Grundwissen Chemie

WERTIGKEIT EINES ATOMS

Darunter versteht man die Anzahl der Atombindungen, die ein Atom eingehen kann. Die Wer-

tigkeit leitet sich von der Anzahl der Valenzelektronen ab, die abgegeben werden können, um

die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Elemente der ersten Gruppe können ein Elektron abge-

ben, also eine Bindung eingehen. In der zweiten können zwei, in der dritten Gruppe drei Elekt-

ronen abgegeben werden. In der vierten Gruppe hängt es vom Reaktionspartner ab, ob vier E-

lektronen abgegeben oder vier aufgenommen werden. In der fünften werden dann drei, in der

sechsten zwei und in der siebten ein Elektron aufgenommen, um ein Oktett zu bilden. Die E-

delgase in der achten Gruppe sind sehr reaktionsträge und gehen normalerweise keine

Verbindungen ein.

Anhand dieser Überlegungen lässt sich folgende Wertigkeitstabelle erstellen:

Gruppe

1 2 3 4 5 6 7

Wertigkeit

I II III IV III II I

ELEKTRONEGATIVITÄT

Darunter versteht man das Bestreben eines Atoms, innerhalb einer Bindung Elektronen anzu-

ziehen. Im Fluorwasserstoffmolekül HF ist der Elektronegativitätsunterschied der beiden Ato-

me so groß, dass das Fluoratom die Elektronenwolken so stark in seine Nähe zieht, dass es eine

negative Teilladung - erhält (das Wasserstoffatom erhält dadurch automatisch eine positive

Ausgleichsladung +, so dass das Molekül nach außen hin neutral bleibt).

Die Elektronegativität kann aus dem Periodensystem entnommen werden. (Zur Orientierung:

Für Fluor bertägt sie 4,1).

ELEKTROCHEMISCHE BEGRIFFE

Anode

Pol an dem Stoffe oxidiert werden

Kathode

Pol an dem Stoffe reduziert werden

Anion

Negativ geladenes Ion (wandert zur Anode)

Kation

Positiv geladenes Ion (wandert zur Kathode)

Kationischer Komplex

Positiv geladener Komplex (bindet ein Anion)

Anionischer Komplex

Negativ geladener Komplex (bindet ein Kation)

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CHEMISCHE BINDUNGEN

Elektronenpaarbin-

Atombindung, bei der sich zwei Atome ein Elektronenpaar teilen,

dung oder kovalente

um die Achterschale zu erreichen.

Bindung

Polare Atombindung

Sie entsteht in Molekülen, bei denen sich die Elektronegativität

der Atome stark unterscheidet. Sofern die Schwerpunkte der La-

dungen sich nicht überlagern (wie bei CCl4) und dadurch neutrali-

sieren, entsteht ein Dipolmolekül (z.B. bei H2O)

Ionenbindung (Salz)

In einer Verbindung eines Metalls und eines Nichtmetalls (z. B.

NaCl) ist der Unterschied der Elektronegativitäten so groß, dass

das Nichtmetall alle Elektronen des Bindungspartners an sich

zieht und so beide Elemente zu Ionen werden. Es entsteht ein Io-

nengitter.

Van der Waals ­ Kräfte

Wenn sich in einem Molekül durch eine kurze Verschiebung der

Elektronenwolke plötzlich ein Dipol bildet, wird auch im Nach-

barmolekül für sehr kurze Zeit eine Ladungsverschiebung indu-

ziert. Dieser Vorgang setzt sich dann kettenreaktionsartig fort und

sorgt dadurch in eigentlich unpolaren Molekülen für elektrostati-

sche Anziehungskräfte, die die Atome fester zusammenhalten.

Wasserstoffbrücken-

In polaren Bindungen, in denen der Wasserstoff eine positive

bindung

Teilladung erhält, versucht er, diese Ladung mit den negativen

Teilladungen der anderen Atome auszugleichen. Im Fluorwasser-

stoffmolekül HF richtet er sich beispielsweise in Richtung des

leicht negativen Fluoratoms aus.

Koordinative oder da-

Komplexe Bindung zweier Teilchen. Nicht besetzte Atomorbitale

tive Bindung

werden bestmöglich aufgefüllt.

