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Binnewies/Jackel/Willner/Rayner-Canham
Allgemeine und Anorganische Chemie

2. Auflage 2011, Spektrum Akademischer Verlag
Losungen zu den Ubungen
Hinweis: Um die Losungen zu einem bestimmten Kapitel aufzurufen, klicken Sie im
folgenden Inhaltsverzeichnis einfach auf die Seitenzahl.
14
Wasserstoff . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2
15
Die Elemente der Gruppe 1: Die Alkalimetalle . . . . . . . . .
5
16
Die Elemente der Gruppe 2: Die Erdalkalimetalle . . . . . . . .
9
17
Die Elemente der Gruppe 13 . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
14
18
Die Elemente der Gruppe 14: Die Kohlenstoffgruppe . . . . .
18
19
Die Elemente der Gruppe 15 . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
27
20
Die Elemente der Gruppe 16: Die Chalkogene . . . . . . . . .
33
21
Die Elemente der Gruppe 17: Die Halogene . . . . . . . . . . .
38
22
Die Elemente der Gruppe 18: Die Edelgase . . . . . . . . . . .
43
23
Einfuhrung in die Chemie der Ubergangsmetalle . . . . . . . .
46
24
Die Nebengruppenelemente . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
49
25
Lanthanoide, Actinoide und verwandte Elemente . . . . . . .
56

2
Wasserstoff
14
14.1
a) Druck/Temperatur-Diagramm, das die Existenzbereiche der festen, flussigen
LOSUNGEN
und gasformigen Phase eines Stoffs in Abhangigkeit von Druck und Tempe-
ratur darstellt.
b) Ein verbruckendes Wasserstoffatom verbindet zwei (oder mehr) andere
Atome in einer kovalenten Bindung, wobei das Wasserstoff-Atom weniger
elektronegativ ist als die anderen Atome.
c) Ein verbruckendes Wasserstoffatom verbindet zwei (oder mehr) andere
Atome in einer kovalenten Bindung, wobei das Wasserstoff-Atom elektrone-
gativer ist als die anderen Atome.
d) Verbindung aus Bor und Wasserstoff
14.2
Der Eiswurfel besteht aus schwerem" Wasser, Deuteriumoxid, welches eine
hohere Dichte hat als normales Wasser und daher in normalem Wasser untergeht.
14.3
Nur 17O, da sowohl 12C als auch 16O eine gerade Anzahl an Protonen und Neu-
tronen haben.
14.4
Die Unterschiede in den Resonanzfrequenzen verschiedener Atome sind sehr
gering. Ihre Zahlenwerte liegen in der Groenordnung von einem millionstel der
Resonanzfrequenz; daher ist ppm eine angemessene Einheit.
14.5
Im Gegensatz zu den Alkalimetallen ist Wasserstoff kein Metall, sondern ein
zweiatomiges Gas. Auerdem reagiert Wasserstoff nicht mit Wasser.
Im Gegensatz zu den Halogenen bildet der Wasserstoff nur selten negative
Ionen, auch ist seine Reaktivitat weitaus geringer als die der Halogene.
14.6
Wasserstoff ist deshalb vergleichsweise wenig reaktiv, weil die Bindungsenergie
im H2-Molekul sehr gro ist.
14.7
Die Reaktionsgleichung zeigt, dass die Anzahl der Gasteilchen und somit die
Entropie abnimmt:
N2(g) + 3 H2(g) s 2 NH3(g)
Da die Reaktion (unter bestimmten Bedingungen) ablauft, muss sie exotherm
sein. Die Enthalpie ist demnach der entscheidende Faktor.
14.8
a) WO3(s) + 3 H2(g) AE W(s) + 3 H2O(g)
b) H2(g) + Cl2(g) AE2 HCl(g)
c) 2 Al(s) + 6 HCl(aq) AE2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
d) 2 KHCO3(s) AE K2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
e) HCCH(g) + 2 H2(g) AE H3C-CH3(g)
f) PbO2(s) + 2 H2(g) AE Pb(s) + 2 H2O(g)
g) CaH2(s) + 2 H2O(l) AE Ca(OH)2(aq) + 2 H2(g)
14.9
CH4(g) + 2 O2(g) AE CO2(g) + 2 H2O(g)
DH0R = [1(-394) + 2(-242) - 1(-75)] kJ * mol-1
= -803 kJ * mol-1
DS0R = [1(+214) + 2(+189) - (186) - 2 * 205)] J * mol-1 * K-1
= - 4 J * mol-1 * K-1 = - 0,004 kJ * mol-1 * K-1
DG0R = (- 803 kJ * mol-1) - (298 K)(- 0,004 kJ * mol-1 * K-1)
= -802 kJ * mol-1

