2.1 Schwefelsäure – Wasserdampf – Gleichgewicht

a) konzentrierte Schwefelsäure (H₂SO₄)

• enthält Schwefelsäuremoleküle
• zeichnet einmal die Strukturformel(n) (unter Berücksichtigung, dass die Edelgas-Regel erfüllt sein muss):

✕

• Konzentrierte Schwefelsäure ist geruchlos.
• Siedetemperatur beträgt 300 °C.
• Konzentrierte Schwefelsäure reagiert heftig mit Wasser unter Ionenbildung (Protolyse-Reaktion).

Formuliert für die Reaktion der Schwefelsäure mit Wasser in zwei Stufen die Reaktionsgleichung in Summenformeln:

b) Verdünnte Schwefelsäure
Verdünnte Schwefelsäure enthält folgende Ionen und Moleküle; nennt diese:

2.2 Langzeitversuch: Konzentrierte Schwefelsäure

Versuchsdurchführung: In einen Zylinder 1 werden 100 ml konzentrierte Schwefelsäure gegeben. In einen Zylinder 2 werden zunächst 900 ml Wasser und dann vorsichtig 100 ml konzentrierte Schwefelsäure gegeben. Beide Zylinder werden mehrere Jahre offen im gleichen Zimmer stehengelassen.

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✕

Versucht eine Deutung dieses Versuchs:

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Häufige Fragen – Schwefelsäure-Gleichgewicht

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🔁 Verwandte Seiten: Merkmale eines chemischen Gleichgewichts · Prinzip von Le Chatelier · Brønsted-Definition (Kl. 9)

2.6 Phenole = Hydroxybenzole

Vorkommen:

2.6.1 Monohydroxybenzol = Phenol

a) Physikalische Eigenschaften

• Smp.: 40,9; Sdp.: 181,9 °C
• In Wasser nur mäßig löslich (bildet bei ZT eine Emulsion)
• Starkes Zellgift, durch Haut resorbiert

b) Chemische Eigenschaften

• Oxidiert an Luft leicht ⇨ rötliche Färbung
• Karbolsäure“: 2 %ige Säure; Desinfektion
• Im Gegensatz zu Ethanol sauer:

1. Phenol als schwache Säure
pKS = 9,95

Grenzformeln des Phenolations

2.6.3 Synthese

90% der Weltproduktion nach der Hock-Synthese

Wirtschaftliches Verfahren, da auch Aceton nutzbar ist.

siehe Heftaufschrieb

2.6.4 Verwendung

Herstellung von Kunststoffen (Polyamide, Phenoplasten, Phenolharzen und Polycarbonaten)

2.8 Allgemeines Zahlenbeispiel

2.9 Säure-Base-Reaktionen mit Benzoesäure

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✕

a) Benzoesäure + Wasser

Man gibt feste Benzoesäure in Wasser. Dabei beobachtet man, dass die Benzoesäure als weiße Substanz oben auf dem Wasser schwimmt. Auch mit Schütteln löst sie sich nicht auf.

Frage: Warum löst sich Benzoesäure nicht in Wasser? Dafür muss man sich einmal Benzoesäure anschauen (Hinweis: Benzoesäure ist noch vereinfacht „falsch" geschrieben, da wir die Aromaten erst später genauer betrachten).

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✕

Erklärt, warum Benzoesäure nur schlecht in Wasser löslich ist!

✕

Zusammenfassung Beobachtung: wenig löslich in Wasser; die Lösung reagiert schwach sauer.

Formuliert die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Benzoesäure mit Wasser mit bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren (Hinweis: Benzoesäure ist jetzt schon etwas vereinfacht geschrieben, indem die H-Atome am Ring weggelassen wurden).

✕

b) Benzoesäure + Natronlauge (Neutralisation)

Man gibt vorsichtig Natronlauge zu und schüttelt die Lösung, bis die Benzoesäure vollständig aufgelöst ist.
Beobachtung: Es entsteht eine klare Lösung.