CHEMISCHE GRUNDBEGRIFFE

exotherme Reaktion

Reaktion mit Energieabgabe (freiwillig)

endotherme Reaktion

Reaktion nur unter Energiezuführung

RADIKAL

Das ist ein Teilchen oder eine Verbindung, die ein ungepaartes Elektron besitzt (also eine unge-

rade Elektronenzahl hat) und dadurch mit allem, was ihr in den Wirkungskreis gerät, eine E-

lektronenpaarbindung eingeht.

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REDOX ­ REAKTIONEN

Reduktion

Elektronenaufnahme

. Die Oxidationszahl eines Elementes wird

dabei erniedrigt, es wird reduziert.

Oxidation

Elektronenabgabe

. Die Oxidationszahl eines Elementes wird

dabei erhöht, es wird oxidiert.

RedOx ­ Reaktion

Reaktion mit Elektronenübergang

. Ein Element wird reduziert,

das andere wird oxidiert.

Reduktionsmittel

Ein Reduktionsmittel muss Elektronen abgeben können

, da-

mit diese von einem anderen Element aufgenommen werden kön-

nen, um es so zu reduzieren. Das Reduktionsmittel selbst wird

dabei oxidiert.

Oxidationsmittel

Ein Oxidationsmittel muss Elektronen aufnehmen können

.

Es selbst wird dabei reduziert, das Element, vom dem die Elekt-

ronen kamen, ist oxidiert worden.

Erstellen einer RedOx ­ Gleichung

1.) Ausschreiben der Ausgangs- und Endstoffe mit Oxidationszahlen. Ermittlung des

Oxidations- und Reduktionsschrittes.

2.) Angleichung der Anzahl der Atome, bei denen sich die Oxidationszahl verändert.

Aus einem Cl2 ­ Molekül werden beispielsweise

2

Cl-.

3.) Aufstellen der Teilgleichungen jeweils für Oxidation, beziehungsweise Reduktion.

4.) Änderungen der Oxidationszahlen durch Elektronen darstellen, beziehungsweise

erklären.

5.) Ausgleichen der Ladungen auf der linken und rechten Seite der Gleichung

a)

bei Säuren durch H3O+ Ionen

b)

bei Laugen durch OH- Ionen

Ziel des Ausgleichs ist es, dass auf beiden Seiten der jeweiligen Teilgleichung die

selbe Ladung vorhanden ist, z.B. links und rechts +2.

6.) Stoffausgleich mit Wasser.

7.) Gesamtgleichung: gleiche Elektronenzahlen bei Oxidation und Reduktion

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STÖCHIOMETRIE

Stoffmenge n

Die Stoffmenge n gibt Auskunft über die Teilchenzahl N. Die

Einheit der Stoffmenge ist mol. Ein mol ist über die Avogadro-

konstante NA definiert.

N

1

A = 6,022 1023

mol

1 mol besteht demnach aus 6,022 1023 Teilchen.

Außerdem gilt: N = NA n

Molare Masse M

Unter der molaren Masse eines Stoffes versteht man die Masse m

eines Mols des betreffenden Stoffes (also die Masse von 6,022 1023

Teilchen des Stoffes). Sie wird im Periodensystem angegeben.

Wasserstoff hat ungefähr die molare Masse

g

1

.

mol

m

g

Es gilt:

M

=

n

mol

Absolute Atommasse

Die Einheit der Atommasse m ist u. Das ist der 12. Teil der Masse

eines Kohlenstoffatoms.

1 u = 1,6608 10-27 kg

m(H) = 1 u

Stoffmengenkonzent-

n

mol

c

=

(1 mol in einem Liter Lösung)

ration c

V

l

PROTOLYSEN / SÄURE-BASE-REAKTIONEN

Brönsted ­ Säure

Eine Säure ist ein

Protonendonator

(Spender).

Sie ist in der Lage, ein Proton (Wasserstoffteilchen) abzugeben.

HCl wird beispielsweise zu Cl-.

Brönsted ­ Base

Eine Base ist ein

Protonenakzeptor

(Empfänger).

Sie ist in der Lage, ein Proton aufzunehmen.

NH

+

3 wird beispielsweise zu NH4 .

Brönsted ­ Reaktion

Das ist eine

Reaktion mit Protonenübergang

(Protolyse).