3
14.10
N(g) + 3H(g)
Enthalpie
+ 654
N(g) +
3 H
2
2 (g)
- 1173
+ 473
1
3
2 N2(g) + H
2
2 (g)
- 46
NH3(g)
(Werte in kJ * mol-1)
Die weit geringere Bildungsenthalpie des Ammoniaks (Absolutwert) im Ver-
gleich zu der des Wassers erklart sich durch die hohe Bindungsenergie im N2-
Molekul (945 kJ * mol-1) verglichen mit der des O2-Molekuls (498 kJ * mol-1).
14.11 Kovalente Hydride sind in den meisten Fallen Gase oder Flussigkeiten mit nied-
rigen Schmelz- und Siedetemperaturen; ionische Hydride sind Feststoffe mit
hohen Schmelztemperaturen.
14.12 Es gibt drei Typen kovalenter Hydride: Hydride, in denen der Wasserstoff prak-
tisch keine Partialladung aufweist, Hydride mit positiv und Hydride mit negativ
polarisierten Wasserstoff-Atomen. Die meisten kovalenten Hydride gehoren
zum ersten Typ: Es sind unpolare oder schwach polare Hydride mit niedrigen
Siedetemperaturen. (Eine Ausnahme bilden langkettige Kohlenwasserstoffe, in
denen Dispersionskrafte die Siedetemperatur bestimmen.) Zum zweiten Typ
gehoren Ammoniak, Wasser und Fluorwasserstoff, in denen die Siede- und
Schmelztemperaturen durch Wasserstoffbruckenbindungen (protonische
Brucken) erhoht sind. Atome, die weniger elektronegativ sind als Wasserstoff,
bilden den dritten Typ von Hydriden. Hierzu gehoren die Borane, Elektronen-
mangelverbindungen, in denen hydridische Wasserstoffbrucken die Molekul-
struktur bestimmen.
14.13 a) metallisch; b) keine; c) kovalent; d) ionisch.
14.14 KH, CaH2, Ga2H6, GeH4, AsH3, H2Se, HBr. Bis zum Germanium steigt die
Anzahl der Wasserstoff-Atome, danach nimmt sie bis hin zum Bromwasserstoff
jeweils um ein Wasserstoff-Atom ab. Die ersten beiden Verbindungen der Reihe
sind ionisch, die restlichen Verbindungen kovalent.
14.15
H
H
H
H
a
. . .
. . .
. . .
O
H
O
H
O
H
O -
H
H
H
H
b
. . .
. . .
. . .
O
H
O
H
O
H
O
Kathode
-
H
H
H
H
c
O . . . H
O . . . H
O . . .
H
O
Kathode
-