Formuliert hierfür auch wieder eine Reaktionsgleichung mit bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren.

✕

Die Benzoesäuremoleküle reagieren praktisch vollständig (das Gleichgewicht liegt weit auf der rechten Seite).

c) Gelöstes Natriumbenzoat + verd. Salzsäure

Die klare Natriumbenzoat-Lösung wird mit verdünnter Salzsäure versetzt.
Beobachtung: Die klare Lösung wird trübe. Eine weiße, pulverartige Substanz schwimmt wieder auf der Oberfläche.

✕

Feste Benzoesäure scheidet sich ab; die Benzoat-Anionen reagieren praktisch vollständig.

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Häufige Fragen – Benzoesäure-Gleichgewicht

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← 2.6/2.7 Schreibweise und Kollisionsmodell → 2.10 Verschiebung des Gleichgewichts

← 2.5 Estergleichgewicht → 2.12 Massenwirkungsgesetz

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🔗 Weiterführend: Aromaten – Benzol und Derivate (Kursstufe) · Autoprotolyse und pH-Wert (Kursstufe)

3 Protolyse-Reaktionen

3.1 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

Chlorwasserstoff: Summenformel HCl  ·  polare Atombindung  ·  Gas  ·  stechender Geruch
Wasser: Summenformel H₂O  ·  polare Atombindung  ·  Flüssigkeit  ·  geruchslos

✕

a) Versuch:

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✕

⚠️ Hinweis: Im Bild steht „Chorwasserstoff" – korrekte Schreibweise: Chlorwasserstoff.

b) Beobachtung:
Das Wasser „schießt" bergauf in den Rundkolben. Die Indikatorfarbe schlägt nach rot/gelb um. Die rote wässrige Lösung ist geruchlos.

c) Reaktionsgleichung – Struktur/Lewisformel:

Es gibt zwei mögliche Reaktionsgleichungen (wenn man zunächst die Säurestärke vernachlässigt). Welche zwei Reaktionsgleichungen sind das?

1. Möglichkeit – HCl als Säure, H₂O als Base (korrekte Reaktion):

✕

2. Möglichkeit – H₂O als Säure, HCl als Base:

↑ Zum Vergrößern klicken

✕

Chlorwasserstoff ist die stärkere Säure, Hydroxid-Ion (OH⁻) wäre eine sehr starke Base. Durch Elektrolyse wird die 1. Möglichkeit bestätigt: HCl wirkt als Säure.

Nachweis der gebildeten Ionen:

• Leitfähigkeitsmessung: Die Lösung leitet elektrischen Strom → Ionen sind vorhanden.
• Elektrolyse: An der Anode (Pluspol) entsteht Cl₂-Gas → Chlorid-Ionen (Cl⁻) müssen vorliegen.

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✕

• Indikator: Bromthymolblau färbt gelb → Oxonium-Ionen (H₃O⁺) sind vorhanden.

Komplette Lösung:

Reaktionsgleichung (Lewis-Formel):

↑ Zum Vergrößern klicken

✕

Reaktionsgleichung (Summenformel):

✕

Verdünnte Salzsäure enthält hydratisierte Oxonium- und Chlorid-Ionen sowie Wassermolekule.

d) Protolysen-Schema:

↗ Originalbild des Protolysen-Schemas ansehen

✕

e) Erklärung:
Chlorwasserstoff-Gas reagiert mit Wasser zu Oxonium-Ionen (H₃O⁺) und Chlorid-Ionen (Cl⁻). Im Kolben entsteht durch das vollständige Auflösen ein Unterdruck. Die H₃O⁺-Ionen färben den Universalindikator bzw. Bromthymolblau rot/gelb.

Salzsäure = wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff

Leitet man sehr viel HCl-Gas in Wasser ein, reagieren nicht mehr alle HCl-Moleküle mit H₂O. Diese HCl-Moleküle liegen „gelöst" vor – es entsteht rauchende bzw. konzentrierte Salzsäure.