Sie wird auch als Säure-Base-Reaktion bezeichnet.

Ampholyt

Das ist eine Verbindung, die sowohl als Brönsted-Säure und als

Brönsted-Base reagieren kann. Wasser kann z. B. zu H3O+ oder zu

OH- reagieren, je nachdem, was es für einen Reaktionspartner be-

kommt.

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PROTOLYSENGLEICHGEWICHTE

HA

+

H2O

A- + H3O+

B

+

H2O

BH+ + OH-

pH - Wert

Unter dem pH-Wert versteht man den negativen dekadischen

Logarithmus des Zahlenwertes der Oxoniumionenkonzentration.

pH = -log c(H3O+)

pH = ½ pKS - ½ log c(HA)

pOH ­ Wert

Unter dem pOH-Wert versteht man den negativen dekadischen

Logarithmus des Zahlenwertes der Hydroxidionenkonzentration.

pOH = -log c(OH-)

pOH = ½ pKB - ½ log c(B)

Die pKx - Konstanten

Säurekonstante Säureexponent

c(H O+

-

3

) c(A )

KS =

pK

c(HA)

S = -log Ks

Basenkonstante Basenexponent

c(OH- ) c(BH+

)

KB =

pK

c(B)

B = -log KB

mol²

Das Ionenprodukt

Kw = c(H3O+) c(OH-) = 1 10-14

l²

des Wassers

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Zusammenhänge

Starke Säure:

KS groß

pKS klein

Starke Base:

KB groß

pKB klein

Je größer KS , desto stärker die Säure.

Je größer KB , desto stärker die Base.

Je größer pKS , desto schwächer die Säure.

Je größer pKB , desto schwächer die Base.

pH

+ pOH = 14

pKs + pKB = 14

mol²

KS

KB

= KW = c(H3O+) c(OH-) = 1 10-14

l²

QUANTENZAHLEN

Aufgrund mehrerer Widersprüche vor allem in Bezug auf die Linienspektren der Atome, muss-

te das Bohr-Atommodell (Elektronen auf Kreisbahnen um den Kern) als unzureichend erklärt

werden. Vielmehr können die Linienspektren nur dadurch erklärt werden, dass die Elektronen

auf Ellipsen um den Kern kreisen. Zur Beschreibung des Energiezustandes eines Elektrons auf

einer Bahn wurden vier Quantenzahlen definiert:

1.) Die Hauptquantenzahl n

Sie gibt die zu betrachtende ,,Schale" des Atoms an und ist genaugenommen das Maß für

die große Halbachse der Bahnellipse. n kann jeden beliebigen Wert, beginnend mit eins,

annehmen. Ist n = 1, bewegt sich das Elektron auf der innersten Schale, für n = 3 auf der

dritten.

2) Die Nebenquantenzahl l

Sie ist das Maß für die kleine Halbachse der Bahnellipse. Die Bahnen teilen sich (mit Aus-

nahme der ersten) in n Nebenbahnen auf. Dadurch, dass die Zählung der Bahnen bei 0 be-

gonnen wird, liegt der Maximalwert lmax bei n-1, der Wertebereich geht also von 0 bis n-1.

3) Magnetische Quantenzahl m

Sie gibt nichts weiter als die Richtung der Elektronenorbitale im Raum an. Die Orientie-

rungsmöglichkeiten der Orbitale hängen von der Größe der Nebenquantenzahl ab:

m = -l ... 0 ... l

Bei l = 2 ist m = -2, -1, 0, 1, 2

4) Die Spinquantenzahl s

Jedes Elektron hat (anschaulich dargestellt) einen Drehimpuls um seine eigene Achse. Die

Spinquantenzahl gibt an, ob sich das zu benennende Elektron gegen oder mit dem Uhrzei-

gersinn dreht. s kann demnach nur zwei Werte annehmen, die mit +½ und ­½ abgespro-

chen wurden.

