Reaktionen in Wasser und Stöchiometrie in Lösungen

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1 Reaktionen in Wasser und Stöchiometrie in Lösungen 4.1 Allgemeine Eigenschaften wässriger Lösungen 4.2 Fällungsreaktionen Säure-Base-Reaktionen 4.4 Redoxreaktionen 4.5 Konzentrationen von Lösungen 4.6 Stöchiometrie von Lösungen und chemische Analyse ÜBERBLICK

2 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN WAS UNS ERWARTET Wir beginnen damit, die Natur von in Wasser gelösten Substanzen zu untersuchen, und schauen uns an, ob diese Substanzen in Wasser als Ionen, Moleküle oder als Gemisch aus Ionen und Molekülen vorliegen. Diese Informationen benötigen wir, um zu verstehen, wie Substanzen in wässrigen Lösungen reagieren (Abschnitt 4.1). In wässrigen Lösungen gibt es drei grundsätzlich verschiedene Reaktionsarten: In Fällungsreaktionen entsteht aus löslichen Reaktanten ein unlösliches Produkt (Abschnitt 4.2). In Säure-Base-Reaktionen werden zwischen Reaktanten H + -Ionen übertragen (Abschnitt 4.3). In Oxidations-Reduktions-Reaktionen werden zwischen Reaktanten Elektronen übertragen (Abschnitt 4.4). Reaktionen zwischen Ionen können durch ionische Gleichungen beschrieben werden. Aus diesen ist z. B. ersichtlich, wie Ionen miteinander zu einem Niederschlag reagieren oder wie sie aus der Lösung entfernt oder auf eine andere Weise modifiziert werden (Abschnitt 4.2). Nach der Untersuchung der Eigenschaften der wichtigsten chemischen Reaktionsarten und ihrer Beschreibung werden wir uns damit befassen, wie Konzentrationen von Lösungen ausgedrückt werden können (Abschnitt 4.5). Wir schließen das Kapitel damit ab zu untersuchen, wie mit Hilfe der Stöchiometrie die Stoffmengen bzw. Konzentrationen verschiedener Substanzen ermittelt werden können (Abschnitt 4.6). 2

3 4.1 Allgemeine Eigenschaften wässriger Lösungen Das Wasser des pazifischen Ozeans ist Teil der Weltmeere, die etwa zwei Drittel der Oberfläche der Erde bedecken. Die Verbindung Wasser hat bei der Entwicklung der Erde eine Schlüsselrolle gespielt. Das Leben selbst ist mit großer Sicherheit im Wasser entstanden und anhand der Abhängigkeit aller Lebensformen von Wasser konnten viele biologische Strukturen aufgeklärt werden. Unser Körper besteht zu etwa 60 Massen-% aus Wasser. Wir werden im Verlauf des Kapitels erfahren, dass Wasser viele ungewöhnliche Eigenschaften aufweist, die für die Erhaltung des Lebens auf der Erde von grundlegender Wichtigkeit sind. Auf den ersten Blick scheint es zwischen dem Wasser der Weltmeere und dem aus Seen oder dem Wasserhahn in der Küche keinen großen Unterschied zu geben. Schon ein Schluck dieses Wassers lässt uns jedoch einen wichtigen Unterschied erkennen. Wasser hat die außergewöhnliche Fähigkeit, viele verschiedene Substanzen zu lösen. In der Natur vorkommendes Wasser enthält egal, ob sich um Trinkwasser aus der Leitung, um klares Gebirgsquellwasser oder um Meerwasser handelt eine Vielzahl verschiedener gelöster Substanzen. Lösungen, in denen Wasser das Lösungsmittel ist, werden wässrige Lösungen genannt. Meerwasser unterscheidet sich von so genanntem Süßwasser hinsichtlich seiner viel höheren Konzentration gelöster ionischer Substanzen. Wasser ist das Reaktionsmedium der meisten chemischen Reaktionen, die in uns und um uns herum stattfinden. Im Blut gelöste Nährstoffe gelangen zu unseren Zellen, wo sie Reaktionen eingehen, die uns am Leben erhalten. Autoteile rosten, wenn sie in Kontakt mit wässrigen Lösungen gelangen, die verschiedene gelöste Substanzen enthalten. Die Löslichkeit von Kohlendioxid in Wasser (CO 2 (aq)) ermöglicht die Entstehung spektakulärer unterirdischer Tropfsteinhöhlen (Abbildung 4.1). Abbildung 4.1 Tropfsteinhöhle. Beim Lösen von CO 2 in Wasser entsteht eine leicht saure Lösung. Tropfsteinhöhlen bilden sich durch die Fähigkeit dieser sauren Lösung, das im Kalkstein enthaltene CaCO 3 zu lösen. CaCO 3 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (aq) Ca(HCO 3 ) 2 (aq) (4.1) In Kapitel 3 haben wir einige einfache chemische Reaktionsarten und ihre Beschreibung durch chemische Reaktionsgleichungen kennen gelernt. In diesem Kapitel werden wir mit der Untersuchung chemischer Reaktionen fortfahren und unser Hauptaugenmerk dabei auf wässrige Lösungen richten. Ein großer Teil wichtiger chemischer Reaktionen findet in wässrigen Lösungen statt. Es ist daher wichtig, die Fachwörter und Konzepte zu erlernen, die zum Verständnis und zur Beschreibung dieser Vorgänge notwendig sind. Zudem werden wir die in Kapitel 3 eingeführten Konzepte der Stöchiometrie erweitern und lernen, wie die Konzentrationen von Lösungen ausgedrückt und verwendet werden können. Allgemeine Eigenschaften wässriger Lösungen 4.1 Unter einer Lösung versteht man ein homogenes Gemisch von mindestens zwei Substanzen (siehe Abschnitt 1.2). Die Substanz, die in der größeren Menge vorliegt, wird dabei normalerweise als Lösungsmittel bezeichnet. Die anderen Substanzen in der Lösung sind im Lösungsmittel gelöste Substanzen. Wenn z. B. eine kleine Menge Natriumchlorid (NaCl) in einer großen Menge Wasser gelöst wird, ist Wasser das Lösungsmittel und Natriumchlorid ist die in diesem Lösungsmittel gelöste Substanz. 3

4 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN Elektrolytische Eigenschaften Abbildung 4.2 Messung der Ionenkonzentration mit Hilfe der Leitfähigkeit Stellen Sie sich vor, Sie stellen zwei wässrige Lösungen her, indem Sie einen Teelöffel Kochsalz (Natriumchlorid) und einen Teelöffel Rohrzucker in je einer Tasse Wasser auflösen. Beide Lösungen sind durchsichtig und farblos. Wie unterscheiden sie sich? Ein Unterschied, der vielleicht nicht unmittelbar ersichtlich ist, besteht in ihrer elektrischen Leitfähigkeit. Die Salzlösung ist ein guter elektrischer Leiter, die Zuckerlösung hingegen nicht. Wir können die Leitfähigkeit einer Lösung z. B. mit Hilfe der Vorrichtung und aus Abbildung 4.2 ermitteln. Um die Glühbirne zum Leuchten zu bringen, muss zwischen den in der Lösung eingetauchten Elektroden ein elektrischer Strom fließen. Obwohl Wasser selbst ein schlechter elektrischer Leiter ist, sorgt die Anwesenheit von Ionen dafür, dass wässrige Lösungen gute Leiter werden. Die Ionen transportieren die elektrische Ladung von einer Elektrode zur anderen und schließen damit den elektrischen Stromkreis. Die Leitfähigkeit der NaCl-Lösung deutet daher auf die Anwesenheit, die fehlende Leitfähigkeit der Saccharoselösung hingegen auf die Abwesenheit von Ionen hin. Wenn NaCl in Wasser gelöst wird, enthält die Lösung Na + und Cl -Ionen, die jeweils von Wassermolekülen umgeben sind. Wenn Saccharose (C 12 H 22 O 11 ) in Wasser gelöst wird, enthält die Lösung lediglich neutrale Saccharosemoleküle, die von Wassermolekülen umgeben sind. ELEKTROLYTISCHE EIGENSCHAFTEN Eine Methode, zwei wässrige Lösungen zu unterscheiden, besteht in der Messung ihrer elektrischen Leitfähigkeiten. Die Leitfähigkeit einer Lösung hängt von der Anzahl der in ihr gelösten Ionen ab. Eine Lösung eines Elektrolyt enthält Ionen, die als Ladungsträger dienen und die Glühbirne zum Leuchten bringen. Keine Ionen Wenige Ionen Viele Ionen Eine Lösung eines Nichtelektrolyt enthält keine Ionen, die Glühbirne leuchtet nicht. Wenn die Lösung nur eine geringe Anzahl Ionen enthält, leuchtet die Glühbirne nur schwach. Wenn die Lösung eine große Anzahl Ionen enthält, leuchtet die Glühbirne stark. 4