4
Analog zum Transport" des Hydronium-Ions im elektrischen Feld kann sich
auch das Hydroxid-Ion durch eine wasserige Losung zur positiven Elektrode
durch Umklappen" von Wasserstoffbruckenbindungen schnell bewegen.
14.16 Die Fahigkeit, Wasserstoffbruckenbindungen zu bilden, und die geringe Pola-
ritat der C/H-Bindung.
14.17 4 NaH(s) + SiCl4(l) AE SiH4(g) + 4 NaCl(s)
2 NaH(s) + B2H6(g) AE 2 NaBH4(s)
2 Na(s) + H2(g) AE 2 NaH(s)
H2(g) + F2(g) AE 2 HF(g)
2 Ti(s) + 1,9 H2(g) AE 2 TiH1,9(s)
N2(g) + 3 H2(g) s 2 NH3(g)
2 H2(g) + O2(g) AE 2 H2O(l)
2 Na(s) + H2(g) AE 2 NaH(s)
14.18 Zunachst berechnet man die Atomisierungsenthalpie des Diborans:
DH0at = (2 * 560 + 6 * 618 - 41) kJ * mol-1 = 2387 kJ * mol-1.
Subtrahiert von diesem Wert den vierfachen Wert der Bindungsenthalpie einer
B/H-Bindung (369 kJ * mol-1), erhalt man den gesamten Energieinhalt der vier
Wasserstoffbruckenbindungen (911 kJ * mol-1). Pro Wasserstoffbruckenbindung
erhalt man so einen Wert von etwa 228 kJ * mol-1, also etwa als die Halfte der
Bindungsenthalpie einer B/H-Einfachbindung (369 kJ * mol-1). Dieses Ergebnis
passt recht gut zu der Vorstellung, dass ein einzelnes bindendes Elektronenpaar
von zwei Bindungen geteilt wird.
14.19 Der Born-Haber-Kreisprozess fur NaCl ist im Lehrbuch (Abbildung 7.1) darge-
stellt. Ersetzt man Chlor durch Wasserstoff, mussen die Zahlenwerte der Bin-
dungsenthalpie, der Elektronenaffinitat und der Gitterenthalpie angepasst wer-
den. (Der in der Aufgabenstellung angegebene Zahlenwert von - 808 ist auf
- 804 zu korrigieren.) Man erhalt dann fur die Bildungsenthalpie von NaH fol-
genden Wert:
DH0(NaH) = (107 + 218 + 502 - 79 - 804)
= - 56 kJ * mol-1 (NaCl: - 411 kJ * mol-1).
Ursachen fur den groen Unterschied sind die starkere H/H-Bindung und die
geringere Elektronenaffinitat des Wasserstoff-Atoms.

5
Die Elemente der Gruppe 1:
15 Die Alkalimetalle
LOSUNGEN
15.1
a) 2 Na(s) + 2 H2O(l) AE 2 NaOH(aq) + H2(g)
b) Rb(s) + O2(g) AE RbO2(s)
c) 2 KOH(s) + CO2(g) AE K2CO3(s) + H2O(l)
d) 2 NaNO3(l) D
aeAE 2 NaNO2(l) + O2(g)
e) 6 Li(s) + N2(g) AE 2 Li3N(s)
f) 2 CsO2(s) + 2 H2O(l) AE 2 CsOH(aq) + H2O2(aq) + O2(g)
g) 2 NaHCO3(s) AE Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
h) NH4NO3(s) AE N2O(g) + 2 H2O(g)
15.2
Sie ahneln den typischen" Metallen in der Hinsicht, dass sie silbrig glanzen und
sowohl den elektrischen Strom als auch Warme gut leiten. Sie unterscheiden
sich von den typischen" Metallen durch ihre geringe Harte, ihre hohe Reakti-
vitat, ihre niedrigen Schmelztemperaturen sowie ihre sehr geringen Dichten.
15.3
Lithium. Dieses Metall besitzt das am starksten negative Standardreduktionspo-
tential; das bedeutet, das es von allen Elementen die starkste Reduktionskraft
besitzt. Seine geringere chemische Reaktivitat weist auf eine erhohte Aktivie-
rungsenergie hin, die im Vergleich zu den anderen Alkalimetallen zu einer nied-
rigeren Reaktionsgeschwindigkeit fuhrt.
Man vergleiche dazu auch S. 334 im Lehrbuch.
15.4
Die allermeisten Verbindungen der Alkalimetalle sind wasserloslich.
Sie bilden ausschlielich Ionen in der Oxidationsstufe I.
Ihre Verbindungen sind fast immer ionisch.
Die niedrige Ladungsdichte der Alkalimetallionen fuhrt zur Stabilisierung groer,
niedrig geladener Anionen wie dem Hydrogencarbonat-Ion.
Ihre Salze enthalten selten Kristallwasser.
15.5
Natrium. Die Hydratation ist typisch fur Kationen mit hoher Ladungsdichte. Von
den beiden zur Wahl stehenden einfach geladenen Kationen ist Natrium das klei-
nere und besitzt somit die hohere Ladungsdichte.
15.6
Das einleuchtendste Argument ist wohl, dass das Hydroxid-Ion in der Lage ist,
mit den benachbarten Wasser-Molekulen Wasserstoffbrucken zu bilden, wah-
rend das Chlorid-Ion lediglich Ion/Dipol-Wechselwirkungen eingehen kann. Die
zusatzliche Bildung von Wasserstoffbrucken setzt mehr Energie frei als die Ion-
Dipol/Wechselwirkung allein. Ein alternatives Argument ist, dass das kleinere
Hydroxid-Ion eine hohere Ladungsdichte hat und somit die Ion/Dipol-Wech-
selwirkungen starker sind. Tatsachlich wird bei der Hydratation des Hydroxid-
Ions mehr Energie frei als im Falle des Chlorid-Ions.
15.7
Je mehr sich Kationen und Anionen in der Groe unterscheiden, desto geringer
ist der Betrag der Gitterenthalpie. Da die Loslichkeit eines Salzes das Wechsel-
spiel zwischen Gitterenthalpie und Hydratationsenthalpien widerspiegelt, fuhrt
eine niedrige Gitterenthalpie zu einer hohen Loslichkeit. Salze, die das kleine
Lithium-Ion und ein groes (organisches) Anion enthalten, sind also gut loslich.
15.8
a) Das Reduktionspotential fur diesen Vorgang betragt - 0,41 V (bei pH = 7), fur
die Reduktion von Na+-Ionen dagegen - 2,71 V. In wasseriger Losung wurde

