Chemie: Übungs-Testlets für den TestAS

Die räumliche Gestalt eines Moleküls beeinflusst seine physikalischen und chemischen Eigenschaften, vom Siedepunkt bis zur Art, wie es in ein Enzym passt. Ein einfaches Modell sagt diese Gestalten voraus: das Elektronenpaarabstoßungsmodell, auch VSEPR-Modell genannt. Es nimmt an, dass sich die Elektronenpaare um ein Zentralatom, sowohl bindende als auch nichtbindende (freie) Elektronenpaare, gegenseitig abstoßen und sich so weit wie möglich voneinander entfernt anordnen.

Bei vier Elektronenpaaren um das Zentralatom zeigen die Paare zu den Ecken eines Tetraeders. Im Methan (CH₄) sind alle vier Paare bindend, sodass das Molekül tetraedrisch ist, mit Bindungswinkeln von 109,5°. Im Ammoniak (NH₃) ist eines der vier Paare ein freies Elektronenpaar; die Atome bilden eine trigonale Pyramide, und weil freie Elektronenpaare etwas stärker abstoßen als bindende, verkleinert sich der Winkel auf etwa 107°. Im Wasser (H₂O) drücken zwei freie Elektronenpaare die beiden Wasserstoffatome näher zusammen, was ein gewinkeltes Molekül mit einem Winkel von etwa 104,5° ergibt. Doppelbindungen zählen als ein Bereich der Elektronendichte: Kohlenstoffdioxid (O=C=O) mit zwei solchen Bereichen und ohne freie Elektronenpaare am Kohlenstoff ist linear.

Die Gestalt bestimmt die Polarität. Eine Bindung zwischen Atomen unterschiedlicher Elektronegativität ist polar: Das elektronegativere Atom trägt eine negative Teilladung. Ob das ganze Molekül polar ist, also ein Dipol, hängt davon ab, ob sich die Bindungsdipole aufheben. Im Kohlenstoffdioxid sind die beiden C=O-Bindungen polar, zeigen aber in genau entgegengesetzte Richtungen, sodass sich ihre Wirkungen aufheben und das Molekül unpolar ist. Im Wasser führt die gewinkelte Gestalt dazu, dass sich die Bindungsdipole nicht aufheben, und das Molekül ist ein starker Dipol. Methan ist unpolar, weil seine Bindungen nur schwach polar und symmetrisch angeordnet sind.

Polarität hat sichtbare Folgen. Polare Stoffe lösen sich gut in polaren Lösungsmitteln wie Wasser, unpolare Stoffe in unpolaren Lösungsmitteln, nach der Regel „Ähnliches löst sich in Ähnlichem“. Deshalb mischen sich Öl und Wasser nicht, und deshalb kann Spülmittel, dessen Moleküle ein polares und ein unpolares Ende haben, Fett entfernen. Ein dünner Wasserstrahl aus dem Hahn wird von einem geladenen Kunststoffstab abgelenkt, ein Strahl einer unpolaren Flüssigkeit dagegen nicht.

In einer galvanischen Zelle erzeugt eine freiwillig ablaufende Redoxreaktion elektrische Energie. Bei der Elektrolyse wird der Vorgang umgekehrt: Eine äußere Spannungsquelle erzwingt eine nicht freiwillig ablaufende Redoxreaktion. Die mit dem Minuspol verbundene Elektrode ist die Kathode, an der die Reduktion stattfindet; die mit dem Pluspol verbundene Elektrode ist die Anode, an der die Oxidation stattfindet.

Die Elektrolyse hat viele industrielle Anwendungen. Aluminium wird durch Schmelzflusselektrolyse von Aluminiumoxid gewonnen; Chlor und Natronlauge werden durch Elektrolyse von Natriumchloridlösung hergestellt; Wasserstoff für die Energiewende kann durch Elektrolyse von Wasser erzeugt werden. Beim Galvanisieren wird ein Metallgegenstand zur Kathode in einer Lösung von Metallionen gemacht, die reduziert werden und sich als dünne, gleichmäßige Schicht auf seiner Oberfläche abscheiden, zum Beispiel aus Kupfer, Nickel, Chrom oder Silber.

Michael Faraday entdeckte in den 1830er-Jahren, dass die an einer Elektrode abgeschiedene Stoffmenge proportional zur geflossenen elektrischen Ladung ist. Die Ladung Q ist die Stromstärke mal der Zeit. Ein Mol Elektronen trägt eine Ladung von etwa 96 500 Coulomb, eine Größe, die Faraday-Konstante F heißt. Um ein Mol eines Metalls abzuscheiden, dessen Ionen die Ladung z tragen, braucht man z Mol Elektronen: Ein Mol Silber aus Ag⁺ braucht ein Mol Elektronen, ein Mol Kupfer aus Cu²⁺ zwei.

Q = I·t n(Elektronen) = Q ÷ F n(Metall) = n(Elektronen) ÷ z m = n·M F ≈ 96 500 C/mol

Die Elektrolyse verbraucht viel elektrische Energie, besonders bei der Herstellung von Aluminium, weshalb Aluminiumhütten oft in der Nähe billiger Stromquellen liegen und weshalb sich das Recycling von Aluminium, das nur etwa fünf Prozent der Energie der Primärherstellung braucht, so sehr lohnt. Die Fragen beziehen sich auf das Verkupfern eines Metallteils aus einer Kupfer(II)-sulfat-Lösung; die molare Masse von Kupfer beträgt 63,5 g/mol. In der Praxis ist die abgeschiedene Masse oft etwas geringer als berechnet, weil ein Teil des Stroms für Nebenreaktionen wie die Bildung von Wasserstoff an der Kathode verbraucht wird. Das Verhältnis der tatsächlichen zur berechneten Masse heißt Stromausbeute. Für eine gleichmäßige Schicht muss das Teil vor dem Galvanisieren gründlich gereinigt und entfettet werden, und die Stromdichte muss in einem geeigneten Bereich gehalten werden, da zu hoher Strom raue, schlecht haftende Schichten erzeugt.