5 4.1 Allgemeine Eigenschaften wässriger Lösungen Eine Substanz, die wie NaCl in wässrigen Lösungen Ionen bildet, wird Elektrolyt genannt. Eine Substanz dagegen, die wie C 12 H 22 O 11 in Lösungen keine Ionen bildet, wird Nichtelektrolyt genannt. Der Unterschied zwischen NaCl und C 12 H 22 O 11 ergibt sich größtenteils aus der Tatsache, dass NaCl ionisch, C 12 H 22 O 11 dagegen molekular aufgebaut ist. Ionische Verbindungen in Wasser Erinnern Sie sich daran, dass wir in Abschnitt 2.7 und Abbildung 2.23 festgestellt haben, dass festes NaCl aus einer geordneten Anordnung von Na + und Cl -Ionen besteht. Wenn NaCl in Wasser gelöst wird, werden die Ionen aus ihrer Festkörperstruktur gelöst und verteilen sich, wie in Abbildung 4.3(a) gezeigt, gleichmäßig im Lösungsmittel. Der ionische Festkörper dissoziiert beim Auflösen in seine ionischen Bestandteile. Wasser ist ein sehr gutes Lösungsmittel für ionische Verbindungen. Obwohl Wasser ein elektrisch neutrales Molekül ist, ist ein Teil des Moleküls (das O-Atom) elektronenreich und weist daher eine negative Partialladung auf, die durch das Zeichen d kenntlich gemacht wird. Der andere Teil (die H-Atome) weist eine positive Partialladung auf, die durch d+ kenntlich gemacht wird. Positive Ionen (Kationen) werden vom negativen Teil von H 2 O und negative Ionen (Anionen) vom positiven Teil angezogen. Bei der Auflösung einer ionischen Verbindung werden die Ionen wie in Abbildung 4.3(a) von H 2 O-Molekülen umgeben. Man sagt, die Ionen werden solvatisiert. Durch diese Solvatation werden die Ionen in der Lösung stabilisiert und eine Rekombination der Kationen und Anionen verhindert. Weil die Ionen und ihre Hüllen aus umgebenden Wassermolekülen sich frei bewegen können, verteilen sie sich gleichmäßig in der Lösung. Wir können normalerweise die Art der in einer Lösung vorliegenden Ionen einer ionischen Verbindung anhand des chemischen Namens der Substanz vorhersagen. Natriumsulfat (Na 2 SO 4 ) dissoziiert z.b. in Natrium- und Sulfationen (Na+ und SO 2 4 ). Um die Formen, in denen ionische Verbindungen in wässrigen Lösungen vorliegen, vorhersagen zu können, ist es nötig, dass Sie sich die Formeln und Ladungen der häufig vorkommenden Ionen merken (Tabelle 2.4 und 2.5). d d d DENKEN SIE EINMAL NACH Welche Ionen liegen in einer Lösung von (a) KCN und (b) NaClO 4 vor? Molekulare Verbindungen in Wasser Wenn eine molekulare Verbindung in Wasser gelöst wird, besteht die Lösung normalerweise aus intakten Molekülen, die in der Lösung verteilt vorliegen. Aus diesem Grund sind die meisten molekularen Verbindungen Nichtelektrolyte. Rohrzucker (Saccharose) ist, wie wir bereits festgestellt haben, ein Beispiel eines Nichtelektrolyts. Ein weiteres Beispiel stellt eine Lösung von Methanol (CH 3 OH) in Wasser dar, die vollständig aus im Wasser verteilten CH 3 OH-Molekülen besteht [Abbildung 4.3(b)]. Es gibt jedoch einige molekulare Substanzen, deren wässrige Lösungen Ionen enthalten. Bei den wichtigsten dieser Substanzen handelt es sich um Säuren. Wenn z. B. HCl(g) in Wasser gelöst wird, bildet sich Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure), die ionisiert, also in H + (aq) und Cl (aq)-ionen dissoziiert. Starke und schwache Elektrolyte Es gibt zwei Kategorien Elektrolyte, starke und schwache, die sich hinsichtlich ihrer elektrischen Leitfähigkeit unterscheiden. Starke Elektrolyte liegen in Lösung vollständig oder nahezu vollständig als Ionen vor. Bei fast allen löslichen ionischen 5

6 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN (a) (b) Abbildung 4.3 Wässrige Lösungen. (a) Beim Lösen einer ionischen Verbindung in Wasser trennen, umgeben und verteilen die H 2 O-Moleküle die Ionen in der Flüssigkeit. (b) Methanol (CH 3 OH), eine molekulare Verbindung, löst sich, ohne dabei Ionen zu bilden. Die Methanolmoleküle sind an den schwarzen Kugeln zu erkennen, die für Kohlenstoffatome stehen. In beiden Bildern wurden nur wenige Wassermoleküle gezeichnet, um die gelösten Teilchen besser erkennen zu können. Verbindungen (wie z. B. NaCl) und einigen molekularen Verbindungen (wie z. B. HCl) handelt es sich um starke Elektrolyte. Schwache Elektrolyte liegen in Lösung überwiegend als Moleküle vor und nur ein kleiner Anteil ist in Ionen dissoziiert. In einer Essigsäurelösung (CH 3 COOH) liegt z.b. der überwiegende Teil der Verbindung als CH 3 COOH -Moleküle vor. Nur ein kleiner Teil (etwa 1%) des CH 3 COOH ist in H + (aq) und CH 3 COO (aq)-ionen dissoziiert. Wir müssen jedoch sorgfältig zwischen der Löslichkeit eines Elektrolyts und seiner Stärke unterscheiden. CH 3 COOH ist z.b. sehr gut in Wasser löslich, jedoch ein schwacher Elektrolyt. Ba(OH) 2 ist dagegen wenig löslich, die Menge der Substanz jedoch, die sich löst, dissoziiert nahezu vollständig, es handelt sich also um einen starken Elektrolyten. Wenn ein schwacher Elektrolyt wie Essigsäure in Lösung dissoziiert, können wir die folgende Reaktionsgleichung aufstellen: CH 3 COOH(aq) Δ H + (aq) + CH 3 COO - (aq) (4.2) DENKEN SIE EINMAL NACH Bei welcher der beiden folgenden Lösungen leuchtet die in Abbildung 4.2 gezeigte Glühbirne heller: CH 3 OH oder MgBr 2? Der Doppelpfeil macht deutlich, dass ein chemisches Gleichgewicht vorliegt. Es gibt zu jeder Zeit CH 3 COOH-Moleküle, die zu H + und CH 3 COO ionisiert werden, während es gleichzeitig H + und CH 3 COO -Ionen gibt, die zu CH 3 COOH rekombinieren. Die Bilanz zwischen diesen beiden gegenläufigen Prozessen bestimmt die relative Anzahl der vorliegenden Ionen und neutralen Moleküle. Diese Bilanz führt zu einem chemischen Gleichgewicht, das bei jedem schwachen Elektrolyten unterschiedlich ist. Chemische Gleichgewichte sind von außerordentlicher Wichtigkeit und wir werden uns in den Kapiteln näher mit ihnen auseinander setzen. Chemiker verwenden zur Darstellung der Ionisierung eines schwachen Elektrolyten einen Doppelpfeil, zur Darstellung der Ionisierung eines starken Elektrolyten dagegen einen einfachen Pfeil. Weil es sich bei HCl um einen starken Elektrolyten handelt, schreiben wir die Gleichung für die Ionisierung von HCl wie folgt: HCl(aq) H + (aq) + Cl - (aq) (4.3) 6

