Anorganische Chemie

Der Bereiche der Anorganischen Chemie befasst sich fast ausschließlich mit Verbindungen, die keinen Kohlenstoff enthalten. Historisch wurde zwischen der „belebten” organischen und der „unbelebten” anorganischen Chemie unterschieden, was heute in gewissen Grenzen auch noch Gültigkeit besitzt. So gehören unter anderem die Gasgesetze, Zustandsdiagramme, das Massenwirkungsgesetz oder Säure-Base-Reaktionen zu den Grundlagen der Anorganischen Chemie.

Man sollte zunächst einige Grundlagen der Anorganischen Chemie kennen, um die Zusammenhänge in anderen Bereichen besser zu verstehen. Ein elementarer Bestandteil der Chemie ist dabei die Kenntnis über und das Verständnis von Reaktionen und den Reaktionsgleichungen, welche die jeweilige Reaktion beschreiben. Dazu gehört das Beschreiben der Anzahl an Teilchen und der Umgang mit Atom- beziehungsweise Molekülmassen und deren Berechnung aus empirisch gewonnen Daten. Die Teilchenanzahl wird in der Chemie mit der Einheit Mol beschrieben, wobei 1 Mol eine definierte Anzahl an Teilchen besitzt (6,023*10^23). Da Atome unterschiedliche Massen besitzen, wird bei Berechnungen zusätzlich oft die Molare Masse benötigt. Diese gibt das Verhältnis der Masse zur Teilchenanzahl in Mol/g an.

Neben der Beschreibung von Reaktionen ist auch das Verhalten von Gasen eine wichtige Grundlage der Anorganischen Chemie. So leitet man aus drei verschiedenen Gasgesetzen ein allgemeins Gasgesetz ab, das bei Zustandsänderungen, wie zum Beispiel Druck- oder Temperaturveränderung, das Verhalten eines idealen Gases vorhersagen kann.

Betrachtet man Zustände oder Zustandsänderungen von Stoffen, nutzt man in der Physikalischen Chemie unter anderem die Prinzipien der Thermodynamik aus der Physik. Denn da gasförmig nur einer der drei klassischen Aggregatzustände ist, benötigt man weitere Betrachtungen, um auch die anderen Zustände wie fest und flüssig zu beschreiben. Dazu werden unter anderem Zustandsdiagramme verwendet, die das Verhalten eines Stoffes oder eines Stoffgemisches bei verschiedenen thermodynamischen Parametern (Druck, Temperatur, Zusammensetzung) beschreiben.

Sollen nicht nur Zustände sondern auch Reaktionen thermodynamisch untersucht werden, ist zunächst eine Betrachtung der drei Hauptsätze der Thermodynamik wichtig. Von diesen drei Hauptsätzen leiten sich die Überlegungen zur Beschreibung der energetischen Veränderungen während einer Reaktion ab. So kann beispielsweise berechnet werden, wie sich eine Reaktion in Bezug auf die Abgabe oder Aufnahme von Wärme während der Reaktion (Reaktionsenthalpie) verhält oder eine Vorhersage getroffen werden, ob eine Reaktion oder ein Zustandswechsel unter gegebenen Umständen stattfinden würde (Freie Enthalpie).

Ein weiteres wichtiges Prinzip und Grundlage weiterer Berechnungen ist das chemische Gleichgewicht. Betrachtet man reversible, chemische Reaktionen, muss man sich grundlegend vor Augen halten, dass eine Reaktion immer in beide Richtung verlaufen kann. Es gibt also immer eine Hin- und eine Rückreaktion, die permanent abläuft, aber zum Beispiel von der Temperatur beeinflüsst werden kann. Daher gibt es Reaktionen, die unter bestimmten Bedingungen fast nur in eine Richtung ablaufen.

Bei jeder reversiblen Reaktion stellt sich nach einer gewissen Zeit ein dynamisches Gleichgewicht ein, wenn keine Parameter verändert werden. In diesem laufen die Reaktionen mit gleicher Geschwindigkeit in beide Richtungen ab und dieser Zustand kann mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes (MWG) beschrieben werden.