6
folgende Reaktion ablaufen:
2 H2O(l) + 2 e- AE H2(g) + 2 OH-(aq)
b) Durch die Zugabe anderer Salze wird die Schmelztemperatur erniedrigt, was
zur Senkung von Energiekosten fuhrt.
15.9
Das Gleichgewicht der Synthesereaktion
Na(l) + KCl(l) s K(g) + NaCl(l)
liegt auf der linken Seite. Um dennoch Kalium gewinnen zu konnen, wird
der gebildete Kalium-Dampf kontinuierlich aus dem Gleichgewicht entfernt
(TS(K) < TS(Na)). Bei hoherer Reaktionstemperatur als 850oC wurde auch
Natrium in groerem Umfang verdampfen.
15.10 Der Energieaufwand fur das Membran- und das Diaphragmaverfahren ist gerin-
ger als beim Amalgamverfahren. Das Membranverfahren stellt die hochsten An-
forderungen an die Reinheit der Sole (sehr wenig M2+-Ionen). Die beim Dia-
phragmaverfahren erhaltene Natronlauge ist relativ verdunnt und mit Cl--Ionen
verunreinigt. Die durch das Amalgamverfahren erzeugte Natronlauge enthalt
immer Spuren an Quecksilber. Auerdem erfordert die Verwendung vom Queck-
silber aufwendige Manahmen zum Schutz der Umwelt.
15.11 a) Natriumhydroxid
b) Kaliumhydroxid
c) Natriumhydroxid-Losung
d) wasserfreies Natriumcarbonat
e) Natriumcarbonat-Decahydrat
f) Natriumsulfat-Decahydrat
15.12 a) Die Kristalle vieler Salzhydrate verlieren an trockener Luft allmahlich Was-
ser. Sie zerfallen dabei in ein feines Pulver des wasserfreien Salzes oder eines
niederen Hydrats. Beispiel: Glaubersalz (Na2SO4 * 10 H2O) verwittert unter
Bildung des Monohydrats.
b) Lithium ahnelt in seinem chemischen Verhalten dem Magnesium, das im
Periodensystem rechts unterhalb des Lithiums steht.
c) Viele gut losliche Stoffe nehmen Feuchtigkeit aus der Luft auf und bilden
Hydrate oder zerflieen zu einer konzentrierten Losung. Beispiel: Natrium-
hydroxid-Platzchen zerflieen an der Luft zu konzentrierter Natronlauge.
d) An bestimmten Metalloberflachen (Zn, Cd, Hg...) ist die Entladung von H+-
Ionen kinetisch gehemmt, sodass die Abscheidung von Wasserstoff erst bei
hoheren Elektrolysespannungen erfolgt. Bei der Elektrolyse von NaCl-
Losung nach dem Amalgamverfahren scheidet sich an der Quecksilber-
Kathode daher kein Wasserstoff ab. Stattdessen werden Natrium-Ionen entla-
den und es bildet sich Natriumamalgam.
15.13 CO
+
-
2(g) + NH3(aq) + H2O(l) s NH4(aq) + HCO3(aq)
HCO-3(aq) + Na+(aq) s NaHCO3(s)
2 NaHCO3(s) D
aeAE Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
CaCO3(s) D
aeAE CaO(s) + CO2(g)
CaO(s) + H2O(l) AE Ca(OH)2(aq)
2 NH+4(aq) + 2 Cl-(aq) + Ca(OH)2(s) AE 2 NH3(g) + CaCl2(aq) + 2 H2O(l)
Die Probleme liegen in der Entsorgung des entstehenden Calciumchlorids und
in dem hohen Energiebedarf des Prozesses.
15.14 Groe, niedrig geladene Anionen konnen nur durch Kationen geringer Ladungs-
dichte stabilisiert werden.
15.15 Das Ammonium-Ion ist, wie die Alkalimetall-Ionen, einfach positiv geladen,
wahrend die meisten anderen Metall-Kationen zweifach positiv oder hoher gela-
den sind. Zudem sind die Ammoniumsalze, wie die Alkalimetallsalze, fast alle
wasserloslich. Der Radius des Ammonium-Ions entspricht dem des Kalium-Ions.
Alle gangigen Ammoniumsalze sind farblos - wie die Salze der Alkalimetalle.