7 4.2 Fällungsreaktionen ÜBUNGSBEISPIEL 4.1 Relative Anzahl der Anionen und Kationen und chemische Formeln Im Diagramm rechts unten ist eine wässrige Lösung einer der folgenden Verbindungen dargestellt: MgCl 2, KCl oder K 2 SO 4. Welcher Verbindung entspricht das Diagramm am ehesten? Lösung Analyse: Wir sollen die im Diagramm dargestellten geladenen Kugeln den in Lösung vorliegenden Ionen einer ionischen Substanz zuordnen. Plan: Wir untersuchen die angegebenen ionischen Substanzen und ermitteln die relative Anzahl und die Ladungen der Ionen, die sie enthalten. Anschließend ordnen wir diese geladenen ionischen Teilchen denen im Diagramm zu. Lösung: Im Diagramm sind 2-mal so viel Kationen wie Anionen dargestellt, dies entspricht der Verbindung K 2 SO 4. Überprüfung: Beachten Sie, dass die Gesamtladung im Diagramm gleich null ist, wie es die Elektroneutralität erfordert. ÜBUNGSAUFGABE Nehmen Sie an, Sie sollten Diagramme (wie das auf der rechten Seite) von wässrigen Lösungen der folgenden ionischen Verbindungen zeichnen. Wie viele Anionen würden die Diagramme enthalten, wenn jeweils sechs Kationen vorlägen? (a) NiSO 4, (b) Ca(NO 3 ) 2, (c) Na 3 PO 4, (d) Al 2 (SO 4 ) 3. Antworten: (a) 6 (b) 12 (c) 2 (d) 9 Die Abwesenheit des rückwärts gerichteten Pfeils macht deutlich, dass die H + und Cl -Ionen keinerlei Neigung dazu haben, in Wasser zu HCl-Molekülen zu rekombinieren. In den folgenden Abschnitten werden wir uns näher damit befassen, wie wir anhand der Zusammensetzung einer Verbindung vorhersagen können, ob es sich um einen starken Elektrolyten, einen schwachen Elektrolyten oder um einen Nichtelektrolyten handelt. Im Moment genügt es uns festzuhalten, dass lösliche ionische Verbindungen starke Elektrolyte sind. Wir können ionische Verbindungen daran erkennen, dass sie aus Metallen und Nichtmetallen aufgebaut sind [wie z.b. NaCl, FeSO 4 und Al(NO 3 ) 3 ] oder das Ammoniumion (NH + 4 ) enthalten [wie z.b. NH 4 Br und (NH 4 ) 2 CO 3 ]. Fällungsreaktionen In Abbildung 4.4 ist das Mischen von zwei klaren Lösungen dargestellt. Eine Lösung enthält Bleinitrat (Pb(NO 3 ) 2 ), die andere Kaliumiodid (KI). Bei der Reaktion zwischen diesen beiden Lösungen entsteht ein unlösliches gelbes Produkt. Reaktionen, in denen einen unlösliches Produkt entsteht, werden Fällungsreaktionen genannt. In einer solchen Reaktion entsteht ein Niederschlag, der aus einem unlöslichen Festkörper besteht. In Abbildung 4.4 besteht der Niederschlag aus Bleiiodid (PbI 2 ), einer Verbindung, die in Wasser schlecht löslich ist: Pb(NO 3 ) 2 (aq) + 2 KI(aq) PbI 2 (s) + 2 KNO 3 (aq) (4.4) Das andere Produkt der Reaktion, Kaliumnitrat, verbleibt in Lösung. Fällungsreaktionen finden statt, wenn bestimmte gegensätzlich geladene Ionen sich so stark anziehen, dass sie einen unlöslichen ionischen Festkörper bilden. Um zu beurteilen, ob bestimmte Ionenkombinationen unlösliche Verbindungen bilden, wollen wir uns zunächst einige Faustregeln zur Löslichkeit häufig auftretender ionischer Substanzen anschauen. 7

8 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN FÄLLUNGSREAKTION Reaktionen, in denen ein unlösliches Produkt entsteht, werden Fällungsreaktionen genannt. Pb 2 I NO 3 K 2 KI(aq) Pb(NO 3 ) 2 (aq) PbI 2 (s) 2 KNO 3 (aq) Bei Zugabe einer farblosen Kaliumiodidlösung (KI) entsteht ein gelber Niederschlag aus zu einer farblosen Bleiiodid (PbI ), der sich langsam am Bleinitratlösung 2 Boden des Becherglases absetzt. Abbildung 4.4 Eine Fällungsreaktion. Faustregeln zur Löslichkeit ionischer Verbindungen Die Löslichkeit einer Substanz bei einer bestimmten Temperatur ist definiert als die Menge der Substanz, die bei dieser Temperatur in einer bestimmten Menge Lösungsmittel gelöst werden kann. So lassen sich z.b. in einem Liter Wasser bei 25 C nur 1,2 μ 10 3 mol PbI 2 lösen. Wir werden bei unseren Untersuchungen alle Substanzen mit einer Löslichkeit, die geringer als 0,01 mol/l ist, als unlöslich betrachten. In diesen Fällen ist die zwischen den gegensätzlich geladenen Ionen im Festkörper bestehende Anziehung so stark, dass die Wassermoleküle nicht in der Lage sind, die einzelnen Ionen zu trennen. Die Substanz liegt also größtenteils ungelöst vor. Unglücklicherweise gibt es keine einfachen physikalischen Eigenschaften (wie etwa die Ionenladung), anhand derer man die Löslichkeit einer bestimmten ionischen Verbindung vorhersagen könnte. Aus experimentellen Beobachtungen wurden jedoch einige Anhaltspunkte und Regeln zur Vorhersage der Löslichkeit ionischer Verbindungen abgeleitet. Experimente haben z.b. gezeigt, dass alle gewöhnlichen ionischen Verbindungen, die das Nitration (NO 3 ) enthalten, in Wasser löslich sind. In 8

9 4.2 Fällungsreaktionen Tabelle 4.1 Faustregeln zur Löslichkeit gängiger ionischer Verbindungen in Wasser Lösliche Ionenverbindungen Wichtige Ausnahmen Verbindungen mit NO 3 keine CH 3 COO keine Cl Verbindungen mit Ag +,Hg 2+ 2 und Pb 2+ Unlösliche Ionenverbindungen Br Verbindungen mit Ag +,Hg 2 2+ und Pb 2+ I Verbindungen mit Ag +,Hg 2 2+ und Pb 2+ SO 4 2 Verbindungen mit Sr 2+,Ba 2+,Hg 2 2+ und Pb 2+ Wichtige Ausnahmen Verbindungen mit S 2 Verbindungen mit NH + 4, den Alkalimetallkationen und Ca 2+,Sr 2+ und Ba 2+ CO 3 2 PO 4 3 OH Verbindungen mit NH 4 + und den Alkalimetallkationen Verbindungen mit NH + 4 und den Alkalimetallkationen Verbindungen mit den Alkalimetallkationen und NH + 4,Ca 2+,Sr 2+ und Ba 2+ Tabelle 4.1 sind einige Löslichkeitsregeln für häufig vorkommende ionische Verbindungen zusammengefasst. Die Tabelle ist nach den Anionen der Verbindung geordnet, sie enthält jedoch auch viele wichtige Aussagen über Kationen. Beachten Sie, dass alle gewöhnlichen ionischen Verbindungen der Alkalimetallionen (Gruppe 1A des Periodensystems) und des Ammoniumions (NH + 4 ) in Wasser löslich sind. ÜBUNGSBEISPIEL 4.2 Verwendung der Löslichkeitsregeln Sind die folgenden ionischen Verbindungen in Wasser löslich oder unlöslich? (a) Natriumcarbonat (Na 2 CO 3 ), (b) Bleisulfat (PbSO 4 ). Lösung Analyse: Es sind die Namen und Formeln von zwei ionischen Verbindungen angegeben. Wir sollen entscheiden, ob diese in Wasser löslich sind oder nicht. Plan: Wir verwenden zur Beantwortung der Frage die Tabelle 4.1. Wir müssen unsere Aufmerksamkeit also auf das Anion der jeweiligen Verbindung richten, weil die Tabelle nach Anionen geordnet ist. Lösung: (a) Gemäß Tabelle 4.1 sind die meisten Carbonate unlöslich, Carbonate der Alkalimetallkationen (wie das Natriumion) stellen jedoch eine Ausnahme von dieser Regel dar und sind löslich. Na 2 CO 3 ist also in Wasser löslich. (b) In Tabelle 4.1 wird aufgeführt, dass fast alle Sulfate wasserlöslich sind, das Sulfat von Pb 2+ jedoch eine Ausnahme darstellt. PbSO 4 ist also unlöslich in Wasser. ÜBUNGSAUFGABE Sind die folgenden ionischen Verbindungen in Wasser löslich oder unlöslich? (a) Kobalt(II)hydroxid, (b) Bariumnitrat, (c) Ammoniumphosphat. Antworten: (a) unlöslich, (b) löslich, (c) löslich. 9

