Hier steht der Titel der Power Point Präsentation.

Fakultät Mathemathik/Naturwissenschaftensname, Professur für Anorganische Chemie I 

Brückenkurse Chemie 

Wintersemester 2013/2014 

chemische Reaktionen, 

Reaktionsgleichungen und 

stöchiometrisches Rechnen

Chemische Reaktionen 

in der anorganischen Chemie 

Allgemeine Gesetzmäßigkeiten (Wiederholung)

Chemische Grundgesetze 

Gesetz von der Erhaltung der 

Masse 

1785 von LAVOSIER beschrieben 

Bei allen chemischen Vorgängen bleibt die Gesamtmasse 

der beteiligten Stoffe konstant oder 

m Ausgangsstoffe = m Endstoffe


1 mol H 2 1 mol H 2 

1 mol O 2 

1 mol H 2 O 1 mol H 2 O 

+ = 

4,04 Gramm 

32,0 Gramm 

36,04 Gramm 

m Ausgangsstoffe = m Endstoffe


Gesetz der konstanten Proportionen 

Proust 1799 

Eine chemische Verbindung bildet sich immer aus konstanten 

Masseverhältnissen der Elemente 

z.B.: CO 

m 

m 

C 

O 

= 

12,011g 

15,999g 

= 

1g 

1,333g


Gesetz der multiplen Proportionen 

Dalton 1803 

Bilden zwei Elemente mehrere Verbindungen miteinander, dann stehen die 

Massen desselben Elementes zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen 

z.B.: CO/CO 2 

mO[CO] 

15,999 g 1 

= 

= 

m 2 ∙ 15,999 g 2 

O[CO 

2 

]


Elementare Reaktionsmechanismen 

Dissoziation 

Lösung der alten Bindungen ohne Bildung einer neuen Bindung 

Assoziation 

Bildung neuer Bindungen ohne alte Bindungen zu lösen 

Anorganische Chemie 

Löslichkeit und Fällung 

Säure/Base-Reaktionen 

Reduktion, Oxidation, Redoxprozesse 

Komplexbildungsreaktionen


Redoxreaktionen 

Fe-Blech und CuSO 4 -Kristall (H 2 O) Reiben 

Cu-Abscheidung 

Gesamtreaktion: 

Fe + Cu 2+ → Cu + Fe 2+



Zn-Blech und CuSO 4 -Lösung 

Gesamtreaktion: 

Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+ 

Cu-Abscheidung


Die elektrochemische Spannungsreihe 

... ist eine Ordnung der Redoxsysteme nach der Größe ihrer Standardpotentiale. 

Redoxsystem 

reduzierte Form → oxidierte Form +e - 

E° in V pH-Wert 

Mn 2+ + 12H 2 O → MnO 4- + 8H 3 O + + 5e - 

+1,51 

Mn → Mn 2+ + 2e - -1,19 

Au → Au 3+ + 3e - 

+1,50 

6H 2 O → O 2(g) + 4H 3 O + + 4e - 

+1,23 

6H 2 O → O 2(g) + 4H 3 O + + 4e - 

+0,81 

Ag → Ag + + e - 

+0,80 

Fe 2+ → Fe 3+ + e - 

+0,77 

4OH - → O 2(g) + 2H 2 O + 4e - 

+0,40 

Cu → Cu 2+ + 2e - 

+0,34 

H 2 + 2H 2 O → 2H 3 O + + 2e - 

0 

Pb → Pb 2+ + 2e - 

-0,13 

Sn → Sn 2+ + 2e - 

-0,14 

H 2(g) + 2OH - → 2H 2 O (l) + 2e - 

-0,42 

Fe → Fe 2+ + 2e - 

-0,44 

Cr → Cr 3+ + 3e - 

-0,74 

Zn → Zn 2+ + 2e - 

-0,76 

H 2(g) + 2OH - → 2H 2 O (l) + 2e - 

-0,83 

0 

7 

14 

0 

7 

14


Das Redoxsystem mit dem negativeren Standardpotential 

ist immer der elektronenliefernde Vorgang. 