7
15.16 1) In seiner Harte ahnelt es eher den Erdalkalimetallen.
2) Lithium bildet ein normales Oxid (Li2O).
3) Es bildet ein Acetylid (Li2C2).
4) Seine Carbonate, Fluoride und Phosphate sind schwerloslich.
5) Viele seiner Verbindungen zeigen einen hoheren kovalenten Charakter als die
Verbindungen der anderen Alkalimetalle.
6) Lithiumcarbonat zersetzt sich bereits bei relativ niedriger Temperatur.
15.17 Das MO-Diaramm fur ein LiH-Molekul ahnelt dem des H2-Molekuls (Abbil-
dung 5.39, Lehrbuch S. 104) (die Energien der beiden an der Bindung beteilig-
ten Atomorbitale 1s (H) und 2s (Li) sind jedoch voneinander verschieden). Gas-
formiges Lithiumhydrid weist folglich eine kovalente Einfachbindung auf.
15.18 Die molare Masse von Kaliumhyperoxid ist niedriger als die von Caesiumhy-
peroxid. Fur einen Raketenstart ist ein minimales Gewicht fur das Luftregene-
rierungssystem von groer Bedeutung. Zudem sind die Kosten fur die haufige-
ren Kaliumsalze viel geringer als die fur Salze des seltenen Caesiums.
15.19 Uberwiegend finden wir die Kalium-Ionen innerhalb und die Natrium-Ionen
auerhalb der Zellen.
15.20 Lithium:
6 Li(s) + N2(g) 2 Li3N(s)
2 Li(s) + Cl2(g) 2 LiCl(s)
2 Li(s) + C4H9Cl(solv) LiC4H9(solv) + LiCl(s)
4 Li(s) + O2(g) 2 Li2O(s)
2 Li(s) + H2O(l) 2 LiOH(aq) + H2(g)
Li2O(s) + H2O(l) 2 LiOH(aq)
2 LiOH(aq) + CO2(g) Li2CO3(s) + H2O(l)
Natrium:
2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s)
2 Na(s) + H2O(l) 2 NaOH(aq) +H2(g)
2 Na(s) + O2(g) Na2O2(s)
Na2O2(g) + H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2O2(aq)
2 NaOH(aq) + CO2(g) Na2CO3(aq) + H2O(l)
Na2CO3(aq) + CO2(g) + H2O(l) s 2 NaHCO3(s)
2 Na(s) + 2 NH3(l) 2 NaNH2(solv) + H2(g)
4 Na(s) + TiCl4(l) 4 NaCl(s) + Ti(s)
Na(l) + Pb(s) NaPb(s)
4 NaPb(s) + 4 C2H5Cl(g) (C2H5)4Pb(l) + 3 Pb(s) + 4 NaCl(s)
Kalium:
2 K(s) + Cl2(g) 2 KCl(s)
K(s) + O2(g) KO2(s)
2 KO2(s) + 2 H2O(l) 2 KOH(aq) + H2O2(aq) + O2(g)
2 K(s) + 2 H2O(l) 2 KOH(aq) + H2(g)
2 KOH(aq) + CO2(g) K2CO3(aq) + H2O(l)
KOH(aq) + HClO4(aq) KClO4(s) + H2O(l)
K2CO3(aq) + CO2(g) + H2O(l) s 2 KHCO3(aq)
15.21 Von Francium wurde man erwarten, dass es bei Raumtemperatur ein goldglan-
zendes flussiges Metall ist. Sobald es mit Luft in Beruhrung kommt, bildet es ein
Hyperoxid:
Fr(l) + O2(g) FrO2(s)
Zudem reagiert es explosionsartig mit Wasser:
2 Fr(l) + 2 H2O(l) 2 FrOH(aq) + H2(g)
Die Salze des Franciums wurden aufgrund der sehr geringen Ladungsdichte
kaum hydratisiert sein.