10 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN Um vorherzusagen, ob sich beim Mischen von zwei wässrigen Lösungen zweier starker Elektrolyte ein Niederschlag bildet, müssen wir (1) feststellen, welche Ionen in den Lösungen vorhanden sind, (2) alle möglichen Kombinationen von Anionen und Kationen berücksichtigen und (3) aus Tabelle 4.1 entnehmen, ob irgendeine der Kombinationen unlöslich ist. Bildet sich z. B. ein Niederschlag, wenn Lösungen von Mg(NO 3 ) 2 und NaOH gemischt werden? Sowohl Mg(NO 3 ) 2 als auch NaOH sind lösliche ionische Verbindungen und starke Elektrolyte. Beim Mischen von Mg(NO 3 ) 2 (aq) und NaOH(aq) entsteht zunächst eine Lösung mit den Ionen Mg 2+, NO 3, Na + und OH. Bildet eins dieser Kationen mit einem der Anionen eine unlösliche Verbindung? Abgesehen von Wechselwirkungen zwischen den jeweiligen Reaktanten selbst sind zwischen Mg 2+ und OH sowie zwischen Na + und NO 3 Wechselwirkungen möglich. Aus Tabelle 4.1 entnehmen wir, dass Hydroxide im Allgemeinen unlöslich sind. Weil Mg 2+ keine Ausnahme darstellt, ist Mg(OH) 2 unlöslich und bildet daher einen Niederschlag. NaNO 3 ist dagegen löslich, Na + und NO 3 verbleiben also in Lösung. Die ausgeglichene Gleichung der Fällungsreaktion lautet Mg(NO 3 ) 2 (aq) + 2 NaOH(aq) Mg(OH) 2 (s) + 2 NaNO 3 (aq) (4.5) Austauschreaktionen (Metathesereaktionen) Beachten Sie, dass in Gleichung 4.5 die Kationen der beiden Reaktanten ihre Anionen austauschen Mg 2+ gehört nach der Reaktion zu OH, während Na + zu NO 3 gehört. Die chemischen Formeln der Produkte basieren auf den Ladungen der Ionen zur Bildung einer neutralen Verbindung mit Mg 2+ werden zwei OH -Ionen benötigt, während zur Bildung einer neutralen Verbindung mit Na + ein NO 3 -Ion benötigt wird (siehe Abschnitt 2.7). Die Gleichung kann erst ausgeglichen werden, nachdem die chemischen Formeln der Produkte bestimmt worden sind. Reaktionen, in denen die positiven und negativen Ionen ihre jeweiligen Partner tauschen, verhalten sich gemäß der folgenden allgemeinen Gleichung: Beispiel: AX + BY AY + BX AgNO 3 (aq) + KCl(aq) AgCl(s) + KNO 3 (aq) (4.6) Derartige Reaktionen werden Austauschreaktionen oder Metathesereaktionen genannt (nach dem griechischen Wort für umwandeln ). Fällungsreaktionen folgen genau wie viele Säure-Base-Reaktionen (s. Abschnitt 4.3) diesem Reaktionsmuster. Um eine Metathesereaktion zu vervollständigen und auszugleichen, gehen Sie wie folgt vor: 1. Bestimmen Sie mit Hilfe der chemischen Formeln der Reaktanten, welche Ionen vorliegen. 2. Schreiben Sie die chemischen Formeln der Produkte auf, indem Sie das Kation eines Reaktanten mit dem Anion des jeweils anderen Reaktanten kombinieren. (Bestimmen Sie aus den Ladungen der Ionen die Indizes der chemischen Formeln.) 3. Gleichen Sie zum Schluss die Gleichung aus. 10

11 4.2 Fällungsreaktionen ÜBUNGSBEISPIEL 4.3 Aufstellen einer Metathesereaktionsgleichung (a) Bestimmen Sie die Verbindung, die beim Mischen von Lösungen von BaCl 2 und K 2 SO 4 einen Niederschlag bildet. (b) Geben Sie die ausgeglichene chemische Reaktionsgleichung an. Lösung Analyse: Es sind zwei ionische Reaktanten angegeben. Wir sollen bestimmen, welches unlösliche Produkt aus diesen gebildet wird. Plan: Zunächst müssen wir die in den Reaktanten vorhandenen Ionen bestimmen und die Anionen der beiden Kationen vertauschen. Sobald wir die chemischen Formeln der Produkte kennen, können wir aus Tabelle 4.1 entnehmen, welches Produkt in Wasser unlöslich ist, und die chemische Gleichung der Reaktion aufstellen. Lösung: (a) Die Reaktanten enthalten Ba 2+, Cl, K + und SO 4 2 -Ionen. Wenn wir die Anionen vertauschen, erhalten wir die Verbindungen BaSO 4 und KCl. Gemäß Tabelle 4.1 sind die meisten Verbindungen mit SO 4 2 löslich, die Verbindung mit Ba 2+ jedoch nicht. BaSO 4 ist also unlöslich und fällt aus der Lösung aus. KCl ist dagegen löslich. (b) Aus Teil (a) kennen wir die chemischen Formeln der Produkte: BaSO 4 und KCl. Die ausgeglichene chemische Gleichung mit Angabe der Phasen lautet: BaCl 2 (aq) + K 2 SO 4 (aq) BaSO 4 (s) + 2 KCl(aq) ÜBUNGSAUFGABE (a) Welche Verbindung fällt beim Mischen von Lösungen von Fe 2 (SO 4 ) 3 und LiOH aus? (b) Geben Sie eine ausgeglichene Gleichung dieser Reaktion an. (c) Bildet sich ein Niederschlag, wenn Lösungen von Ba(NO 3 ) 2 und KOH vermischt werden? Antworten: (a) FeOH 3, (b) Fe 2 (SO 4 ) 3 (aq) + 6 LiOH(aq) 2 Fe(OH) 3 (s) + wasserlöslich). 3 Li 2 SO 4 (aq), (c) nein (beide möglichen Produkte sind Ionische Gleichungen Beim Aufstellen von chemischen Reaktionsgleichungen in wässrigen Lösungen ist es oft hilfreich, explizit anzugeben, ob die gelösten Substanzen überwiegend als Ionen oder als Moleküle vorliegen. Lassen Sie uns die zuvor in Abbildung 4.4 dargestellte Fällungsreaktion zwischen Pb(NO 3 ) 2 und 2 Kl noch einmal genauer betrachten: Pb(NO 3 ) 2 (aq) + 2 KI(aq) PbI 2 (s) + 2 KNO 3 (aq) Eine auf diese Weise geschriebene Gleichung, die die vollständigen chemischen Formeln der Reaktanten und Produkte enthält, wird Molekulargleichung genannt. Sie enthält die chemischen Formeln der Reaktanten und Produkte, ohne ihren ionischen Charakter anzugeben. Weil Pb(NO 3 ) 2, KI und KNO 3 lösliche ionische Verbindungen und deshalb starke Elektrolyte sind, können wir die in Lösung vorliegenden Ionen explizit angeben und die chemische Gleichung folgendermaßen schreiben: Pb 2+ (aq) + 2 NO - 3 (aq) + 2 K + (aq) + 2 I - (aq) PbI 2 (s) + 2 K + (aq) + 2 NO 3 - (aq) (4.7) Eine auf diese Weise aufgestellte Gleichung, die sämtliche starke Elektrolyte als Ionen enthält, wird vollständige Ionengleichung genannt. Beachten Sie, dass K + (aq) und NO 3 (aq) auf beiden Seiten der Gleichung 4.7 auftauchen. Ionen, die in einer vollständigen Ionengleichung auf beiden Seiten der Gleichung in identischer Form auftauchen, werden Zuschauerionen genannt. Sie sind zwar vorhanden, spielen jedoch für die Reaktion keine Rolle. Wenn Zuschauer- 11