Das MWG stellt eine Beziehung zwischen den (näherungsweisen) Konzentrationen der Produkte und der Konzentrationen der Reaktanten her und fasst diese in einer Gleichgewichtskonstante (K) zusammen. Aus dieser Konstante kann man ablesen, in welche Richtung eine Reaktion bevorzugt abläuft. Ist der Wert zum Beispiel viel kleiner als 1, liegt also ein sehr großer Nenner vor (entspricht dem Produkt der Konzentrationen der Reaktanten), dann läuft die Reaktion fast garnicht ab.

Neben der energetischen Ebene kann man Reaktionen auch auf der elektronischen Ebene untersuchen, zum Beispiel anhand von Redoxreaktionen. Bei manchen Reaktionstypen werden Elektronen von einem Reaktionspartner auf einen Anderen übertragen. Man spricht von einer Oxidation, wenn Elektronen abgegeben werden und von einer Reduktion, wenn Elektronen aufgenommen werden. In Redoxreaktionen treten beide Varianten in einer Reaktion auf. Um solche Reaktionen zu beschreiben und um bei unbekannter stöchiometrischer Bilanz die Verhältniszahlen von Redoxreaktionen zu ermitteln, greift man auf die Verwendung der sogenannten Oxidationszahlen zurück. Diese weisen Atomen in Reaktionsgleichungen eine theoretische Ladungszahl zu, welche in der Regel abhängig von der Elektronegativität der beteiligten Atome ist. Dann kann man die Bilanz der übertragenen Elektronen prüfen und die Reaktionsgleichung mit Hilfe der stöchiometrischen Koeffizienten ausgleichen.

Ein weiterer grundlegender Bereich ist die Untersuchung von Säure-Base-Reaktionen. Dem liegen verschiedene Konzepte der Definition von Säuren und Basen zugrunde. Ein einfach Anzuwendendes wurde von Johannes Brønsted entwickelt, nach dem eine Säure Protonen (H+) abgibt und eine Base Protonen aufnimmt. Andere Konzepte, zum Beispiel nach Lewis, Lux oder Flood, erweitern den Säure-Base Begriff noch auf weitere Gebieteund Stoffe.

In wässrigen Lösungen ist die Theorie nach Brønsted jedoch ausreichend, um zum Beispiel Puffersysteme oder den pH-Wert von Lösungen zu berechnen. Letzterer ist definiert als dernegative dekadische Logarithmus der Konzentration der Oxonium-Ionen in einer wässrigen Lösung. Kombiniert man die Formeln für den pH-Wert und für die Gleichgewichtskonstante, so kann man die pH-Werte saurer oder basischer Lösungen für schwache und starke Säuren oder Basen sowie Titrationskurven oder, mit einigen Erweiterungen, die Zusammensetzungen von Puffersystemen berechnen.

Zu den Grundlagen der Anorganischen Chemie gehört des Weiteren die Elektrochemie, die sich mit der Schnittstelle von elektrischen und chemischen Vorgängen beschäftigt. Man unterscheidet dabei zwischen der Elektrolyse, bei der eine Reaktion durch eine angelegte Spannung von außen initiiert wird, und dem galvanischen Element, bei dem durch bestimmte Reaktionen eine messbare Spannung entsteht.

Die Elektrolyse kann zum Beispiel zur Gewinnung von Metallen aus einer Lösung genutzt werden, da sich ein Metall-Ion in der Lösung abhängig vom Aufbau der Elektroden an einer dieser beiden abscheidet, wenn eine Gleichstromquelle angelegt wird.

Die galvanische Zelle findet beispielsweise in Batterien oder Akkumulatoren Anwendung, in denen chemische Energie über Redoxreaktionen in elektrische Energie umgewandelt wird. Dazu werden eine Elektrolytlösung und zwei Metall-Elektroden benötigt, deren Halbzellen in der Regel über einen Ionenleiter miteinander verbunden sind.

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