8
15.22 Masse des Natriums: 1 t = 1000 kg = 106 g
Stoffmenge an Natrium: 106 g/23,0 g * mol-1 = 4,35 * 104 mol.
Na+ + e- AE Na
Somit werden 4,35 * 104 mol Elektronen benotigt.
Ladung Q = I * t fi I = Q/t = 4,35 * 104 mol * 9,65 * 104 A * s * mol-1/
24 * 60 * 60 s = 4,86 * 104 A
15.23 Das PtF-6-Ion ist ein sehr groes, niedrig geladenes Anion. Lithium ist das klein-
ste der Alkalimetall-Kationen. Es ist nicht in der Lage, das groe Anion zu sta-
bilisieren; stattdessen bildet sich ein Salz mit dem Fluorid-Ion.
15.24 Besonders stabile Salze werden gebildet, wenn ein kleines Kation mit einem
kleinen Anion oder ein groes Kation mit einem groen Anion kombiniert wer-
den. Dem entsprechend ist LiF stabiler als CsF und CsI ist stabiler als CsF.
Daher nehmen die Absolutbetrage der Bildungsenthalpien in der Reihe LiF ...
CsF ab und in der Reihe LiI ... CsI zu.
15.25 Lithium besteht aus zwei Isotopen, 6Li (7 %) und 7Li (93 %). Ein erhohter Wert
fur Atommassen weist darauf hin, dass 6Li abgereichert ist. 6Li wird fur den Bau
von Atomwaffen benotigt; das verbleibende Lithium, das einen hoheren Anteil
7Li enthalt, wird in der chemischen Industrie verwendet. Analysen zeigten, dass
einige der im Handel befindlichen Lithiumpraparate nur 3,75 Prozent 6Li ent-
hielten.
15.26 Natriumfluorid wird das schwerer losliche Salz sein, da die Kombination des
relativ kleinen Na+-Ions mit dem kleinen F--Ion zu einer stabileren Verbindung
fuhrt als die Kombination des Na+-Ions mit dem groen Tetrafluoroborat-Ion.
15.27 Wir konnen das Problem losen, wenn wir die Bildungsenthalpien der zwei fol-
genden Verbindungen kennen:
Cs(s) + 1/2 F2(g) AE CsF(s)
Cs(s) + F2(g) AE CsF2(s)
Durch Subtraktion ergibt sich hieraus die folgende Reaktionsgleichung:
CsF2(s) AE CsF(s) + 1/2 F2(g)
Die Bildungsenthalpie von CsF betragt - 554 kJ * mol-1, die von CsF2 kann man
uber den Born-Haber-Kreisprozess zu + 125 kJ * mol-1 abschatzen:
Die Zersetzungsreaktion verlauft stark exotherm:
DH0R = (- 554-125) kJ * mol-1 = - 679 kJ * mol-1
Da bei der Reaktion ein Gas gebildet wird, ist die Entropieanderung positiv. Ent-
sprechend der Gibbs-Helmholtz-Gleichung ist DG0R also auch stark negativ:
DG0R = DH0R - TDS0R
15.28 Lithiumhydrid weist im Gegensatz zu Caesiumhydrid einen nicht zu vernach-
lassigenden Anteil kovalenter Bindung auf. Der Raumbedarf eines kovalent
gebundenen Wasserstoff-Atoms ist wesentlich geringer als der des voluminosen
H--Ions.