12 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN ionen in der Reaktionsgleichung weggelassen werden (bzw. wie algebraische Größen herausgekürzt werden), ergibt sich die Nettoionengleichung. Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) PbI 2 (s) (4.8) Eine Nettoionengleichung enthält nur die Ionen und Moleküle, die unmittelbar an der Reaktion beteiligt sind. Ladungen bleiben in Reaktionen erhalten, so dass die Summe der Ionenladungen auf beiden Seiten der ausgeglichenen Nettoionengleichung gleich sein muss. In diesem Fall ergeben die Ladung des Kations (2+) und die zwei Ladungen der Anionen (1 ) zusammen null, die Ladung eines elektrisch neutralen Produkts. Wenn alle Ionen einer vollständigen Ionengleichung Zuschauerionen sind, findet keine Reaktion statt. ÜBUNGSBEISPIEL 4.4 Aufstellen einer Nettoionengleichung Stellen Sie die Nettoionengleichung für die Fällungsreaktion auf, die beim Mischen von Lösungen von Calciumchlorid und Natriumcarbonat auftritt. Lösung Analyse: Es sind die Namen der in einer Lösung vorhandenen Reaktanten angegeben, und wir sollen mit diesen Informationen eine Nettoionengleichung einer Fällungsreaktion aufstellen. Plan: Wir müssen zunächst die chemischen Formeln der Reaktanten und Produkte bestimmen und herausfinden, welches Produkt unlöslich ist. Anschließend stellen wir die Molekulargleichung auf und gleichen diese aus. Im nächsten Schritt schreiben wir alle löslichen starken Elektrolyte als in Ionen dissoziiert auf und erhalten eine vollständige Ionengleichung. Um schließlich die Nettoionengleichung zu erhalten, entfernen wir die Zuschauerionen. Lösung: Calciumchlorid besteht aus Calciumionen (Ca 2+ ) und Chloridionen (Cl ), eine wässrige Lösung der Substanz ist also CaCl 2 (aq). Natriumcarbonat besteht aus Na + -Ionen und CO 3 2 -Ionen, eine wässrige Lösung der Verbindung ist also Na 2 CO 3 (aq). In der Molekulargleichung einer Fällungsreaktion werden die Anionen der Reaktionspartner vertauscht. Aus Ca 2+ und CO 3 2 wird also CaCO 3 und aus CaCO 3 und Na + und Cl wird NaCl. Gemäß den Löslichkeitsregeln aus Tabelle 4.1 ist CaCO 3 unlöslich, NaCl dagegen löslich. Die ausgeglichene Molekulargleichung lautet CaCl 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) CaCO 3 (s) + 2 NaCl(aq) In einer vollständigen Ionengleichung werden ausschließlich gelöste starke Elektrolyte (wie z. B. lösliche ionische Verbindungen) als getrennte Ionen geschrieben. Die Bezeichnung (aq) erinnert uns daran, dass CaCl 2, NaCO 3 und NaCl als wässrige Lösung vorliegen. Es handelt sich zudem um starke Elektrolyte. CaCO 3 ist eine ionische Verbindung, jedoch nicht löslich. Formeln unlöslicher Verbindungen können wir nicht in ihre ionischen Bestandteile aufteilen. Die vollständige Ionengleichung lautet also Ca 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) + 2 Na + (aq) + CO 3 2- (aq) CaCO 3 (s) + 2 Na + (aq) + 2 Cl - (aq) Cl und Na + sind Zuschauerionen. Wenn wir diese entfernen, erhalten wir die folgende Nettoionengleichung: Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) CaCO 3 (s) Überprüfung: Wir können unser Ergebnis überprüfen, indem wir kontrollieren, ob sowohl die Elemente als auch die elektrischen Ladungen ausgeglichen sind. Auf beiden Seiten befinden sich ein Ca, ein C und drei O. Die Nettoladung ist auf beiden Seiten gleich 0. Anmerkung: Wenn in einer ionischen Gleichung kein Ion aus der Lösung entfernt oder irgendwie verändert wird, liegen nur Zuschauerionen vor und es findet keine Reaktion statt. ÜBUNGSAUFGABE Geben Sie die Nettoionengleichung der Fällungsreaktion an, die beim Mischen von wässrigen Silbernitrat- und Kaliumphosphatlösungen stattfindet. Antwort: 3 Ag + (aq) + PO 4 3- (aq) Ag 3 PO 4 (s) 12

13 4.3 Säure-Base-Reaktionen Nettoionengleichungen werden häufig verwendet, um die Ähnlichkeiten zwischen einer Vielzahl von Reaktionen, an denen Elektrolyte beteiligt sind, zu verdeutlichen. Gleichung 4.8 repräsentiert z.b. die wesentlichen Eigenschaften einer Fällungsreaktion zwischen einem starken Elektrolyten, der Pb 2+ enthält, und einem weiteren starken Elektrolyten, der I- enthält. Die Pb 2+ (aq) und I (aq)-ionen bilden zusammen die Verbindung PbI 2, die als Niederschlag ausfällt. Die Nettoionengleichung verdeutlicht also, dass die gleiche Nettoreaktion auch mit anderen Reaktanten stattfinden kann. Wässrige Lösungen von KI und MgI 2 weisen viele chemische Gemeinsamkeiten auf, weil beide Lösungen I -Ionen enthalten. Aus der vollständigen Gleichung sind wiederum die tatsächlich an der Reaktion teilnehmenden Reaktanten ersichtlich. Wir können die Vorgehensweise zum Aufstellen von Nettoionengleichungen in folgende Schritte zusammenfassen: 1. Geben Sie die ausgeglichene Molekulargleichung der Reaktion an. 2. Schreiben Sie die Gleichung neu auf und führen Sie dabei Ionen explizit auf, die entstehen, wenn alle löslichen starken Elektrolyte in ihre ionischen Bestandteile dissoziieren. Nur starke Elektrolyte, die in wässriger Lösung gelöst vorliegen, werden in ionischer Form geschrieben. 3. Identifizieren Sie Zuschauerionen und kürzen Sie diese heraus. Säure-Base-Reaktionen 4.3 Viele Säuren und Basen werden in der Industrie und im Haushalt verwendet (Abbildung 4.5), bei einigen handelt es sich auch um wichtige Bestandteile biologischer Flüssigkeiten. Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) ist z.b. nicht nur eine wichtige Industriechemikalie, sondern auch der Hauptbestandteil der Verdauungssäfte im Magen. Säuren und Basen sind außerdem wichtige Elektrolyte. Abbildung 4.5 Einige gebräuchliche Haushaltssäuren (links) und -basen (rechts). Säuren Säuren sind Substanzen, die in wässrigen Lösungen unter Bildung von Wasserstoffionen ionisieren, also zu einer Erhöhung der Konzentration von H + (aq)-ionen führen. Ein Wasserstoffatom besteht aus einem Proton und einem Elektron, H + ist also ein einfaches Proton. Säuren werden daher oft als Protonendonoren bezeichnet. In der nebenstehenden Abbildung sind die Molekülmodelle von drei wichtigen Säuren (HCl, HNO 3 und CH 3 COOH) dargestellt. Protonen werden wie andere Kationen [s. Abbildung 4.3 (a)] von umgebenden Wassermolekülen solvatisiert. Wir werden in Kapitel 16.2 noch genauer auf das Verhalten von Protonen in Wasser eingehen. Wenn wir chemische Gleichungen mit in Wasser gelösten Protonen aufstellen, schreiben wir diese einfach als H + (aq). Bei der Ionisierung von Molekülen verschiedener Säuren kann eine unterschiedliche Anzahl an H + -Ionen entstehen. Sowohl HCl als auch HNO 3 sind einbasige Säuren, d. h., pro Säuremolekül entsteht ein H +. Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) ist dagegen eine zweibasige Säure und aus einem Säuremolekül bilden sich zwei H +. Die Ionisierung von H 2 SO 4 und anderen zweibasigen Säuren findet in zwei Schritten statt: H 2 SO 4 (aq) H + (aq) + HSO - 4 (aq) (4.9) O H C N Cl HCl HNO 3 CH 3 COOH 13

14 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN HSO 4 - (aq) Δ H + (aq) + SO 4 2- (aq) (4.10) H 2 O OH Obwohl es sich bei H 2 SO 4 um einen starken Elektrolyten handelt, verläuft nur die erste Ionisierung vollständig. Wässrige Schwefelsäurelösungen enthalten also ein Gemisch aus H + (aq), H 2 SO 4 (aq) und SO 2 4 (aq). NH 3 NH 4 Basen Abbildung 4.6 Übertragung eines Wasserstoffions. Ein H 2 O-Molekül dient als Protonendonor (Säure), NH 3 als Protonenakzeptor (Base). Nur ein Teil des NH 3 reagiert mit H 2 O; NH 3 ist eine schwache Base. Basen sind Substanzen, die H + -Ionen aufnehmen. Beim Lösen von Basen in Wasser bilden sich Hydroxidionen (OH ). Ionische Hydroxidverbindungen wie NaOH, KOH und Ca(OH) 2 stellen die gebräuchlichsten Basen dar. Beim Lösen in Wasser dissoziieren sie in ihre ionischen Bestandteile und erhöhen die OH -Konzentration in der Lösung. Auch Verbindungen, die keine OH -Ionen enthalten, können als Basen wirken. Ammoniak (NH 3 ) ist z.b. eine gebräuchliche Base. In Wasser nimmt es ein H + -Ion eines Wassermoleküls auf und bildet auf diese Weise ein OH -Ion (Abbildung 4.6): NH 3 (aq) + H 2 O(l) Δ NH 4 + (aq) + OH - (aq) (4.11) Nur ein kleiner Teil (etwa 1%) des NH 3 bildet NH + 4 und OH -Ionen, eine wässrige Ammoniaklösung ist also ein schwacher Elektrolyt. Starke und schwache Säuren und Basen Säuren und Basen, die starke Elektrolyte sind (in Lösung vollständig ionisiert vorliegen), werden starke Säuren und starke Basen genannt. Säuren und Basen, die schwache Elektrolyte sind (nur teilweise ionisiert vorliegen), werden schwache Säuren und schwache Basen genannt. Starke Säuren sind reaktiver als schwache Säuren, wenn die Reaktivität nur von der Konzentration von H + (aq) abhängt. Die Reaktivität einer Säure kann jedoch auch vom Anion und von H + (aq) abhängen. Fluorwasserstoffsäure (Flusssäure) (HF) ist z. B. eine schwache Säure (in wässrigen Lösungen nur teilweise ionisiert), ist jedoch sehr reaktiv und greift viele Substanzen (einschließlich Glas) aggressiv an. Diese Reaktivität ist eine Folge der kombinierten Wirkung von H + (aq) und F (aq). Tabelle 4.2 Gängige starke Säuren und Basen Starke Säuren Chlorwasserstoffsäure (HCl) Bromwasserstoffsäure (HBr) Iodwasserstoffsäure (HI) Starke Basen Metallhydroxide der Gruppe 1A (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) schwere Metallhydroxide der Gruppe 2A [Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 ] Chlorsäure (HClO 3) Perchlorsäure (HClO 4) Salpetersäure (HNO 3 ) Schwefelsäure (H 2 SO 4) 14

