Wasser

  • 3 Reaktion von festem Ammoniumchlorid und festem Natriumhydroxid

    a) Versuch mit Skizze

    Versuchsaufbau: Natriumhydroxid und Ammoniumchlorid wird zerrieben 

    Die beiden Salze NH₄Cl und NaOH werden gemeinsam im Mörser zerrieben. Nach dem Zerreiben wird ein angefeuchtetes Indikatorpapier über die Schale gehalten; zusätzlich wird eine Geruchsprobe vorgenommen.


    b) Beobachtung:

    Es entsteht ein stechend riechendes Gas. Das feuchte Indikatorpapier färbt sich blau. Die Festsubstanz im Mörser wird feucht.

    c) Auswertung:

    I. Teilchengleichung

    Teilchengleichung zur Bildung von Ammoniak und Wasser aus Ammoniumchlorid und Natriumhydroxid


    II. Reaktionsgleichung

    NH₄Cl + NaOH NH₃ + NaCl + H₂O
    Ammoniumchlorid   Natriumhydroxid   Ammoniak   Natriumchlorid   Wasser

    III. Protolysenschema

    Aufgabe: Formuliert für diese chemische Reaktion ein Protolyse-Schema

  • 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):

    Säure = Protonendonator - allgemeiner Bau 

    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.

    Base = Protonenakzeptor: enthält 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. 

    Wasser: Lewis-Formel (Strukturformel)

     

     

    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

  • 6 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

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

    Chlorwasserstoff: Lewis-Formel der polaren Bindung

    Wasser: Summenformel H₂O, polare Atombindung, Flüssigkeit, geruchslos

    Wasser: Lewis-Formel mit polaren Bindung

    a) Versuch:

    Springbrunnenversuch: Chlorwasserstoff-Gas und Wasser

    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:
    1. Möglichkeit:

    Chlorwassserstoff reagiert mit Wasser unter Bildung von Oxonium-Ionen und Chlorid-Ion

    2. Möglichkeit:

    Chlorwasserstoff reagiert mit Wasser - zweite Möglichkeit

    Chlorwasserstoff ist die stärkere Säure, Hydroxid-Ionen ist eine sehr starke Base (vgl später). Durch Elektrolyse wird die erste Möglichkeit bestätigt. 


    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.

    Aufbau: Elektrolyse von Salzsäure

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

    Reaktionsgleichung

    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.

    Reaktionsgleichung: Chlorwasserstoff und Wasser reagieren zu Oxonium-Ion und Chlorid-Ion

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


    d) Protolyseschema

    Protolyse-Schema: Chlorwasserstoff reagiert mit Wasser


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

    Salzsäure: = wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff

    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.

      Leitfähigkeit Geruch Indikatorpapier Teilchen
    verdünnte Salzsäure + - rot H₂O, H₃O⁺, Cl⁻
    rauchende Salzsäure + + rot H₂O, H₃O⁺, Cl⁻, HCl
  •  

    Säure-Base-Reaktionen (=Protolyse-Reaktionen)

    In diesem Kapitel geht es um die zweite Möglichkeit, wie eine chemische Reaktion ablaufen kann. Dabei werden zunächst einige typische Beispiele betrachtet. Danach wird die Definition (die bis dahin sowieso wohl schon vielen klar sein wird) aufgestellt. 

    1 Reaktion von Chlorwasserstoffgas mit festem Natriumhydroxid

    Hinweis: Um die Vorgänge besser nachvollziehen zu können gibt es hier ein Periodensystem der Elemente-Popup

    Ausgangsstoffe: 

    Name Summenformel Strukturformel Bindung
    Chlorwasserstoff HCl 01 01 00 hcl molekuel polare bindung 06 Polare Atombindung
    Natriumhydroxid NaOH  Strukturformel - Ionenbindung von Natriumhydroxid Ionenbindung

    a) Versuch:

    01 00 00 ta va hcl und naohAbb.: Herstellung von HCl und anschließende Reaktion mit NaOH

    b) Beobachtung

    Natriumhydroxid überzieht sich mit einem weißen Feststoff; am Ende des Glasrohres schlägt sich eine farblose Flüssigkeit nieder, das Reaktionsrohr erwärmt sich.

    c) Auswertung: Folgende Teilchen reagieren miteinander:
    I Teilchengleichung:

    01 00 00 ta hcl u naoh h2o und cl

    Na¹⁺OH¹⁻ + HCl → H₂O + Na¹⁺Cl¹⁻

    NaOH(s) + HCl(g) → H₂O(l) + NaCl(s) ΔH < 0

    d) Protolyse-Schema
    Allgemeines Protolyse-Schema

    Ein Protolyse-Schema funktioniert analog zum Redox-Schema (siehe vorheriges Kapitel). Hier zunächst ein allgemeines Schema (welches für alle Säure-Base-Reaktion so gelten kann): 

    Allgemeines Protolyse-Schema

    Protolyse-Sschema für die Bildung von Natriumchlorid

    Protolyse-Schema für Chlorwasserstoff und Natriumhydroxid

    e) Erklärung der exothermen Reaktion

     ΔH > 0 (positiv, endotherm) ΔH < 0 (negativ, exotherm) 
    • Deprotonierung von Chlorwasserstoff
    • Gitterspaltung von Natriumhydroxid
    • Protonierung des Hydroxid-Ions
    • Gitterbildung von Natriumchlorid
    • wasserstoffbrückenbildung zwischen verschiedenen H₂O-Molekülen

    Ergebnis: ΔH < 0 (negativ, exotherm) überwiegt.