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Häufige Fragen – Protolyse-Reaktionen

Lernkarten – Protolyse von Chlorwasserstoff

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→ 3.2 Chlorwasserstoff und Ammoniak → Brønsted-Definition → Stärke von Säuren und Basen

🔗 Verwandte Themen: pH-Wert und Oxonium-Ionen  ·  Konzentration von Lösungen  ·  Neutralisation

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3.2 Ammoniak-Gas + Wasser (Springbrunnen 2)

a) Versuch

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✕

b) Beobachtung

Das Wasser „schießt" bergauf in den Rundkolben. Die Indikatorfarbe schlägt nach blau um. Die blaue wässrige Lösung riecht nach Ammoniak.

c) Erklärung

Ammoniak-Gas löst sich sehr gut in Wasser und reagiert teilweise mit Wasser. Im Kolben entsteht durch das Lösen des Gases ein starker Unterdruck. Die entstehenden Hydroxid-Ionen (OH⁻) färben den Universalindikator blau.

d) Reaktionsgleichung (mit Strukturformeln und Summenformeln)

Versuche die Gleichung erst selbst zu formulieren!

Lösung: Reaktionsgleichung anzeigen

✕

Formuliere nun das Protolyseschema:

Lösung: Protolyseschema anzeigen

e) Protolyseschema

✕

Exkurs: Was macht den Sprudel sauer?

Kohlenstoffdioxid reagiert beim Lösen in Wasser im Gleichgewicht zu Kohlensäure:

CO₂ (g) + H₂O (l) ⇌ „H₂CO₃" (aq)  – instabil (→ Erlenmeyer-Regel: zwei OH-Gruppen am selben C-Atom sind nicht beständig)

1. Protolysestufe:  H₂CO₃ (aq) + H₂O (l) ⇌ HCO₃⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)

2. Protolysestufe:  HCO₃⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ CO₃²⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)

Nachweis der H₃O⁺-Ionen durch:

1. Geschmack (sauer)
2. pH-Papier
3. pH-Meter

Messwert: pH(Sprudel) = 5,1

Berechnung der Oxoniumionen-Konzentration:

pH = −lg c(H₃O⁺)

c(H₃O⁺) = 10^−pH = 10^−5,1 ≈ 7,9 · 10⁻⁶ mol/L

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Häufige Fragen – Ammoniak und Wasser

Lernkarten – Ammoniak und Wasser

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← 3 Protolyse-Reaktionen (Übersicht) → 3.3 Neutralisation

🔁 Grundlagen (Kl. 9): Säure-Base-Reaktionen (Kl. 9) · Brønsted-Theorie (Kl. 9) · Neutralisation (Kl. 9)

📈 Vertiefung: pH-Wert berechnen · pKB-Wert (Basestärke) · Pufferlösung

4 Allgemeine Säure-Base-Definition nach Brønsted (1923)

a) Säuren...

... sind Teilchen, die Protonen abgeben können (= Protonendonator, „Protonenspender“).
Die Teilchen enthalten positivierte H-Atome (Die Bindung zum H-Atom muss polar sein):

Wasserstoffatome bestehen nur aus Protonen und Elektronen. Eine Säure besitzt ein Wasserstoffatom, wobei das Elektron von dem Wasserstoffatom „stark“ angezogen wird. Kommt es zu einer Säure-Base-Reaktion (Protolyse), dann wird vereinfacht ausgedrückt nur das Proton des Wasserstoffatoms abgegeben. Das Elektron der Wasserstoffatoms bleibt beim Teilchen zurück (vgl. dazu alle vorher genannten Beispiele).

b) Basen...

sind Teilchen, die Protonen aufnehmen können (= Protonenakzeptor, „Protonenräuber“). Die Teilchen enthalten mindestens ein freies Elektronenpaar.

Dieses freie Elektronenpaar „nimmt“ dann den positiven Wasserstoffkern (Proton) „auf“.

c) Übung

Im folgenden ist die Lewis-Formel (Strukturformel) von Wasser abgebildet. Gehört dieses Molekül zu einer Brønsted-Säure oder -Base? Schaut Euch dafür nochmals die Definitionen an. 