9
Die Elemente der Gruppe 2:
16 Die Erdalkalimetalle
16.1
a) 2 Ca(s) + O2(g) 2 CaO(s)
LOSUNGEN

b) CaCO

3(s)
CaO(s) + CO2(g)

c) Ca(HCO

3)2(aq)
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

d) CaO(s) + 3 C(s) CaC2(s) + CO(g)
e) Sr(s) + 2 H2O(l) Sr(OH)2(aq) + H2(g)
f) BaO(s) + SO2(g) BaSO3(s)
g) CaSO4 * 2 H2O(s) CaSO4 * 1/2 H2O(s) + 11/2 H2O(g)
h) SrC2(s) + 2 H2O(l) Sr(OH)2(aq) + C2H2(g)
16.2
a) Barium
b) Barium
c) Magnesium
d) Barium
16.3
Auch wenn die Entropiezunahme bei der Bildung gasformiger Mg2+- und Cl--
Ionen aus festem Magnesiumchlorid groer ist als bei dem Ubergang von Natri-
umchlorid in die Gasphase (es entstehen drei Ionen statt zwei), fuhrt bei der
Hydratation der Ionen die hohe Ladungsdichte des Magnesium-Ions zu einer
starkeren Ordnung der Wasser-Molekule in der Hydrathulle als beim Natrium-
Ion. Dieser Unterschied bei der Hydratationsentropie ist letztlich fur die Diffe-
renz in den Losungsentropien verantwortlich.
16.4
Der Betrag der Gitterenthalpie ist bei Verbindungen der zweifach positiv gela-
denen Erdalkalimetallionen mit zweifach negativ geladenen Anionen aufgrund
der starken elektrostatischen Krafte wesentlich groer als bei Salzen mit einfach
negativ geladenen Anionen. Die gesamte Hydratationsenthalpie fur zwei X--
Ionen liegt jedoch im gleichen Bereich wie die eines X2--Ions, sodass in der
Gesamtbilanz eine schlechtere Loslichkeit der Salze mit zweifach negativen
Anionen resultiert. (Eine genauere Diskussion erfordert auch eine Betrachtung
der Entropiebeitrage!)
16.5
Sie bilden ausschlielich zweifach positiv geladene Ionen und ihre Salze sind in
aller Regel stark hydratisiert.
16.6
Je hoher die Ladungsdichte eines Ions ist, desto starker werden die polaren Was-
ser-Molekule angezogen. Das Magnesium-Ion hat - abgesehen vom Beryllium-
Ion - die hochste Ladungsdichte in der Gruppe und liegt daher stark hydratisiert
vor.
16.7
Das kleine Beryllium-Ion erlaubt lediglich eine (tetraedrische) Koordination
durch vier Wasser-Molekule.
16.8
Magnesium geht in vielen seiner Verbindungen kovalente Bindungen ein - bei-
spielsweise bei den Grignard-Verbindungen. Man kann dieses Verhalten mit der
hoheren Ladungsdichte im Vergleich zu den anderen Elementen der Gruppe
- abgesehen vom Beryllium - erklaren: Eine hohe Ladungsdichte begunstigt die
Bildung kovalenter Bindungen.