15 4.3 Säure-Base-Reaktionen In Tabelle 4.2 sind einige häufig vorkommende Säuren und Basen aufgeführt. Diese Substanzen sollten Sie im Gedächtnis behalten. Beachten Sie bei der Betrachtung dieser Tabelle, dass einige der gebräuchlichsten Säuren wie z.b. HCl, HNO 3 und H 2 SO 4 starke Säuren sind. Drei der aufgeführten starken Säuren sind Wasserstoffverbindungen der Familie der Halogene. (HF ist jedoch eine schwache Säure.) Die Liste der starken Säuren ist sehr kurz. Die meisten Säuren sind dagegen schwache Säuren. Die einzigen gebräuchlichen starken Basen sind die Hydroxide von Li +, Na +, K +, Rb + und Cs + (der Alkalimetalle der Gruppe 1A) und die Hydroxide von Ca 2+, Sr 2+ und Ba 2+ (der schweren Erdalkalimetalle der Gruppe 2A). Bei diesen Verbindungen handelt es sich um lösliche Metallhydroxide. Die meisten anderen Metallhydroxide sind in Wasser unlöslich. NH 3 ist die gebräuchlichste schwache Base und reagiert mit Wasser unter Bildung von OH -Ionen (Gleichung 4.11). DENKEN SIE EINMAL NACH Welche der folgenden Verbindungen sind starke Säuren? H 2 SO 3, HBr, CH 3 COOH? ÜBUNGSBEISPIEL 4.5 Vergleich von Säurestärken In den folgenden Diagrammen sind die wässrigen Lösungen von drei Säuren (HX, HY und HZ) dargestellt. Die Wassermoleküle wurden aus Gründen der Übersichtlichkeit weggelassen. Ordnen Sie die Säuren nach ihrer Stärke. HX HY HZ Lösung Analyse: Wir sollen, ausgehend von schematischen Zeichnungen ihrer Lösungen, drei Säuren nach ihrer Stärke ordnen. Plan: Wir können aus der Zeichnung die relative Anzahl der vorhandenen ungeladenen molekularen Teilchen entnehmen. Die stärkste Säure ist diejenige, bei der in Lösung die meisten H + -Ionen und die wenigsten nicht dissoziierten Moleküle vorliegen. Die schwächste Säure ist diejenige, bei der die größte Anzahl nicht dissoziierter Moleküle vorliegt. Lösung: Die Reihenfolge lautet HY>HZ>HX. HY ist eine starke Säure, weil sie vollständig ionisiert ist (es liegen keine HY-Moleküle in Lösung vor), währen sowohl HX als auch HZ schwache Säuren sind, deren Lösungen aus einer Mischung aus Molekülen und Ionen bestehen. HZ ist die stärkere Säure, weil sie mehr H + -Ionen und weniger undissoziierte Säuremoleküle als HX enthält. ÜBUNGSAUFGABE Stellen Sie sich ein Diagramm vor, in dem zehn Na + -Ionen und zehn OH -Ionen dargestellt sind. Wenn man diese Lösung mit der zuvor dargestellten Lösung von HY mischen würde, wie würde das Diagramm der Lösung nach einer möglichen Reaktion aussehen? (H + -Ionen reagieren mit OH -Ionen zu H 2 O) Antwort: Das sich ergebende Diagramm würde zehn Na + -Ionen, zwei OH -Ionen, acht Y -Ionen und acht H 2 O-Moleküle enthalten. Unterscheidung zwischen starken und schwachen Elektrolyten Wenn wir die starken Säuren und Basen aus Tabelle 4.2 berücksichtigen und uns vor Augen halten, dass NH 3 eine schwache Base ist, können wir daraus die Elektrolytstärke einer großen Anzahl wasserlöslicher Substanzen ableiten. In Tabelle 4.3 sind unsere Beobachtungen zu Elektrolyten zusammengefasst. Um eine lösliche Substanz als starken Elektrolyt, schwachen Elektrolyt oder Nichtelektrolyt einzuordnen, arbeiten wir uns in der Tabelle einfach von links oben nach rechts unten 15

16 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN Tabelle 4.3 Zusammenfassung des elektrolytischen Verhaltens von gängigen löslichen ionischen und molekularen Verbindungen Starke Elektrolyte Schwache Elektrolyte Nichtelektrolyte ionisch alle keine keine molekular starke Säuren schwache Säuren (H ) (siehe Tabelle 4.2) schwache Basen (NH 3 ) alle anderenverbindungen vor. Wir fragen uns zunächst, ob die Substanz ionisch oder molekular aufgebaut ist. Wenn sie ionisch ist, handelt es sich um einen starken Elektrolyt, weil wir aus der zweiten Spalte der Tabelle 4.3 entnehmen können, dass alle ionischen Verbindungen starke Elektrolyte sind. Wenn die Substanz molekular aufgebaut ist, fragen wir uns, ob es sich um eine Säure oder eine Base handelt. Wenn es sich um eine Säure handelt, beziehen wir uns auf die im Gedächtnis behaltene Tabelle 4.2, um zu entscheiden, ob es sich um einen starken oder einen schwachen Elektrolyt handelt: Alle starken Säuren sind starke Elektrolyte, alle schwachen Säuren dagegen schwa- ÜBUNGSBEISPIEL 4.6 Unterscheidung zwischen starken und schwachen Elektrolyten und Nichtelektrolyten Sind die folgenden gelösten Substanzen starke Elektrolyte, schwache Elektrolyte oder Nichtelektrolyte? CaCl 2, HNO 3, C 2 H 5 OH (Ethanol), HCOOH (Ameisensäure), KOH. Lösung Analyse: Es sind verschiedene chemische Formeln angegeben. Wir sollen entscheiden, ob es sich bei den aufgeführten Substanzen um starke Elektrolyte, schwache Elektrolyte oder Nichtelektrolyte handelt. Plan: Wir beziehen uns zur Lösung der Aufgabe auf Tabelle 4.3. Anhand der Zusammensetzung einer Substanz können wir entscheiden, ob diese ionisch oder molekular aufgebaut ist. Wie wir in Abschnitt 2.7 festgestellt haben, sind die meisten ionischen Verbindungen, die uns in diesem Buch begegnen, aus einem Metall und einem Nichtmetall, die meisten molekularen Verbindungen dagegen nur aus Nichtmetallen aufgebaut. Lösung: Zwei der angegebenen Verbindungen sind ionisch: CaCl 2 und KOH. Aus Tabelle 2.3 entnehmen wir, dass alle ionischen Verbindungen starke Elektrolyte sind, wir klassifizieren diese Verbindungen daher als starke Elektrolyte. Die drei verbleibenden Verbindungen sind molekular. Bei HNO 3 und HCOOH handelt es sich um Säuren. Aus Tabelle 4.2 entnehmen wir, dass Salpetersäure (HNO 3 ) eine gebräuchliche starke Säure und daher ein starker Elektrolyt ist. Weil es sich bei den meisten Säuren um schwache Säuren handelt, nehmen wir an, dass HCOOH ebenfalls eine schwache Säure (ein schwacher Elektrolyt) ist. Diese Annahme ist korrekt. Die verbleibende molekulare Verbindung (C 2 H 5 OH) ist weder eine Säure noch eine Base, es handelt sich also um einen Nichtelektrolyt. Anmerkung: C 2 H 5 OH enthält zwar eine OH-Gruppe, es handelt sich jedoch nicht um ein Metallhydroxid, also auch nicht um eine Base. Die Verbindung ist ein Alkohol, eine Klasse organischer Verbindungen, in denen die Atome durch C OH-Bindungen verbunden sind (siehe Abschnitt 2.9). ÜBUNGSAUFGABE Stellen Sie sich Lösungen vor, in denen je 0,1 Mol der folgenden Verbindungen in 1 l Wasser gelöst sind: Ca(NO 3 ) 2 (Calciumnitrat), C 6 H 12 O 6 (Glukose), NaCH 3 COO (Natriumacetat) und CH 3 COOH (Essigsäure). Ordnen Sie die Lösungen nach ihrer elektrischen Leitfähigkeit. Nehmen Sie dabei an, dass die Leitfähigkeit proportional zur Anzahl der Ionen in der Lösung ist. Antwort: C 6 H 12 O 6 (Nichtelektrolyt)<CH 3 COOH (schwacher Elektrolyt, liegt hauptsächlich in molekularer Form und nicht ionisch vor)<nach 3 COO (starker Elektrolyt, der in zwei Ionen, Na + und CH 3 COO, dissoziiert) < Ca(NO 3 ) 2 (starker Elektrolyt, der in drei Ionen, Ca 2+ und 2 NO 3, dissoziiert). 16