{slider title="Lösung: Was ist Wasser? Eine Säure oder Base?" open="false" class="icon"}

Wasser kann (je nach Reaktionspartner) beides sein. Es kann ein Proton (H⁺) abgeben [es hat ja positivierte Wasserstoff-Atome], wie auch aufnehmen [es hat ja auch freie Elektronenpaare]. 

Dafür gibt es eine neue Bezeichnung: Wasser ist ein Ampholyt. 

{/sliders}

c) Ampholyte

Ampholyte können sowohl als Säuren, wie auch als Basen reagieren. Sie müssen also freie Elektronenpaare (für die Funktion als Basen) wie auch positivierte Wasserstoff-Atome (Funktion als Säure) besitzen. 

5 Stärke von Säuren und Basen - Säurestärke und Molekülstruktur

Hinweis 1: Das Kapitel stammt aus dem Oberstufenbereich. Ich halte es für das Verständnis für Säure-Base-Reaktionen wichtig, weil man sonst bei einer Reaktion mit zwei Ampholyten (z.B. Wasser und Ammoniak) gar nicht weiß, wer die Säure ist und wer als Base funktioniert. 

Hinweis 2: Auch hier ist es von Vorteil, wenn man ein Periodensystem der Elemente zur Hand hat.

Brønsted-Theorie: 
Säurestärke ist die Tendenz Protonen abzugeben. 
Basenstärke Tendenz Protonen aufzunehmen.

Bsp.   HCl             +    H₂O         →     H₃O⁺         +    Cl⁻ 
           Säure 1            Base 2            Säure 2           Base 1

Info: Supersäuren = Säuren die stärker als H₂SO₄ sind. 

Je stärker die Säure desto schwächer die konjugierte (korrespondierende) Base.

5.1 Binäre Säuren. 

Faktoren für Säurestärke von Bedeutung:

• Elektronegativität (innerhalb einer Periode)
• Atomgröße (innerhalb einer Gruppe)

a) innerhalb einer Periode (binäre H-Verbindungen)
Säurestärke nimmt mit der EN zu (Atomgrößenunterschiede sind „zu“ gering) 
⇨ Elektronen werden stärker dem H-Atom entzogen ⇨ erleichterte Protonenabspaltung. 

Bsp.:

2. Periode: 
Zunahme der EN:                            N     < O     < F
Zunahme der Säurestärke              NH₃ < H₂O < HF
Gegenüber Wasser                          Base               Säure

3. Periode 
Zunahme der EN:                             P       < S       < Cl
Zunahme der Säurestärke              PH₃    < H₂S   < HCl

b) innerhalb einer Gruppe (binäre H-Verbindungen):
Säurestärke nimmt mit der Atomgröße zu (stärkere Auswirkung als Elektronegativität) 
⇨  bei einem großen Atom ist die Valenzelektronenwolke auf einem größeren Raum verteilt ⇨ H⁺ ist weniger fest gebunden.

H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te
HF < HCl < HBr < HI

5.2 Oxosäuren 

Sauerstoff hat in etwa die gleiche Größe 

a) EN von Z ist entscheidend. 
Je größer die EN von Z, desto stärker ist die Säure (-I-Effekt).

HOI                                    < HOBr                                  < HOCl
hyopoiodige Säure           hypobromige                         hypochlorige Säure

b) An Z sind weitere O-Atome gebunden ⇨ stärkerer –I-Effekt (bzw. höhere Formalladung am Z. )

 hypochlorige –                                   chlorige –                                         Chlor –                                      Perchlorsäuren 

⇨  Man kann Säurestärke abschätzen: Je mehr mehr O-Atome an das Z-Atom jedoch nicht an H-Atom gebunden sind, desto die Säure:
 H-O-NO                       <           H-O-NO₂ 
 salpetrige Säure                       Salpetersäure

 (H-O-)₂SO                 <              (H-O-)₂SO₂
 schweflige Säure                      Schwefelsäure

5.1.5 Induktiver Effekt (I-Effekt)

Ausschlaggebend: Elektronegativität (EN) der Substituenten (Atomgruppen, Atome die dranhängen). Dabei werden Elektronen über mehrere Bindungen angezogen oder „abgestoßen“.