10
16.9
Man vergleiche Abbildung 16.5 im Lehrbuch und den Kommentar im Rahmen
des Exkurses (S. 361) zur Bildung von Tropfsteinhohlen.
16.10 Kalkstein und Mergel, ein naturliches Gemisch aus Kalk und Tonmineralien.
16.11 Calciumhydroxid wird in Meerwasser eingeruhrt und dadurch das schwerer los-
liche Magnesiumhydroxid ausgefallt:
Ca(OH)2(s) + Mg2+(aq) AE Ca2+(aq) + Mg(OH)2(s)
Das Magnesiumhydroxid wird abfiltriert und mit Salzsaure neutralisiert:
Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) AE MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
Die Losung wird bis zur Trockne eingedampft; das erhaltene Magnesiumchlorid
wird entwassert und in geschmolzenem Zustand elektrolysiert:
Mg2+ + 2 e- AE Mg(l)
2 Cl- AE Cl2(g) + 2 e-
(Zudem konnte man erwahnen, dass das gebildete Chlor in den Prozess zuruck-
gefuhrt wird, indem man daraus wiederum Salzsaure herstellt. Calciumhydroxid
wird durch Brennen von Kalk und Zugabe von Wasser zu dem erhaltenen Cal-
ciumoxid (Kalkloschen) gewonnen.)
16.12 Das Calciumoxid wird in einem elektrischen Ofen zusammen mit Kohlenstoff
erhitzt. Es bildet sich Calciumcarbid:
CaO(s) + 3 C(s) D
aeAE CaC2(s) + CO(g)
Dieses wird wiederum in einem elektrischen Ofen mit Stickstoffgas erhitzt und
so zu Calciumcyanamid umgesetzt:
CaC2(s) + N2(g) D
aeAE CaCN2(s) + C(s)
16.13 a) Ca(OH)2 (geloschter Kalk), CaO (gebrannter Kalk) oder CaCO3 (Kalkstein,
kohlensaurer Kalk).
b) Ca(OH)2(aq)
c) MgSO4 * 7 H2O
d) CaMg(CO3)2
e) CaCO3
f) CaSO4 * 2 H2O
16.14 Der Hauptgrund fur die Warmeentwicklung beim Auflosen von wasserfreiem
Calciumchlorid liegt in der Hydratation des Calcium-Ions, das eine relativ hohe
Ladungsdichte aufweist. Calciumchlorid-Hexahydrat enthalt jedoch bereits das
hydratisierte Ion, sodass dieser Schritt beim Losungsprozess entfallt. (Eine ge-
nauere Diskussion erfordert eine Betrachtung des Wechselspiels zwischen Git-
terenthalpie und Hydratationsenthalpien fur beide Stoffe.
16.15 Beide Metalle bilden harte oxidische Schutzschichten, die das darunter liegende
Metall vor weiterer Oxidation schutzen. Die Oxide bzw. Hydroxide beider Me-
talle zeigen amphoteres Verhalten und bilden Hydroxoberyllat- sowie Hydroxo-
aluminat-Ionen. Beide Elemente bilden Carbide, die das C4--Ion enthalten.
16.16 Die Verbindungen sollten ionisch und farblos sein (auer Verbindungen mit far-
bigen Anionen). Aufgrund der geringen Ladungsdichte erwartet man keine
hydratisierten Salze. Radiummetall sollte heftig mit Wasser reagieren und das
gut losliche Radiumhydroxid bilden:
Ra(s) + 2 H2O(l) AE Ra(OH)2(aq) + H2(g)
Radiumsulfat sollte extrem schwer loslich sein:
Ra2+(aq) + SO2-
4 (aq) AE RaSO4(s)
Beim Erhitzen sollte Radiummetall heftig mit Sauerstoff zu Radiumperoxid rea-
gieren:
Ra(s) + O2(g) AE RaO2(s)

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