Beispiele: 

Cu + Zn 2+ → Cu 2+ + Zn 

E 

° 

Cu 

> E 

° 

Zn 

→ Reaktion läuft nicht ab 

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu 

E 

° 

Fe 

< E 

° 

Cu 

→ Reaktion läuft ab 

Pb + Fe 2+ → Pb 2+ + Fe 

E 

° 

Pb 

> E 

° 

Fe 

→ Reaktion läuft nicht ab 

E 

° 

I 

< E 

2I - + Cl 2 

→ I 2 

+ 2Cl - → Reaktion läuft ab 

° 

Cl


Säure-Base-Reaktionen 

Theorien Definition nach ARRHENIUS (1883) 

Säuren: Wasserstoffverbindungen, die bei Dissoziation 

H + -Ionen bilden 

Basen: Hydroxide, die bei Dissoziation OH - -Ionen bilden 

Beispiele: HCl ⇌ H + + Cl - 

H 2 SO 4 ⇌ 2H + + SO 

2- 

4 

NaOH ⇌ Na + + OH - 

Säuren reagieren mit Basen zu Salzen und Wasser (Neutralisation): 

H + + Cl - + Na + + OH - ⇌ Na + + Cl - + H 2 O


Säure-Base-Reaktionen 

Theorien 

Definition nach BRØNSTEDT und 

LOWRY (1923) 

Säuren: Stoffe, die H+- Ionen (Protonen) abgeben 

→ Protonendonatoren 

Basen: Stoffe, die H+- Ionen aufnehmen 

→ Protonenakzeptoren 

Beispiele: HCl ⇌ H + + Cl - 

Säure Proton konjugierte Base 

NH 3 + H + ⇌ NH 

+ 

4 

Base Proton konjugierte Säure


Der pH-Wert 

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes 

der H 3 O + -Ionenkonzentration. 

pH = - lg c(H 3 O + ) 

pH = 7 = 10 -7 mol/l neutral 

pH < 7 > 10 -7 mol/l sauer 

pH > 7 < 10 -7 mol/l basisch 

destilliertes Wasser pH = 7,0 

Leitungswasser (Dresden) pH = 6,5 

Blut pH = 7,4 

Magensaft pH = 0,9 - 1,6 

Cola pH = 2,0 - 3,0 

Milch pH = 6,5 

Søren Sørensen


pH-Skala und Indikatoren 

saurer Bereich 

Neutralpunkt 

basischer Bereich 

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 

Methylorange 

Bromkresolgrün 

Methylrot 

Lackmus 

Tashiro 

Phenolphthalein 

Thymolphthalein


Umschlagfarben verschiedener Indikatoren 

H + OH - 

Methylrot 

H + OH - 

Methylorange 

H + OH - 

Phenolphthalein 

H + OH - 

Tashiro 

H + OH - 

Universalindikator 

H + OH - 

Bromkresolgrün


Natürliche Indikatoren 

Beispiel: Cyanidin aus Rotkohl 

Farbänderung durch 

R. Boyle, 1660 

1627-1691 

stufenweise Deprotonierung 

R = Zuckerreste


Vergleich zwischen S-B- und Redoxreaktionen 

übertragene Teilchen 

Donator 

Akzeptor 

Donatorstärke 

S-B-Reaktionen 

H 3 O + -Ionen 

Säure 

Base 

pH, pK S/B 


Elektronen 

Reduktionsmittel 

Oxidationsmittel 

E, E° 

pH = pK 

S 

+lg 

c 

c 

A 

HA 

0,059 

E = E° + 

z 

lg 

c 

c 

Ox 

Red


Komplexbildungsreaktionen 

Koordinationsverbindungen 

• bestehen aus einem Koordinationszentrum und einer Ligandenhülle 

• zeigen spezifische Eigenschaften und Reaktionen 

• Anzahl der Liganden (koordinierende Atome) = Koordinationszahl 

Koordinationszentrum 

(Zentralatom/-ion) 

Ligandenhülle 

Koordinationszahl 

(Koordinationspolyeder)



Bildung einer 

Komplexverbindung 

[Cu(H 2 

O) 6 

] 2+ + 4 NH 3 

→ [Cu(NH 3 

) 4 

] 2+ + 6 H 2 

O 

hellblau 

dunkelblau



Cyanidlaugerei: 

4 Au + 8 KCN + O 2 + H 2 O → 4 K[Au(CN) 2 ] + 4 KOH 

2 K[Au(CN) 2 + Zn → K 2 [Zn(CN) 4 ] + 2 Au 

Berliner Blau (Pariser Blau, Französischblau, Turnbulls Blau, Preußisch Blau, Chinesischblau, 

Tintenblau, … ) 

4 Fe 3+ + 3 K 4 [Fe(CN) 6 ] → Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 x H 2 O + 12 K + Macraes Gold Mine



1. Katalytische Prozesse 

REPPE-Synthese 

Anlagerung von R-OH, H 2 O und CO an Ethin mit Ni(CO) 4 als Katalysator 

FISCHER-TROPSCH-Synthese 

Umsetzung von CO + H 2 zu KW mit Fe bzw. Co als Katalysator 

2. Biochemie 

Hämoglobin enthält Fe als Sauerstoffüberträger 

Vitamin B12 (Co-Komplex) 

