Anorganische Chemie

Gegenstand und Abgrenzung

Die anorganische Chemie (AC, Anorganik) untersucht alle kohlenstofffreien Verbindungen sowie einige Kohlenstoffverbindungen, die aufgrund ihres Aufbaus oder ihrer Tradition zur Anorganik zählen. Dazu gehören Kohlenstoffmonoxid, Kohlenstoffdioxid, Schwefelkohlenstoff, Kohlensäure und Carbonate, Carbide sowie ionische Cyanide, Cyanate und Thiocyanate. Blausäure ist ein Grenzfall: Sie wird in Organik und Anorganik behandelt, kann aber als Nitril der Ameisensäure aufgefasst werden.

Ein Übergangsbereich zur organischen Chemie sind Organometallverbindungen. Die organische Chemie nutzt sie häufig als Hilfsmittel oder Reagenzien, während die anorganische Chemie besonders die Koordinationschemie der Metalle betrachtet. Die Einteilung ist trotz fließender Grenzen sinnvoll, weil sich Reaktionsmechanismen und Stoffstrukturen von Anorganik und Organik oft unterscheiden. Lehrbücher ordnen die Anorganik meist nach den Elementen des Periodensystems und behandeln deren Vorkommen, Gewinnung und Umwandlungen.

Stoffgruppen und wichtige Anwendungen

Metalle machen 76 % der etwa hundert Elemente des Periodensystems aus. Mit Ausnahme von Quecksilber sind sie bei Raumtemperatur fest; sie leiten Wärme und elektrischen Strom. Metalle werden aus Erzen durch Erhitzen gewonnen, seit dem 19. Jahrhundert auch durch Elektrolyse und elektrolytische Raffination. Aluminium und Titan sind als leichte Metalle wichtig, Eisen wird wegen seiner Härte und Temperaturbeständigkeit besonders im Automobilbau verwendet. Feuchtigkeit kann Eisen rosten lassen; Verzinkung schützt die Oberfläche.

Metalle dienen außerdem in Batterien und Akkumulatoren. Bei einer Zink-Kohle-Batterie wird Zink während der Stromabgabe zu Zinksalz oxidiert. Genannt werden auch wiederaufladbare Nickel-Metallhydrid-Batterien und Blei-Bleioxid-Akkumulatoren sowie leichte Lithiumbatterien. Legierungen sind Mischungen von Metallen und können bessere Eigenschaften besitzen: Duraluminium enthält Magnesium, Kupfer und Aluminium; Bronze besteht aus Kupfer und Zinn, Messing aus Kupfer und Zink. Stahl ist eine Eisenlegierung mit unterschiedlichen Beimischungen. Silicium-Kristalle mit Germanium, Indium oder Arsen werden als Halbleiter, etwa in Dioden und Leuchtdioden, eingesetzt. Metalle oder Metallionen können außerdem Katalysatoren sein, beispielsweise Eisen bei der Ammoniak- und Aluminiumionen bei der Polyethylensynthese.

Wasser besitzt polarisierte kovalente Bindungen und löst viele anorganische Salze. Salze unterscheiden sich in ihrer Wasserlöslichkeit; deshalb lassen sie sich vielfach durch Filtration trennen. Mischen sich Lösungen von Bariumchlorid und Natriumsulfat, entsteht schwerlösliches Bariumsulfat. Bei kleinem Löslichkeitsprodukt fällt ein Salz aus. Die Sulfidfällung dient in der analytischen Chemie zur Trennung und Bestimmung von Metallkationen.

Minerale und Gesteine enthalten Metalle häufig als wasserunlösliche Silicate. Zum Lösen ihrer Inhaltsstoffe verwenden Anorganiker neben starken Säuren den Sodaufschluss. Aluminiumsilicate sind als Tonminerale wichtig: Ton und Kalk ergeben Zement; Zementmörtel mit Kies oder Steinschotter ergibt Beton. Kaolin wird mit Quarz und Feldspat durch Brennen zu Porzellan. Quarzsand und Soda ergeben bei 1000 °C Glas. Schlecht lösliche Salze können Pigmente sein; gut lösliche Salze wie Ammoniumsulfat und Kaliumchlorid sowie weniger gut lösliche Phosphatdünger steigern die Bodenfruchtbarkeit.