Reichweite: 3 benachbarte Bindungen.  

(-I)-Effekt (sprich: „minus I Effekt“; „negativer I Effekt“).

 • Substituenten (Atomgruppen) mit höherer Elektronegativität (Bsp.: Halogene, Sauerstoff-Verbindungen,...)• „Elektronenziehend“:

Ziehen Bindungselektronen zu sich

Auswirkung: z.B. Erleichterte Abspaltung eines Protons; Alkohol kann als Säure reagieren. 

(+I)-Effekt (sprich: „plus I Effekt“; positiver I Effekt)

Elektropositiveren Substituenten (Bsp.: Alkylgruppen). Je mehr bzw. je länger die Alkylgruppe, umso stärker ist der +-I-Effekt. 

„Elektronenschiebend“: 

Auswirkung: z.B. geringere Säurestärke 
Keinen I-Effekt haben Wasserstoffatome.

Auswirkung für das Experiment und Vergleich: Ethanol + Natrium und Wasser + Natrium

Bei diesem Experiment (siehe Seite zuvor) kommt es zu einer heftigeren Reaktion, wenn das Proton (vom Wasser oder Alkohol) leicht abgespalten wird. Je leichter es abgespalten wird, umso stärker ist ja auch seine Säure-Wirkung. Da Wasser keinen positiven induktiven Effekt hat (hat ja auch keine Alkylgruppe), reagiert es heftiger als Ethanol (positiver induktiver Effekt durch Alkylgruppe). 

5.1.6 Aminosäure sind Ampholyte

Aminosäuren können sowohl als Brønsted-Säuren als auch als Brønsted-Basen reagieren.

Die hinzugefügten Oxonium- und Hydroxid-Ionen werden abgefangen. Der pH-Wert verändert sich kaum. Aminosäuren besitzen Pufferwirkung.

1. Wendepunkt

50 %                                                  50 %
                              pK_S1 = 2,34

Für jede Aminosäure gibt es einen pH-Wert, bei dem sie im elektrischen Feld nicht wandert. Diesen pH-Wert bezeichnet man als isoelektrischen Punkt. Bei diesem Punkt liegen praktisch nur die Zwitterionen vor. Der isoelektrische Punkt bei Glycin liegt bei pH 6,0 (2. Wendepunkt).

3. Wendepunkt

50 %                                             50 %
                         pK_S2 = 9,77

6 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

Chlorwasserstoff: Summenformel HCl, polare Atombindung, Gas, stechender Geruch 

Wasser: Summenformel H₂O, polare Atombindung, Flüssigkeit, geruchslos

a) Versuch:

b) Beobachtung:
Das Wasser „schießt“ bergauf in den Rundkolben. Die Indikatorfarbe schlägt nach rot/gelb um. Die rote wässrige Lösung ist geruchlos.

c) Reaktionsgleichung – Struktur/Lewisformel:

Theoretisch gibt es zwei Möglichkeiten, wie Wasser und Chlorwasserstoff reagieren können.

1. Formuliere einmal diese zwei Möglichkeiten als Reaktionsgleichung mit Strukturformeln. 
2. Entscheide, welche dieser beiden möglichen Reaktionen tatsächlich abläuft. Falls du nicht drauf kommst, gehe zurück zum Thema: Säure-Stärke 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

1. Möglichkeit:

2. Möglichkeit:

Chlorwasserstoff ist die stärkere Säure, da Chlor ein größeres Atom ist, als Wasserstoff. Außerdem ist das Hydroxid-Ion ist eine sehr starke Base.

