkarten übernehmenLösung:
Nachgewiesen ist Chlorid: Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓. Der weiße Niederschlag löst sich in verdünntem Ammoniak unter Komplexbildung wieder auf: AgCl + 2 NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl⁻.
Die Silberhalogenide sind fest abgestuft: AgCl ist weiß und löst sich schon in verdünntem Ammoniak, AgBr ist blassgelb und löst sich nur in konzentriertem Ammoniak teilweise, AgI ist gelb und bleibt ungelöst. Sulfat scheidet aus – es wird mit Bariumchlorid nachgewiesen. Das Ansäuern mit Salpetersäure verhindert, dass Carbonat oder Hydroxid als Störniederschläge mitfallen; Salzsäure wäre falsch, weil sie selbst Chlorid einschleppen würde.
Lösung:
Die Komplexladung ist die Ladung des Zentralions plus die Summe der Ligandenladungen: +3 + 6 · (−1) = −3. Es handelt sich um das Hexacyanidoferrat(III)-Ion [Fe(CN)₆]³⁻.
Diese Rechnung funktioniert in beide Richtungen: Sind Komplexladung und Liganden bekannt, ergibt sich daraus die Oxidationszahl des Zentralteilchens – so wird es in der AC-Klausur am häufigsten gefragt. Im komplexen Salz K₃[Fe(CN)₆] gleichen drei K⁺-Ionen die dreifach negative Ladung aus. Neutralliganden wie NH₃ oder H₂O tragen nichts bei: [Cu(NH₃)₄]²⁺ behält deshalb die Ladung +2 des Kupfer-Ions.
Lösung:
Indirekt heißt: Das Gas Kohlenstoffmonoxid reduziert das Erz. Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂ – Eisen geht dabei von +III nach 0, der Kohlenstoff im CO von +II nach +IV.
Die übrigen Gleichungen gehören ebenfalls zum Hochofen, beschreiben aber andere Schritte: Die Verbrennung des Kokses liefert Temperatur und CO₂, das Boudouard-Gleichgewicht macht daraus das Reduktionsmittel CO, und die Reaktion des Erzes mit festem Kohlenstoff ist die direkte Reduktion in den heißesten Zonen. Die Hauptlast trägt die indirekte Reduktion über CO – Kohlenstoff dient im Prozess zugleich als Energieträger.
Lösung:
Ziegelrot ist die charakteristische Flammenfärbung von Calcium. Natrium färbt intensiv gelb, Kalium violett, Barium grün.
Die Flammenfärbung entsteht, weil Valenzelektronen in der Flamme angeregt werden und beim Zurückfallen Licht einer charakteristischen Wellenlänge aussenden. Verwechslungsgefahr besteht vor allem zwischen Lithium (karminrot) und Calcium (ziegelrot). Kalium betrachtet man durch Cobaltglas, weil schon Spuren von Natrium die Flamme gelb überstrahlen; Kupfer färbt grün-blau.
Lösung:
Richtig sind die Druck-Begründung über die sinkende Gasteilchenzahl, das Temperatur-Dilemma (thermodynamisch wäre kalt günstig, kinetisch ist warm nötig) und die Beschreibung des Katalysators, der die Aktivierungsenergie senkt und beide Richtungen gleichermaßen beschleunigt. Falsch ist alles, was Katalysator oder hoher Temperatur eine bessere Gleichgewichtslage zuschreibt: Bei einer exothermen Reaktion senkt höhere Temperatur die Ausbeute, und ein Katalysator verändert die Gleichgewichtslage nie.
Dieses Argumentationsmuster – Le Chatelier für Druck und Temperatur, Kinetik für den Katalysator – ist der Kern fast jeder Verfahrensfrage und lässt sich direkt auf die SO₃-Synthese im Kontaktverfahren übertragen. In der AC-Klausur zählt die Begründung, nicht der auswendig gelernte Zahlenwert: Wer erklären kann, warum 450 °C ein Kompromiss sind, braucht die exakte Temperatur nicht zu erinnern.
Lösung:
In allen drei Proben fällt ein Silberhalogenid: Ag⁺ + X⁻ → AgX↓. Die Abstufung ist der eigentliche Nachweis: AgCl weiß und in verdünntem Ammoniak löslich, AgBr blassgelb und nur in konzentriertem Ammoniak teilweise löslich, AgI gelb und unlöslich. Damit lassen sich die drei Halogenide eindeutig unterscheiden.
Hinter der Abstufung steckt die von AgCl zu AgI stark abnehmende Löslichkeit. Das Auflösen in Ammoniak beruht auf der Bildung des Diamminsilber(I)-Komplexes, AgCl + 2 NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl⁻ – bei AgBr gelingt das nur noch mit hoher Ammoniak-Konzentration, bei AgI gar nicht mehr, weil zu wenige Ag⁺-Ionen in Lösung nachgeliefert werden. Genau in dieser Form erscheint der Nachweis im Praktikum und in der Klausur als Trennungsgang-Frage.
