Frage von Soelller, 11

Stöchimetrie , Formeln und Verbindungen richtig verstehen, aber wie?

Hallo ihr Lieben,

kann mir einer bei dieser Frage helfen? Ich habe mich jetzt eine lange Zeit mit Reaktionsgleichungen beschäftigt und habe auch etwas über die Stöchiometrie mir angeeignet, trotzdem lässt mich diese Aufgabenstellung alt aussehen. Siehe Bildmaterial

Vielen dank, wer mir helfen kann.

Hilfreichste Antwort - ausgezeichnet vom Fragesteller
von Muhtant, 8

Du musst dabei die Wertigkeiten der einzelnen Ionen berücksichtigen und am Ende muss die Elektronenbilanz +/- 0 sein.

Mg(2+)
Cl(-)
SO4(2-)
N(3-)

Was Kat- und Anionen sind, weißt du sicherlich.
Daraus ergibt sich also folgendes:
MgCl2
MgSO4
Mg(3)N(2)

Kommentar von Soelller ,

Danke erstmal.

Könntst du das 1. Beispiel näher erläutern. Wie genau kommst du auf MgCl_2?

Kommentar von Muhtant ,

Mg ist ein Erdalkalimetall und nimmt die Oxidationszahl +2 an und demzufolge fehlen dem Ion 2 Elektronen.
Die müssen irgendwo hin.

Da Chlor an der Reaktion beteiligt ist und Chlor und demzufolge die zwei Elektronen aufnehmen will/muss, muss Chlor die auch irgendwo unterbringen.
Da das Chloratom schon 7 Außenelektronen hat, benötigt es nur noch eins um den energetisch stabilen Zustand zu erreichen.
Da du aber zwei Elektronen hast, brauchst du also auch 2 Chloratome und demzufolge sieht das ganze quasi so aus:

Mg + Cl2 >>> Mg2+ + 2 Cl- >>> MgCl2

Kommentar von Soelller ,

Vielen dank, das hat mir gut geholfen, und die letze Frage, wie mache ich das bei Mg und N? Das habe ich jetzt noch nicht ganz verstanden.

Kommentar von Muhtant ,

Magnesium ist hier als Ion 2-wertig, also Mg2+
Stickstoff kann verschiedene Wertigkeiten als Ion annehmen; als Nitrid-Ion ist es aber 3-wertig, also N3-

Nun musst du das kleinste gemeinsame Vielfache suchen (ähnlich wie bei der Bruchrechnung, um auf den gleichen Nenner zu kommen) >>> dieser ist 6.

Das heißt du brauchst jeweils 6 Elektronen die abgeben werden und 6 Elektronen die aufgenommen werden können.
Ergo heißt es die 6 Elektronen kommen von Magnesium: Da aber nur jeweils 2 Elektronen pro Magnesium-Ion abgeben werden können müssen es 3 Mg2+ Ionen sein.
Respektive zum Nitrid: 3 Elektronen können je Nitrid-Ion aufgenommen werden, also 2 N3- Ionen.

3 Mg2+ + 2 N3- >>> Mg3N2

somit hast du eine nach außen hin neutral geladene Verbindung.

Kommentar von Soelller ,

Super, dann habe ich das Prinzip verstanden;)

Antwort
von SlowPhil, 7

Es ist eigentlich relativ einfach, weil die Ionen mit ihren Ladungen aufgeführt sind. Das Prinzip ist, dass sie Gesamtladung 0 sein muss.

Hast Du ein Magnesium-Kation , so brauchst Du von einem einfach geladenen Anion 2, von einem 2fach geladenen jedoch nur eines.
Bei Nitrit ist das Anion 3fach geladen, und natürlich gibt es keine halben Ionen, also musst Du nach dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen der Ladungs-Beträge schauen, gleich so wie bei der Addition zweier Brüche. Daher brauchst Du drei Magnesium - Kationen auf 2 Nitrit - Anionen.

Kommentar von Soelller ,

Kannst du mir das durch ein Beispiel veranschaulichen? Ich verstehe es nicht ohne Beispiel leider ;(

Kommentar von SlowPhil ,

Magnesium und Nitrit oder die Addition von Brüchen?

Also, angenommen, ich möchte ½ und ⅓ addieren. Dazu muss ich beide auf den kleinsten gemeinsamen Nenner bringen:

1/2 + 1/3 = 3/6 + 2/6 = 5/6.

Das ist natürlich nicht dasselbe wie hier, wo Du als Summe 0 herausbekommen musst, aber irgendwie erinnerte mich das an dieses Problem. Hier ist das Beispiel wie folgt: Magnesiumnitrit ist

a·Mg²⁺b·N³⁻, a, b ∈ℕ.

Die Ladungen addieren sich also wie folgt:

a·(+2) + b·(–3) = 0 ⇔ 2·a = 3·b.

Die beiden Zahlen 2 und 3 sind teilerfremd. Daher ist das kleinste gemeinsame Vielfache der Beträge zugleich deren Produkt, 6, und deshalb muss a=3 und b=2 sein.

Das kannst du immer so machen, nur manchmal kannst Du noch beide Seiten durch einen größten gemeinsamen Teiler teilen, manchmal aber brauchst Du - wie bei Cl⁻, nicht beide mit etwas von 1 Verschiedenem zu multiplizieren, weil eine Ionenladungszahl bereits ein Vielfaches der anderen ist.

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