3. Analytik 

Komplexometrische Titration 

Gravimetrie 

4. Metallherstellung 

Cyanidlaugerei 

Extraktion, Ionenaustausch 

Bedeutung von Komplexen



Anwendung: Komplexometrische Titration 

In der Praxis am häufigsten eingesetzt: Dinatriumsalz der Ethylendiamintetraessigsäure 

Kurzbezeichnung „Dinatrium-EDTA" (Na 2 [H 2 Y] oder [H 2 Y] 2- ) 

Handelsnamen: Komplexon III, Chelaplex III bzw. Titriplex III

Reaktionsgleichungen

Reaktionsgleichungen 

Beispiel: 

Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Neutralisationsreaktion von Aluminiumhydroxid 

mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen.


Beispiel: 


mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen. 

Al(OH) 3 + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O


Beispiel: 


mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen. 

Al(OH) 3 + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 

2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 6 H 2 O

Reaktionsgleichungen


1. Ausgangs- und Endstoffe müssen bekannt sein 

z. B.: Bei der Auflösung von Kupfer in Salpetersäure entstehen Cu 2+ - 

Ionen und Stickstoffmonoxid 

Cu + H 3 O + + NO 3 

- 

→ Cu 2+ + NO 

2. Bestimmung der Oxidationszahlen aller beteiligten Elemente, 

Änderungen feststellen 

±0 +1 -2 +5 -2 +2 +2 -2 

Cu + H 3 O + + NO 3 

- 

→ Cu 2+ + NO 

Änderung: Cu: ±0 → +2, N: +5 → +2 

3. Aufstellen von Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion 

Oxidation: Elektronenabgabe, Anstieg der OZ 

Cu → Cu 2+ + 2e - 

Reduktion: Elektronenzunahme, Reduzierung der OZ 

NO 3 

- 

+ 3e - → NO


4. Ladungsausgleich herstellen (bei Reaktionen im sauren Medium durch H 3 O + - 

Ionen, im basischen durch OH - -Ionen) 

NO 3 

- 

+ 4 H 3 O + + 3 e - → NO 

5. Stoffbilanz aufstellen (auf beiden Seiten der Gleichung müssen 

die gleiche Anzahl Atome vorhanden sein; Ausgleich durch H 2 O) 

NO 3 

- 

+ 4 H 3 O + + 3 e - → NO + 6 H 2 O 

6. Ausgleich der ausgetauschten Elektronen 

Ox.: Cu → Cu 2+ + 2 e - | ·3 

Red.: NO 3 

- 

+ 4 H 3 O + + 3 e - → NO + 6 H 2 O | ·2 

Ox.: 3Cu → 3 Cu 2+ + 6 e - 

Red.: 2 NO 3 

- 

+ 8 H 3 O + + 6 e - → 2 NO + 12 H 2 O 

7. Kombination der Teilgleichungen beider Redoxpaare 

3 Cu + 2 NO 3 

- 

+ 8 H 3 O + → 3 Cu 2+ + 2 NO + 12 H 2 O


1) Bestimmen Sie die Koeffizienten in folgenden Bruttoreaktionsgleichungen: 

KMnO 4 + HCl KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O 

Na 3 SbS 4 + HCl Sb 2 S 3 + HCl + NaCl 

NaOH + PCl 5 NaCl + Na 2 P 2 O 7 + H 2 O 

C 6 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O


2) Phosphor wird durch erhitzen von Tricalciumphosphat (Apatit) mit Siliciumdioxid 

(Quarzsand) und Kohlenstoff hergestellt. Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf, 

wenn Calciumsilikat und Kohlenstoffmonoxid als Nebenprodukte erhalten werden! 

3) Stellen Sie die Reaktionsgleichung für den explosionsartigen Zerfall von 

Glycerintrinitrat C 3 H 5 (NO 3 ) 3 auf, wenn sich dabei Kohlenstoffdioxid, Wasser, 

Stickstoff und Sauerstoff bilden!