Lösung:
Richtig sind der Gleichgewichtsschritt 2 SO₂ + O₂ ⇌ 2 SO₃ am Vanadiumoxid-Kontakt, die Absorption des SO₃ in konzentrierter Schwefelsäure (SO₃ + H₂SO₄ → H₂S₂O₇) wegen der Nebelbildung mit Wasser und die anschließende Umsetzung H₂S₂O₇ + H₂O → 2 H₂SO₄. Falsch: SO₂ stammt aus der Verbrennung von Schwefel (S + O₂ → SO₂) oder dem Rösten sulfidischer Erze, nicht aus Sulfat-Reduktion – und auch hier gilt: Der Katalysator beschleunigt nur, er verschiebt nichts.
Das Kontaktverfahren ist das zweite große Beispiel für die Gleichgewichts-Argumentation aus dem Haber-Bosch-Verfahren: exotherme Gleichgewichtsreaktion, Kompromisstemperatur um 420–450 °C, Katalysator für die Geschwindigkeit. Die Absorptions-Besonderheit – SO₃ nie direkt in Wasser – ist die beliebteste Detailfrage, denn sie prüft, ob das Verfahren verstanden oder nur der Name gelernt wurde.
Lösung:
Natrium und Wasser: 2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂.
Aluminium und Sauerstoff: 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃.
Ammoniakverbrennung: 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O. Stickstoff wird dabei von −III im Ammoniak zu +II im Stickstoffmonoxid oxidiert.
Beim Ausgleichen dürfen nur Koeffizienten verändert werden, nie die Formeln selbst. Bei der Ammoniakverbrennung hilft die Reihenfolge: Erst Stickstoff und Wasserstoff festlegen (aus 4 NH₃ werden 4 NO und 6 H₂O), dann den Sauerstoff zählen – rechts stehen 4 + 6 = 10 Sauerstoffatome, also 5 O₂. Kontrolle: 4 N, 12 H und 10 O auf beiden Seiten. Diese Gleichung ist zugleich der erste Schritt des Ostwald-Verfahrens zur Salpetersäure-Herstellung.
Lösung:
Die intensiv gelbe Flammenfärbung zeigt Natrium an. Der blassgelbe, in konzentriertem Ammoniak nur teilweise lösliche Niederschlag ist Silberbromid: Ag⁺ + Br⁻ → AgBr↓. Das Salz ist also Natriumbromid (NaBr).
Abgrenzung: Ein Chlorid ergäbe weißes, schon in verdünntem Ammoniak lösliches AgCl; ein Iodid ergäbe gelbes, völlig unlösliches AgI.
Analytik-Aufgaben in der AC-Klausur sind fast immer solche Kombinationen aus zwei unabhängigen Befunden. Entscheidend ist die Systematik: erst das Kation, dann das Anion, und zu jedem Befund Beobachtung plus Ionengleichung. Die Natrium-Färbung ist so intensiv, dass sie andere Flammenfarben überstrahlt – Kalium würde man deshalb zusätzlich durch Cobaltglas prüfen. Das Ansäuern mit Salpetersäure stellt sicher, dass keine Carbonate oder Hydroxide mitfallen.
Lösung:
In reinem Wasser gilt c(Ag⁺) = c(Cl⁻) = L. Aus Kₗ = L² folgt L = √(1,7 · 10⁻¹⁰ mol²/l²) ≈ 1,3 · 10⁻⁵ mol/l.
Umgerechnet in Masse: 1,3 · 10⁻⁵ mol/l · 143,3 g/mol ≈ 1,9 · 10⁻³ g/l, also rund 1,9 mg/l.
Kochsalz liefert das gleichionige Chlorid. Weil das Produkt c(Ag⁺) · c(Cl⁻) den Wert von Kₗ nicht überschreiten kann, muss c(Ag⁺) sinken: Die Löslichkeit von AgCl nimmt ab, gelöstes Silberchlorid fällt zusätzlich aus.
Der Wurzel-Ansatz gilt nur für 1:1-Salze wie AgCl – bei anderen Stöchiometrien ändert sich der Rechenweg. Der gleichionige Zusatz ist Le Chatelier in Reinform: Das Gleichgewicht AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl⁻ weicht der erhöhten Chlorid-Konzentration aus, indem es zur festen Phase zurückläuft. Praktisch nutzt man genau das beim quantitativen Fällen, denn gefällt wird immer mit einem Überschuss des Fällungsmittels. Als Größenordnung merken: Schwerlöslich heißt hier knapp 2 mg pro Liter – wenig, aber nicht null.
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