{/sliders}

Nachweis der gebildeten Ionen:

• Leitfähigkeitsmessung
• durch Elektrolyse: An der Anode (+-Pol) entsteht dabei Cl₂-Gas. Somit müssen in der verdünnten Salzsäure Chlorid-Ionen (Cl⁻-Ionen) vorliegen.

• durch Indikator: Die Gelbfärbung bei Bromthymolblau zeigt Oxonium-Ionen (H₃O⁺) an. 

Reaktionsgleichung Zusammenfassung

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

Begründung:
Chlor (vom Chlorwasserstoff) ist ein größeres Atom als Sauerstoff (vom Wasser). Deshalb ist Chlorwasserstoff eine stärkere Säure und gibt das Proton (H⁺) und Wasser nimmt das Proton auf.
verdünnte Salzsäure enthält hydratisierte Oxonium- und Chlorid-Ionen und Wassermoleküle.

{/sliders}

Verdünnte Salzsäure enthält hydratisierte Oxonium- und Chlorid-Ionen und Wassermoleküle.

d) Protolyseschema

Formuliere für diese Reaktion einmal das Protolyseschema: 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

{/sliders}

e) Erklärung:
Chlorwasserstoff-Gas reagiert mit Wasser. Im Zylinder entsteht ein Unterdruck. Die Oxonium-Ionen färben den Universalindikator/Bromthymolblau rot/gelb.

Wenn man sehr viel HCl-Gas in Wasser einleitet, reagieren nicht mehr alle HCl-Moleküle mit den H₂O-Molekülen. Diese HCl-Moleküle liegen „gelöst“ vor. Es ist so „rauchende“ bzw. konzentrierte Salzsäure entstanden.

9 Bildung von Calciumhydroxid aus Calciumoxid und Wasser

a) Bildung von Calciumhydroxid („Löschen von gebranntem Kalk“)

Hierfür wird in einem Experiment etwas Calcium(II)-Oxid in ein Reagenzglas gegeben und wenige Wasser zugetropft. 

Beobachtung: Das Reagenzglas wird sehr heiß! Es ist also eine freiwillige, exotherme Reaktion. 

Aufgabe: Formuliert die Reaktionsgleichung mit Hilfe von Strukturformeln (formuliert hierfür auch die Teilchen als Ionen). Zeichnet dann auch noch eine Protolyse-Schema für dies Reaktion mit den Teilchen, die bei dieser Reaktion beteiligt sind. 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

{/sliders}

b) Erhitzen von Calciumhydroxid

Die oben genannte Reaktion kann man aber auch Umkehren. Da die Bildung von Calciumhydroxid freiwillige und exotherm verläuft muss die Umkehrung natürlich unter Zwang und endotherm (also Energie in Wärme muss in das System hingesteckt werden) verlaufen. 

Aufgabe: Formuliert für die Umkehrung dieser Reaktion auch eine Reaktionsgleichung mit Hilfe von Strukturformeln und ein Protolyse-Schema. Wichtig für das Schema ist, dass die Säuren immer links stehen, die starke Säure oben links und die starke Base unten rechts. Außerdem zeigt der diagonale Pfeil an, ob eine Reaktion freiwillig ("bergab" = von oben nach unten) oder unfreiwillig ("bergauf" = von unten nach oben) verläuft. 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

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Säure-Base-Reaktionen (=Protolyse-Reaktionen)

1 Reaktion von Chlorwasserstoffgas mit festem Natriumhydroxid

2 Reaktion von Chlorwasserstoff-Gas mit Ammoniak-Gas

3 Reaktion von festem Ammoniumchlorid und festem Natriumhydroxid

4 Allgemeine Säure-Base-Definition nach Brønsted (1923)

5 Stärke von Säuren und Basen

6 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

7 Konzentration

8 Neutralisationsreaktion

9 Reaktion von verdünnter Salzsäure mit verdünnter Natronlauge

10 Reaktion von Calciumoxid mit Wasser

(x) Ammoniak-Gas + Wasser (Springbrunnen 2)

11 Technisch wichtige Säuren

11.1 Schwefelsäure

11.2 Schweflige Säure