Säuren, Basen, Gase und Komplexe

Wichtige anorganische Säuren sind Schwefelsäure, Salzsäure, Salpetersäure und Phosphorsäure; wichtige Basen sind Natronlauge und Ammoniak. Sie werden zur Herstellung anorganischer Salze und organischer Stoffe benötigt. Schwefelsäure ist mengenmäßig besonders bedeutsam für die Chemieindustrie. Anorganische Säuren können Metalle zu Salzen umsetzen; dabei bildet sich Wasserstoff.

Bei vielen anorganischen Umsetzungen entstehen Gase. Die Wasserelektrolyse liefert Wasserstoff und Sauerstoff. Bei der Chloralkali-Elektrolyse entstehen Wasserstoff und Chlor; diese können zu Chlorwasserstoffgas reagieren, das mit Wasser Salzsäure bildet. Beim Verbrennen von Schwefel entsteht Schwefeldioxid. Im Kontaktverfahren reagiert dieses mit Sauerstoff unter Verwendung von Vanadiumoxid zum Schwefeltrioxid, das sich in Wasser zu Schwefelsäure löst. Kohlendioxid entsteht beim Kalkbrennen aus Calciumcarbonat; beim Erhärten nimmt Zement wieder Kohlendioxid aus der Luft auf.

Das Haber-Bosch-Verfahren bildet aus Luftstickstoff und Wasserstoff bei hohem Druck und 500 °C Ammoniak. Im Ostwaldverfahren entsteht daraus mit Sauerstoff zunächst Stickstoffmonoxid, dann Stickstoffdioxid und in Wasser Salpetersäure. Sauerstoff, Stickstoff und Argon werden durch das Lindeverfahren aus Luft gewonnen; feinporige Gasmembranen gewinnen für die Gastrennung an wirtschaftlichem Interesse. Die Untersuchung von Luftgasen ist ein Bereich der Atmosphärenchemie.

Kationen können verschiedene Oxidationsstufen besitzen und daher unterschiedlich viele Anionen als Gegenionen haben. Liganden sind Teilchen, die sich an Kationen anlagern; sie können negativ geladen sein, etwa Chlorid oder Thiocyanat, oder ungeladen, etwa Ammoniak und Wasser mit freien Elektronenpaaren. Häufig entstehen vier bis sechs Ligandenbindungen und farbige Komplexe. Übergangsmetallionen mit Elektronen in der d-Schale bilden oft solche Komplexe. Das Kupfer(II)-Ion bildet mit Ammoniak den blauen Kupfertetraminkomplex; im Berliner Blau, Eisen(III)hexacyanoferrat, ist jedes Eisenion von sechs Cyanidionen umgeben. Die Ligandenfeldtheorie beschreibt die räumliche Koordination. Farbe und Magnetochemie liefern Aussagen über Komplexe. Kaliumpermanganat dient wegen seiner starken Färbung zur quantitativen Bestimmung in der Titrimetrie.

Reaktionen und Gleichgewichte

Zu den wichtigsten anorganischen Reaktionen gehören Redox- und Säure-Base-Reaktionen. Sie sind Gleichgewichtsreaktionen, doch liegt das Gleichgewicht oft stark auf einer Seite und die Reaktionsenthalpie ist hoch. Deshalb laufen viele anorganische Reaktionen schnell ab und erreichen hohe Ausbeuten.

Bei Redox-Reaktionen werden Elektronen von einem Reaktionspartner auf den anderen übertragen. Typische Beispiele sind die Knallgasreaktion von Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser sowie die Korrosion: Unedle Metalle wie Eisen reagieren mit Sauerstoff zu Oxiden. Säure-Base-Reaktionen übertragen Protonen. Eine Säure gibt ein Proton an eine Base oder Lauge ab; häufig entstehen Wasser und ein Salz. Ein Beispiel ist Salzsäure mit Natronlauge zu Natriumchlorid und Wasser. Weil diese Reaktionen schnell ablaufen und sich mit Indikatoren prüfen lassen, sind sie für die analytische Chemie wichtig.