17 4.3 Säure-Base-Reaktionen che Elektrolyte. Wenn eine Säure in Tabelle 4.2 nicht aufgeführt ist, handelt es sich wahrscheinlich um eine schwache Säure und damit auch um einen schwachen Elektrolyt. H 3 PO 4, H 2 SO 3 und C 6 H 5 COOH sind z.b. in Tabelle 4.2 nicht aufgeführt und schwache Säuren. Wenn die Substanz eine Base ist, beziehen wir uns wiederum auf Tabelle 4.2 und überprüfen, ob sie in der Liste der starken Basen aufgeführt ist. NH 3 ist die einzige in diesem Kapitel betrachtete molekulare Base und, wie wir aus Tabelle 4.3 entnehmen können, in wässriger Lösung ein schwacher Elektrolyt. (Es gibt von NH 3 abgeleitete Verbindungen, die Amine genannt werden, und ebenfalls molekulare Basen sind. Wir werden Amine jedoch erst in Kapitel 16 behandeln.) Bei allen in diesem Kapitel behandelten molekularen Substanzen, die keine Säuren und nicht NH 3 sind, handelt es sich wahrscheinlich um Nichtelektrolyte. Neutralisationsreaktionen und Salze Die Eigenschaften saurer Lösungen unterscheiden sich wesentlich von den Eigenschaften basischer Lösungen. Säuren haben einen sauren, Basen dagegen einen bitteren Geschmack.* Säuren und Basen können die Farbe von Farbstoffen auf unterschiedliche Art und Weise beeinflussen (Abbildung 4.7). Der Farbstoff Lackmus ist z.b. in Säuren rot und in Basen blau. Saure und basische Lösungen haben zudem viele verschiedene chemische Eigenschaften, die wir im Verlauf dieses Kapitels und in späteren Kapiteln noch genauer untersuchen werden. Beim Mischen einer sauren mit einer basischen Lösung findet eine Neutralisationsreaktion statt. Die Produkte einer solchen Reaktion besitzen weder die charakteristischen Eigenschaften der sauren Lösung noch die der basischen Lösung. Wenn z. B. Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) mit einer Natriumhydroxidlösung vermischt wird, findet die folgende Reaktion statt: Abbildung 4.7 Der Säure-Base-Indikator Bromthymolblau. Der Indikator ist in basischen Lösungen blau und in sauren Lösungen gelb. Der linke Kolben zeigt Bromthymolblau in Anwesenheit einer Base (eine wässrige Ammoniaklösung). Der rechte Kolben zeigt den Indikator in Anwesenheit von Salzsäure (HCl). HCl(aq) + NaOH(aq) H 2 O(l) + NaCl(aq) (Säure) (Base) (Wasser) (Salz) (4.12) Die Produkte der Reaktion sind Wasser und Kochsalz (NaCl). Mit dem Ausdruck Salz ist in Analogie zu dieser Reaktion eine ionische Verbindung gemeint, deren Kation aus einer Base (z. B. Na + aus NaOH) und deren Anion aus einer Säure (z.b. Cl aus HCl) stammt. Im Allgemeinen bilden sich bei einer Neutralisationsreaktion zwischen einer Säure und einem Metallhydroxid Wasser und ein Salz. Bei HCl, NaOH und NaCl handelt es sich um lösliche starke Elektrolyte, die vollständige Ionengleichung lautet daher H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l) + Na + (aq) + Cl - (aq) (4.13) Die Nettoionengleichung lautet H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l) (4.14) In Gleichung 4.14 ist das wesentliche Merkmal jeder Neutralisationsreaktion zwischen einer starken Säure und einer starken Base zusammengefasst: H + (aq) und OH (aq)-ionen reagieren zu H 2 O. * Die Geschmacksprobe chemischer Lösungen stellt keine gute chemische Praxis dar und wird ausdrücklich nicht empfohlen. Wir kennen jedoch den typisch sauren Geschmack von Säuren wie Ascorbinsäure (Vitamin C), Acetylsalizylsäure (Aspirin) und Zitronensäure (in Zitrusfrüchten). Seifen sind basische Substanzen und haben den charakteristischen bitteren Geschmack von Basen. 17

18 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN (a) (b) (c) Abbildung 4.8 Reaktion von Mg(OH) 2 (s) mit einer Säure. (a) Magnesiamilch ist eine Suspension von Magnesiumhydroxid [MG(OH) 2 (s)] in Wasser. (b) Bei Zugabe von Chlorwasserstoffsäure [HCl(aq )] beginnt sich das Magnesiumhydroxid zu lösen. (c) Die resultierende klare Lösung enthält gemäß Gleichung 4.15 lösliches MgCl 2 (aq). In Abbildung 4.8 ist die Reaktion zwischen Chlorwasserstoffsäure und der in Wasser unlöslichen Base Mg(OH) 2 dargestellt. Im Verlauf der Neutralisationsreaktion wird die milchigweiße Suspension von Mg(OH) 2 (Magnesiamilch) klar: Molekulargleichung: Mg(OH) 2 (s) + 2 HCl(aq) MgCl 2 (aq) + 2 H 2 O(l) (4.15) Nettoionengleichung: Mg(OH) 2 (s) + 2 H + (aq) Mg 2+ (aq) + 2 H 2 O(l) (4.16) Beachten Sie, dass die OH -Ionen (die in dieser Reaktion als fester Reaktant vorliegen) und die H + -Ionen zu H 2 O reagieren. Bei Neutralisationsreaktionen vertauschen die Ionen ihre Partner, es handelt sich dabei daher gleichzeitig auch um Metathesereaktionen. ÜBUNGSBEISPIEL 4.7 Aufstellen von chemischen Gleichungen von Neutralisationsreaktionen (a) Stellen Sie eine ausgeglichene Molekulargleichung der Reaktion zwischen wässrigen Lösungen von Essigsäure (CH 3 COOH) und Bariumhydroxid (Ba(OH) 2 ) auf. (b) Wie lautet die Nettoionengleichung der Reaktion? Lösung Analyse: Es sind die chemischen Formeln einer Säure und einer Base angegeben. Wir sollen zunächst eine ausgeglichene Molekulargleichung und anschließend eine Nettoionengleichung der zwischen diesen Substanzen auftretenden Neutralisationsreaktion aufstellen. Plan: Wie in Gleichung 4.12 und im darauf folgenden kursiv geschriebenen Satz festgestellt, bilden sich bei Neutralisationsreaktionen H 2 O und ein Salz. Die Zusammensetzung des Salzes ergibt sich aus dem Kation der Base und dem Anion der Säure. Lösung: (a) Das Salz besteht aus dem Kation der Base (Ba 2+ ) und dem Anion der Säure (CH 3 COO ). Die Formel des Salzes lautet also Ba(CH 3 COO) 2. Gemäß den Löslichkeitsregeln aus Tabelle 4.1 ist Ba(CH 3 COO) 2 löslich. Die unausgeglichene Molekulargleichung der Neutralisationsreaktion lautet HCH 3 COO(aq) + Ba(OH) 2 (aq) H 2 O(l) + Ba(CH 3 COO) 2 (aq) Um diese Molekulargleichung auszugleichen, benötigen wir zwei Moleküle CH 3 COOH für die beiden CH 3 COO -Ionen. Damit stehen auch zwei H + -Ionen zur Verfügung, die mit den beiden OH -Ionen der Base reagieren können. Die ausgeglichene Molekulargleichung lautet 2 HCH 3 COO(aq) + Ba(OH) 2 (aq) 2 H 2 O(l) + Ba(CH 3 COO) 2 (aq) (b) Um die Nettoionengleichung aufzustellen, müssen wir zunächst bestimmen, ob die Verbindungen in wässriger Lösung starke Elektrolyte sind. CH 3 COOH ist ein schwacher Elektrolyt (schwache Säure), Ba(OH) 2 ist ein starker Elektrolyt und Ba(CH 3 COO) 2 ist ebenfalls ein starker Elektrolyt (ionische Verbindung). Die vollständige Ionengleichung lautet also 2 HCH 3 COO(aq) + Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O(l) + Ba 2+ (aq) + 2 CH 3 COO - (aq) 18