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Um nun eindeutig die Bahn eines Elektrons anzugeben, könnte man n und l angeben. Aus

historischen Gründen werden jedoch andere Angaben verwendet, deren Bezeichnung von

der Nebenquantenzahl abhängt:

l = 0 : s ­ Elektronen

(sharp)

l = 1 : p ­ Elektronen

(principal)

l = 2 : d ­ Elektronen

(diffus)

l = 3 : f ­ Elektronen

(fundamental)

Das bedeutet, dass ein Elektron mit der Nebenquantenzahl l = 2 sich in einem d ­ Orbital

befindet. Die Buchstaben sich also nichts weiter als eine Abkürzung für den Wert von l.

In jedem Orbital können sich zwei Elektronen entgegengesetzten Spins befinden. Daraus

folgt aus den Zusammenhängen der Quantenzahlen die größtmögliche Besetzung der ein-

zelnen Nebenbahnen:

Bezeichnung

l

m

Anzahl der Elektronen

s ­ Orbital

0

0

2

p ­ Orbital

1

-1, 0, 1

6

d ­ Orbital

2

-2, -1, 0, 1, 2

10

f ­ Orbital

3

-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

14

Durch diese vier Quantenzahlen kann jedes Elektron in einer Atomhülle genau benannt

werden, da nie zwei Elektronen in allen Quantenzahlen übereinstimmen können. (Pauli -

Prinzip)

Eine komplette Elektronenkonfiguration

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Hilfe: 3 4 | 3 4 5 | 4 5 6 | 4 5 6 7 | 5 6 7

INDIKATOREN

Jeder Stoff, der bei Aufnahme oder Abgabe eines Protons seine Farbe verändert, ist als Indika-

tor geeignet. Dabei darf er jedoch nicht in eine chemische Reaktion eingreifen. Es gibt Indika-

torsäuren und Indikatorbasen.

Farbe 1

H-Ind

+ H2O

H3O+ + Ind-

Farbe 2

Ind

+ H2O

OH-

+ H-Ind+

Ein Indikator zeigt im sauren und im alkalischen jeweils eine andere Farbe. Bei jeder beliebigen

H3O+(OH-)-Konzentration sind beide Formen des Indikators vorhanden. Ab einem bestimmten

pH-Wert befinden sich die zwei Formen des Indikators im Gleichgewicht, es wird eine Misch-

farbe angezeigt (Umschlagspunkt). Es existiert für jeden pH-Wert ein bestimmter Indikator, der

an diesem umschlägt und ihn so anzeigt.

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Am Umschlagspunkt gilt:

pH = pKS

sauer

neutral

alkalisch

Umschlag - pH

Methylorange rot

orange

gelb

4.4

Lackmus rot

violett

blau

6.8

Bromthymolblau gelb grün blau 7.0

Phenolphthalein farblos rosa rotviolett 8.4

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KOMPLEXCHEMIE

Werden in einer Verbindung alle bindenden Elektronen von einem Teilchen mitgebracht, so

spricht man von einer koordinativen oder dativen Bindung. Die vom Liganden zur Verfügung

gestellten freien Elektronenpaare füllen nicht besetzte Orbitale des Zentralteilchens auf.

Anionen

Cl-, CN-

Liganden :

Elektronendonatoren

{ Moleküle H2O, NH3

Atome

Ni, Mn

Zentralteilchen :

Elektronenakzeptoren { Kationen Fe2+, Cu2+

Räumlicher Bau von Komplexen

4 Liganden

:

sp3 Tetraeder

dsp2 planar

6 Liganden

:

d2sp3 Oktaeder

Nomenklatur von Komplexen

Zentralteilchen

Liganden

Fe Ferrum

F- fluoro

SO 2-

4

sulfato

Cu Cuprum

Cl- chloro

CO 2-

3

carbonato

Ni Nicolum

Br- bromo

CO carbonyl

Hg Mercurium

I- iodo

NO nitrosyl

Ag Argentum

S2- thio

H2O aqua

Zn Zincum

OH- hydroxo

NH3 ammin

Sn Stannum

SCN-

thiocyanato

NO -

2

nitro

S

2-

2O3 thiosulfato

ONO- nitrito

1. Nomenklatur von anionischen Komplexen

Beispiel:

Na [Ag (CN)2 ]

Natriumdicyanoargentat (I)

Natrium di cyano

argent at

(I)

Kation Anzahl Ligand Zentralteilchen at

OZ

2. Nomenklatur von kationischen Komplexen

Beispiel:

[ Ag (NH3)2] Cl

Diamminsilber (I) chlorid

Di ammin

silber (I)

chlorid

Anzahl Ligand

Zentralteilchen

OZ Anion

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DIE ELEKTROCHEMISCHE SPANNUNGSREIHE

1. Die Redoxreihe von Metallen

Li Rb K Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Pb H2

Cu Ag Hg Au

Das Reduktionsvermögen nimmt zu

Die Elemente in der Spannungsreihe sind nach ihrer Fähigkeit als Reduktionsmittel geordnet.