Der Molbegriff 

1.) Stoffmenge Mol 

… Stoffmenge eines Systems, das aus ebenso vielen Einzelteilchen besteht, wie 

Atome in 12g des Kohlenstoffnuklides 12 C enthalten sind. 1 Mol enthält N A (N A = 

Avogadro-Konstante = 6,022∙10 23 ) Teilchen. 

n(X)/mol = 

m(X)/g 

M(X)/g· mol -1 

Masse des Stoffes X 

molare Masse des Stoffes X 

2.) Molare Masse M(X) 

Beispiel: H 2 O 

2 · relative Atommasse von H = 2 · 1,008 

1 · relative Atommasse von O = 1 · 15,999 

____________________________________________________________________________________________________________________________ 

relative Molekülmasse von H 2 O = 18,015 

molare Masse M(H 2 O) = 18,015 g/mol

Mengen- und Gehaltsangaben 

3.) Anteile 

Massenanteil ω i = 

mi 

Σm 

i 

(• 

100%) 

Volumenanteil φ i = 

Stoffmengenanteil χ i = 

Vi 

ΣV 

i 

ni 

Σn 

Äquivalent: Bruchteil 1/z* eines Teilchens X 

i 

(•100%) 

(• 

100%) 

Äquivalentstoffmenge 

1 

n( 

z * 

X) 

 

z * n(X) 

4.) typische Angaben für Spurenbestandteile 

ppm (parts per million) 1 : 10 6 [μg/g, mg/kg] 

ppb (parts per billion) 1 : 10 9 [ng/g, μg/kg] 

ppt (parts per trillion) 1 : 10 12 [pg/g, ng/kg]

Mengen- und Konzentrationsangaben 

5.) Konzentration 

Massenkonzentration 

Masse des Stoffes X/g 

Gesamtvolumen/l 

ß(X)/g/l = 

m(X)/g 

V/l 

Stoffmengenkonzentration 

Stoffmenge des Stoffes X/mol 


c(X)/mol/l = 

n(X)/mol 

V/l 

Volumenkonzentration 

Volumen des Stoffes X/ml 


σ(X)/ml/l = 

V(X)/ml 

V/l

Stöchiometrisches Rechnen 

1) Die Analyse von Kaliumpermanganat KMnO 4 ergibt einen Massenanteil von (K) = 24,74 % 

Kalium und (Mn) = 34,76 % Mangan, der Rest ist Sauerstoff. 

Berechnen Sie die relative Atommasse von Mangan! 

2) Das Element Chlor mit der mittleren relativen Atommasse A R = 35,453 besteht in der Natur 

aus einem Gemisch der Isotope mit den relativen Atommassen A R ( 35 Cl) = 34,97 und A R ( 36 Cl) = 

36,97. Berechnen Sie die prozentualen Massenanteile dieser beiden Isotope im 

Isotopengemisch! 

3) Die Formel des Kaliumsulfates ist K 2 SO 4 . Berechnen Sie 

a) wie viel g der drei Elemente in 1 g Kaliumsulfat enthalten sind; 

b) die Massenanteile der in Kaliumsulfat enthaltenen Elemente in %; 

c) wie viel g Kalium in 20 g einer Lösung von Kaliumsulfat mit 10 % Massenanteil enthalten 

sind; 

d) Die Masse des Sauerstoffs in 1 t technischem Kaliumsulfat, das einen Massenanteil von 98 

% reinen Kaliumsulfats hat.


4) 1,63 g Chromoxid ergeben bei der Analyse 1,12 g Chrom. Berechnen Sie die Formel des 

Chromoxids! 

5) Die Formel von Magnesiumdiphosphat lautet Mg 2 P 2 O 7 . Berechnen Sie die Massenanteile in 

% für 

a) die in dieser Verbindung enthaltenen Elemente 

b) die in dieser Verbindung enthaltenen Elementoxide MgO und P 2 O 5 . 

6) Wie viel g festes Eisen(III)-chlorid lassen sich aus 75 g Eisen(III)-oxid durch chemische 

Umsetzung mit Salzsäure herstellen? 

7) Wie viel g metallisches Antimon könne im günstigsten Fall aus 1 kg Sb 2 O 3 mit einem 

Massenanteil von 90 % gewonnen werden? 

8) Aus 100 kg Kochsalz erhält man bei der Umsetzung nach dem Sodaverfahren von LeBlanc 

72 kg wasserfreie Soda. Berechnen Sie die Produktausbeute in %!


9) Wie viel ml Ammoniaklösung mit 25 % Massenanteil und einer Dichte von 0,907 g/ml sind 

zur Präparation folgender Lösungen notwendig: 

a) 2 l Lösung der Konzentration 0,1 mol/l 

b) 250 g Lösung mit 5 % Massenanteil. 

10) 10 g kristallwasserhaltiges Kupfersulfat CuSO 4 * 5 H 2 O werden in 100 g Wasser gelöst. 

Berechnen Sie den Massenanteil des kristallwasserfreien Salzes in der Lösung in % und die 

Molalität der Lösung!

Hier steht der Titel der Power Point Präsentation.

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