Die Bildung eines unlöslichen Salzes oder eines Gases kann eine Reaktion stark in eine Richtung treiben, weil das Produkt das Gleichgewicht verlässt. Bei der Fällungsreaktion

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ + 2 NaCl

fällt Bariumsulfat so vollständig aus, dass nach dem Abfiltrieren keine Bariumionen mehr in der verbleibenden Natriumchloridlösung nachweisbar sind. Bei

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + H₂O + NaCl

entweicht flüchtiges Ammoniak. Auch das Zersetzen von Calciumcarbonat beim Kalkbrennen ist ein Beispiel: Kohlendioxid entweicht, während Calciumoxid zurückbleibt.

Teilgebiete, Technik und Lernen

Teilgebiete sind die Chemie der Metalle und Nichtmetalle, Komplexchemie einschließlich Bioanorganischer Chemie, Festkörperchemie, Kristallographie, Strukturchemie, metallorganische Chemie, Kolloidchemie, Atmosphärenchemie und Mineralsäuren. Die metallorganische Chemie steht zwischen anorganischer und organischer Chemie.

Die Anorganik ist Grundlage technischer Anwendungen wie Halbleiterchemie, Mineralogie, Metallurgie, der Herstellung von Eisen und Stählen, der Herstellung von Zement sowie dem Abbinden von Mörtel und Beton und der Herstellung von Keramiken.

In der Schule gehören dazu Grundlagen der Atomtheorie, das chemische Verhalten von Elementen, Oxidationszahlen, Eigenschaften anorganischer Salze wie Farbreaktionen und Löslichkeiten, Fällungsreaktionen, Ionentheorie, Säure-Base- und Redox-Reaktionen, Titration zur Gehaltsbestimmung, Elektrolysen und wichtige technische Verfahren. Im Studium wird selbstständiges wissenschaftliches Arbeiten vermittelt. Praktika umfassen die qualitative und quantitative Analyse unbekannter Proben, Nachweisreaktionen für Kationen und Anionen sowie die präparative Darstellung anorganischer Stoffe. Dabei werden sorgfältiges Arbeiten, Beobachtungsgabe und methodisch-kombinatorisches Denken trainiert.

Entwicklung zentraler Grundlagen

Viele anorganische Stoffe und Verfahren waren bereits im Altertum bekannt, darunter Metallgewinnung aus Erzen, Töpferhandwerk, Glasbereitung, Porzellan, Mineralfarben, Schwefel, Kalk und Salze. Im 13. Jahrhundert wurden durch arabische Alchemisten Herstellungsmethoden für Schwefelsäure, verdünnte Salzsäure, Salpetersäure und Königswasser bekannt. Johann Rudolph Glauber verbesserte Säureherstellungen um 1650.

Robert Boyle betonte experimentelle Forschung und formulierte die Vorstellung, dass Elemente aus gleichen, unteilbaren kleinen Atomen bestehen und Verbindungen mehrere unterschiedliche Elemente enthalten. Die um 1700 entwickelte Phlogistontheorie erklärte Verbrennung, Oxidation und Reduktion zunächst falsch, weil Sauerstoff in der Luft noch unbekannt war. Joseph Priestley gewann Sauerstoff durch Erhitzen von Quecksilber(II)-oxid. Antoine Laurent de Lavoisier erkannte Sauerstoff als Element, formulierte das Massenerhaltungsgesetz und begründete die Oxidationstheorie.

Die Voltasche Säule ermöglichte die Zerlegung von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff. Humphry Davy schied Natrium und Kalium ab; John Dalton erstellte eine Atomgewichtstabelle. Jöns Jacob Berzelius entwickelte genaue Atomgewichtsbestimmungen und die heutige Formelsprache mit ein oder zwei lateinischen Buchstaben. Amedeo Avogadro stellte die Hypothese auf, dass gleich große Gasräume bei gleicher Temperatur die gleiche Teilchenzahl enthalten. Lothar Meyer und Dimitri Mendelejew ordneten Elemente nach Atomgewicht und Bindungsfähigkeit im Periodensystem. Arrhenius, van ’t Hoff und Ostwald erkannten schließlich, dass Säuren, Basen und Salze in wässrigen Lösungen als Ionen vorliegen; dies wurde zur Grundlage unter anderem für pH-Messung und Konduktometrie.