Je weiter links ein Element steht, desto leichter gibt es Elektronen ab, um damit ein anderes E-

lement zu reduzieren. Gold gibt am schwersten seine Valenzelektronen ab und ist damit das e-

delste der Reihe. Alle Metalle, die links vom Wasserstoff stehen, werden von Säuren unter

Wasserstoffbildung angegriffen. Die edlen Metalle rechts vom Wasserstoff sind gegen Säuren

resistent.

Li+ Rb+ K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Pb2+ Cu2+ Ag+ Hg2+ Au3+

Das Oxidationsvermögen nimmt zu

Da in der Spannungsreihe der Atome das Reduktionsvermögen von rechts nach links zunimmt,

muss in der Spannungsreihe der Ionen das Oxidationsvermögen von rechts nach links abneh-

men, da ein Element umso schwerer Elektronen aufnimmt, je leichter es sie abgestoßen hat. Li-

thium gibt beispielsweise sehr leicht sein Valenzelektron ab, das Ion Li+ nimmt nur sehr schwer

ein Elektron auf.

2. Die Redoxreihe von Nichtmetallen

I2 Br2 Cl2

F2

I- Br- Cl-

F-

Das Oxidationsvermögen nimmt zu

Das Reduktionsvermögen nimmt zu

In der Reihe der Atome nimmt nimmt Iod am schwersten und Fluor am leichtesten Elektronen

auf (es besitzt schließlich die größte Elektronegativität und hat einen geringen Atomradius).

Darum nimmt das Oxidationsvermögen von links nach rechts zu.

Die Reihe der Ionen verhält sich umgekehrt. Da Iod nur sehr schwer ein Elektron aufnimmt,

gibt sein Ion dieses sehr leicht wieder ab, um andere Elemente zu reduzieren. Analog dazu gibt

Fluor sein Elektron am schwersten wieder heraus. Darum nimmt das Reduktionsvermögen von

rechts nach links ab.

Werden zwei Metallelektroden in destilliertem Wasser leitend miteinander verbunden, so schei-

det sich das edlere Metall am unedleren ab, da sich bei diesem eine stärkere Doppelschicht aus

Metallionen und Elektronen aufbaut.

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In einem Galvanischen Element bilden beide Halbelemente eine spezifische, auf Metall und

Lösung bezogene Doppelschicht aus. Das Metall, das weiter links in der Spannungsreieh steht,

gibt leichter Elektronen ab als das andere, bildet also dementsprechend eine stärkere Doppel-

schicht, was dazu führt, dass sich das edlere Metall positiv und das unedlere negativ auflädt.

Die überschüssigen Elektronen des edlere Metalls wandern über den Draht zur Kathode (die in

diesem Fall

positiv

ist, da die Ionen von den ankommenden Elektronen reduziert werden, siehe

Definition). Der Ladungsausgleich der Lösungen findet durch das Diaphragma statt.

Die Ausbildung der Doppelschicht hängt vom osmotischen Druck der Lösung ab:

p(Lösungsdruck) < p(osmotischer Druck)

Æ

Kationen werden bevorzugt entladen

p(Lösungsdruck) > p(osmotischer Druck)

Æ

Es werden mehr Ionen gelöst

p(Lösungsdruck) = p(osmotischer Druck)

Æ Kein

Stromfluss

Daraus geht hervor, dass sich das Potential durch eine Konzentrationsänderung der Lösung (al-

so einer Änderung des osmotischen Drucks) beeinflussen lässt. Eine Zinkelektrode gibt solange

Ionen in Lösung, wie ihr Lösungsdruck größer als der Gegendruck der Ionen in der Lösung ist.

Wird der osmotische Druck der Lösung also durch eine Veringerung der in ihr enthaltenen Io-

nen verändert (Verdünnung), so können noch mehr Zinkionen in Lösung gegeben werden.