19 4.3 Säure-Base-Reaktionen Nach dem Entfernen der Zuschauerionen erhalten wir 2 HCH 3 COO(aq) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O(l) + 2 CH 3 COO - (aq) Durch Herauskürzen der Koeffizienten ergibt sich die Nettoionengleichung: HCH 3 COO(aq) + OH - (aq) H 2 O(l) + CH 3 COO - (aq) Überprüfung: Wir können überprüfen, ob die Molekulargleichung korrekt ausgeglichen ist, indem wir die Anzahl der Atome auf beiden Seiten des Reaktionspfeils zählen. (Auf beiden Seiten befinden sich zehn H, sechs O, vier C und ein Ba.) Es ist jedoch oft einfacher, anstelle der Atome die Atomgruppen zu zählen: Auf beiden Seiten befinden sich zwei CH 3 COO-Gruppen sowie ein Ba, vier zusätzliche H-Atome und zwei zusätzliche O-Atome. Die Nettoionengleichung ist richtig, weil sich auf beiden Seiten der Gleichung die gleichen Elemente und die gleiche Nettoladung befinden. ÜBUNGSAUFGABE (a) Stellen Sie die ausgeglichene Molekulargleichung der Reaktion von Kohlensäure (H 2 CO 3 ) mit Kaliumhydroxid (KOH) auf. (b) Wie lautet die Nettoionengleichung der Reaktion? Antworten: (a) H, (b) H 2 CO 3 (aq) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O(l) + CO 2-2 CO 3 (aq) + 2 KOH(aq) 2 H 2 O(l) + K 2 CO 3 (aq) 3 (aq) (H 2 CO 3 ist eine schwache Säure und damit ein schwacher Elektrolyt, während KOH, eine starke Base, und K 2 CO 3, eine ionische Verbindung, starke Elektrolyte sind.). Säure-Base-Reaktionen mit Gasentwicklung Neben OH gibt es viele weitere Basen, die mit H + zu molekularen Verbindungen reagieren. Zwei dieser Basen, die Ihnen im Labor begegnen könnten, sind das Sulfidion und das Carbonation. Beide Anionen reagieren mit Säuren zu Gasen, die in Wasser nur schlecht löslich sind. Schwefelwasserstoff (H 2 S), eine Substanz, die für den üblen Geruch fauler Eier verantwortlich ist, bildet sich, wenn eine Säure wie HCl(aq) mit einem Metallsulfid wie Na 2 S reagiert. Molekulargleichung: 2 HCl(aq) + Na 2 S(aq) H 2 S(g) + 2 NaCl(aq) (4.17) Nettoionengleichung: 2 H + (aq) + S 2- (aq) H 2 S(g) (4.18) Carbonate und Hydrogencarbonate reagieren mit Säuren zu gasförmigem CO 2. Bei der Reaktion von CO oder HCO 3 mit einer Säure entsteht zunächst Kohlensäure (H 2 CO 3 ). Wenn z.b. Chlorwasserstoffsäure mit Natriumhydrogencarbonat in Kontakt kommt, findet die folgende Reaktion statt: HCl(aq) + NaHCO 3 (aq) NaCl(aq) + H 2 CO 3 (aq) (4.19) Kohlensäure ist instabil; wenn sie in ausreichender Konzentration in Lösung vorliegt, zerfällt sie zu H 2 O und CO 2, das als Gas aus der Lösung entweicht. H 2 CO 3 (aq) H 2 O(l) + CO 2 (g) (4.20) Beim Zerfall von H 2 CO 3 entstehen, wie in Abbildung 4.9 gezeigt, Bläschen aus gasförmigem CO 2. Die Gesamtreaktion kann durch die folgenden Gleichungen zusammengefasst werden: Molekulargleichung: HCl(aq) + NaHCO 3 (aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) (4.21) Nettoionengleichung: H + (aq) + HCO - 3 (aq) H 2 O(l) + CO 2 (g) (4.22) Abbildung 4.9 Carbonate reagieren mit Säuren unter Bildung von gasförmigem Kohlendioxid. Dargestellt ist die Reaktion von NaHCO 3 (weißer Festkörper) mit Chlorwasserstoffsäure; die Bläschen enthalten CO 2. 19

20 4 REAKTIONEN IN WASSER UND STÖCHIOMETRIE IN LÖSUNGEN DENKEN SIE EINMAL NACH Geben Sie aufgrund von Analogien zu den zuvor behandelten Beispielen an, welches Gas entsteht,wenn Na 2 SO 3 mit HCl(aq) reagiert. Sowohl NaHCO 3 als auch Na 2 CO 3 werden zur Neutralisation verschütteter Säuren verwendet. Dabei wird solange Hydrogencarbonat bzw. Carbonat auf die Säure gegeben, bis keine Bläschen aus CO 2 (g) mehr entstehen. Natriumhydrogencarbonat wird manchmal als Mittel gegen Magensäure verwendet, um Magenbeschwerden zu lindern. In diesem Fall reagiert HCO 3 mit Magensäure zu CO 2 (g). Die Bläschen, die entstehen, wenn eine Alka-Seltzer -Tablette in Wasser gegeben wird, werden durch die Reaktion von Natriumhydrogencarbonat mit Zitronensäure verursacht. CHEMIE IM EINSATZ Antacida Im Magen werden Säuren abgesondert, um aufgenommene Nahrungsmittel zu verdauen. Diese Säuren, die unter anderem aus Chlorwasserstoffsäure bestehen, enthalten etwa 0,1 mol H + pro Liter Flüssigkeit. Sowohl Magen als auch Verdauungstrakt werden normalerweise durch eine Schleimhaut vor den zersetzenden Eigenschaften der Magensäure geschützt. Manchmal weist diese Schleimhaut jedoch Beschädigungen auf, und die Säure kann das darunter liegende Gewebe angreifen, was zu schmerzhaften Schädigungen führt. Diese Beschädigungen, die Geschwüre heißen, können durch die übermäßige Absonderung von Säuren oder durch eine Schwäche der Schleimhaut verursacht werden. Neuere Studien haben jedoch Hinweise darauf geliefert, dass viele Geschwüre eine Folge bakterieller Infektionen sind. Zwischen 10 und 20 aller Amerikaner leiden zumindest einmal in ihrem Leben an derartigen Magengeschwüren. Viele weitere leiden an gelegentlichen Magenverstimmungen oder an Sodbrennen, Symptome, die durch das Eindringen von Magensäure in die Speiseröhre verursacht werden. Tabelle 4.4 Häufig verwendete Medikamente zur Neutralisation von Magensäure Wir können überschüssige Magensäure auf zwei einfache Arten behandeln: (1) durch Entfernen der überschüssigen Säure oder (2) durch Herabsetzen der Säureproduktion. Substanzen, die überschüssige Säure entfernen, werden Säureneutralisatoren und Substanzen, die die Produktion der Säure herabsetzen, Säureinhibitoren genannt. In Abbildung 4.10 sind einige gebräuchliche frei verkäufliche Medikamente beider Arten abgebildet. Säureneutralisatoren sind einfache Basen, die die Magensäure neutralisieren. Ihre Fähigkeit, Säuren zu neutralisieren, ergibt sich aus den in ihnen enthaltenen Hydroxid-, Carbonat- oder Hydrogencarbonationen. In Tabelle 4.4 sind die aktiven Bestandteile einiger Säureneutralisatoren aufgeführt. Die neuere Generation von Medikamenten gegen Magensäure (wie z.b. Tagamet und Zantac ) besteht aus Säureinhibitoren. Diese Medikamente beeinflussen die säurebildenden Zellen im Magengewebe. Auch solche Medikamente sind inzwischen rezeptfrei erhältlich. Zugehörige Aufgabe: 4.93 Abbildung 4.10 Medikamente gegen überschüssige Magensäure. Diese Medikamente wirken im Magen säureneutralisierend. Kommerzieller Name Säureneutralisierender Wirkstoff Alka-Seltzer NaHCO 3 Amphojel Al(OH) 3 Di-Gel Mg(OH) 2 und CaCO 3 Magnesiamilch Mg(OH) 2 Maalox Mg(OH) 2 und Al(OH) 3 Mylanta Mg(OH) 2 und Al(OH) 3 Rolaids NaAl(OH) 2 CO 3 20 Tums CaCO 3 20

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