Normalpotentiale

Je größer der negative Zahlenwert des Normalpotentials ist, desto größer ist der Elektro-

nendruck, also das Reduktionsvermögen der Elektrode und umso unedler ist das Metall.

Je größer der positive Zahlenwert des Normalpotentials ist, desto kleiner ist der Elektro-

nendruck, also das Oxidationsvermögen und umso edler ist das Metall.

Der Elektronenfluss findet vom Reaktionspartner mit dem negativeren Normalpotential

zum dem mit dem positiveren Normalpotential statt (Negatives Normalpotential bedeutet

großer Elektronendruck).

In einem RedOx-System führt das RedOx-Paar mit dem positiveren Normalpotential eine

Reduktion durch. Das Paar mit dem negativeren Normalpotential führt eine Oxidation

durch.

Nach beendeter Reaktion liegt somit vom edleren RedOx-Paar die reduzierte und vom un-

edleren die oxidierte Form vor.

Eine Reaktion zwischen zwei Partnern kann nur stattfinden, wenn unter Berücksichtigung

der einzig möglichen Elektronenflussrichtung (vom negativeren zum positiveren) die zu

oxidierende Form des negativeren mit der zu reduzierenden Form des positiveren reagieren

kann.

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Die Gleichung von Nernst

Werden zwei gleiche Halbzellen gegeneinander geschaltet, so fließt wegen der äquivalen-

ten Doppelschichten kein Strom. Wird jedoch das Lösungsmittel der einen Zelle verdünnt

(z. B. mit Wasser), so kann diese Elektrode mehr Ionen in Lösung geben, da der osmoti-

sche Druck nachgelassen hat. Dementsprechend baut die Zelle im Vergleich zu der anderen

einen Elektronenüberschuss auf, was dazu führt, dass Elektronen von der Zelle mit der

niedrigeren Salzkonzentration zu der mit der höheren Salzkonzentration fließen. Damit ist

das Halbelement mit der niedrigeren Konzentration der Minuspol, beziehungsweise im Fal-

le eines Galvanischen Elementes die Anode, da hier die das Element oxidiert wird und E-

lektronen freigibt.

Für die Berechnung des RedOx-Potentials der beiden Konzentrationszellen gilt die Glei-

chung von

Nernst

:

0,059 V

c(Ox)

E

E0

=

+

log

n

c(Red)

Legende: E0

=

Normalpotential in V

n

=

Anzahl der Elektronen

c(Ox)

=

Massenwirkungsprodukt der Konzentration des Oxidationsmittels (Akzeptor)

c(Red) =

Massenwirkungsprodukt der Konzentration des Reduktionsmittels (Donator)

WICHTIGE VERBINDUNGEN

Blausäure HCN Oxoniumion H3O+

Essigsäure CH3COOH

Hydroxidion OH-

Kohlensäure H2CO3

Phosphorsäure H

3-

3PO4

Phosphat PO4

Salpetersäure HNO3

Hydrogenphosphat HPO4 2-

Salpetrige Säure

HNO -

2

Dihydrogenphosphat H2PO4 -

Salzsäure HCl Calciumcarbonat

CaCO3

Schwefelsäure H2SO4

Kalkwasser

Ca (OH)2

Schweflige Säure

H2SO3

Chlorkalk

CaCl (OCl)

Carbonat CO 2-

3

Natronlauge NaOH Hydrogencarbonation HCO 2-

3

Kalilauge KOH Hydrogensulfit HSO -

3

Lithiumhydroxid

LiOH

Cromation grün Cr3+

Chromat gelb CrO4 2-

Sulfat SO 2-

4

Dichromat orange Cr2O7 2-

Sulfit SO 2-

3

Cyanidion CN-

Nitrat NO -

3

Nitrit NO -

2

Zyankali KCN

Kaliumnitrat KNO3

Kaliumpermanganat KMnO4

Kaliumnitrit KNO2

Kochsalz NaCl

Silbernitrat AgNO3

Ozon O3

Methan CH4

Ammoniak NH3

Wasserstoffperoxid H2O2

Ammoniumchlorid NH4Cl

Rost Fe3O4

Ammoniumsulfat (NH4)2SO4

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