ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE

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1 ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE ( ; 2 Std) 8. Einheit Elektrolyte, Präzipitationsreaktionen, ph-wert, Säuren und Basen

2 Wässrige Lösungen und Präzipitation Löslichkeit Elektrolyte Präzipitations-Reaktionen Ionen-Gleichungen Löslichkeitsprodukt Säuren und Basen Arrhenius- und Bronstedt- Säuren und -Basen Neutralisation Autoprotolyse des Wassers ph-wert und poh-wert Starke und schwache Säuren bzw. Basen ph-wert von Salzlösungen Saure, amphotere und basische Oxide

3 Typen von anorganischen chemischen Reaktionen: Redox-Reaktionen (Einheit 7): In Redox-Reaktionen werden zwischen den Reaktanten Elektronen ausgetauscht Austauschreaktionen (Metathesereaktionen): Reaktionen, in denen die positiven und negativen Ionen ihre jeweiligen Partner tauschen, verhalten sich gemäß der allgemeinen Gleichung AX + BY AY + BX Diese Reaktionen werden Metathesereaktionen (griech. austauschen) oder Austauschreaktionen genannt. Dazu gehören Fällungsreaktionen AgNO 3 (aq) + KCl(aq) AgCl(s) + KNO 3 (aq) Säure-Base-Reaktionen Ca(OH) 2 (aq) + 2 HCl(aq) CaCl 2 (aq) + 2 H 2 O(l)

4 Wässrige Lösungen und Präzipitation Löslichkeit Unter einer Lösung versteht man ein homogenes Gemisch von mindestens zwei Substanzen: Lösungsmittel und gelöste Substanz. Manche Substanzen bilden miteinander Lösungen in jedem beliebigen Mischungsverhältnis (vollständige Mischbarbeit). Gase sind immer miteinander mischbar und auch für manche Komponenten von flüssigen (z.b. Wasser und Ethanol) und festen Lösungen (z.b. Legierungen) gilt dies in großen Ausmaß. Meistens ist die Menge, die sich in einem Lösungsmittel lösen lässt, aber begrenzt. Die Löslichkeit eines Stoffes entspricht der maximalen Stoffmenge, die sich bei einer gegebenen Temperatur in einer bestimmten Menge eines Lösungsmittel lösen lässt.

5 Drei Beispiele von Lösungen (homogene Mischungen): (a) (b) Luft ist eine homogene Mischung aus vielen Gasen, z.b. N 2, O 2, CO 2, Ar usw. Kochsalz gelöst in Wasser besteht aus Na + -, Cl - -Ionen und H 2 O-Molekülen. (c ) Viele Legierungen sind feste homogene Mischungen aus zwei oder mehreren Metallen.

6 Ist nur eine kleine Menge gelösten Stoffes enthalten, spricht man von verdünnten Lösungen. Eine konzentrierte Lösung hat eine relativ hohe Konzentration an gelöstem Stoff. Wenn man einem flüssigen Lösungsmittel eine größere Menge eines Stoffes zufügt, als sich darin lösen kann, so stellt sich ein Gleichgewicht zwischen der Lösung und dem ungelösten Rest des Stoffes ein. Der ungelöste Rest kann fest, flüssig oder gasförmig sein. Einen festen ungelösten Stoff nennt man Bodenkörper (Präzipitat). Im Gleichgewicht geht ständig ungelöster Stoff in Lösung, während gelöster Stoff gleich schnell aus der Lösung ausgeschieden ( ausgefällt ) wird. Die Konzentration in der Lösung bleibt dabei konstant. Eine Lösung dieser Art heißt gesättigte Lösung.

7 Pb(NO 3 ) 2 (aq) + 2 KI(aq) PbI 2 (s) + 2 KNO 3 (aq). PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) NO 3- (aq) K + (aq) I - (aq) I - (aq) NO 3- (aq) PbI 2 (s) Bodenkörper (Präzipitat) Schematische Darstellung des Fällungsgleichgewichts einer gesättigten Lösung. Eine ungesättigte Lösung hat eine geringere Konzentration als eine gesättigte Lösung. In einer übersättigten Lösung ist die Konzentration höher als in der gesättigten Lösung. Übersättigte Lösungen sind metastabil. Der Überschuss scheidet sich durch Zugabe von Impfkristallen leicht aus.

8 Unpolare und polare Substanzen bilden im allgemeinen keine Lösungen miteinander. Tetrachlorkohlenstoff (Tetrachlormethan), CCl 4 (l), ist eine unpolare flüssige Substanz. Sie ist nicht mit Wasser, H 2 O(l), einem polaren Lösungsmittel mischbar (sie ist in Wasser unlöslich). Die Anziehungskräfte der polaren Wassermoleküle untereinander sind erheblich stärker als die Anziehungskräfte zwischen Wasser- und Tetrachlorkohlenstoff-Molekülen. Die Tendenz der Wasser-Moleküle, sich aneinander zu lagern, bewirkt eine Verdrängung der Tetrachlormethan-Moleküle. Die beiden Substanzen bleiben getrennt. Sie bilden 2 Phasen. H O H O H O H H H

9 Iod, das aus unpolaren I 2 (s)-molekülen besteht, ist in Tetrachlorkohlenstoff löslich. Die Anziehungskräfte zwischen I 2 - Molekülen im festen Iod entsprechen etwa jenen im reinen Tetrachlorkohlenstoff, CCl 4 (aq). Methanol, CH 3 OH(l), der einfachste Alkohol, besteht wie Wasser aus polaren, miteinander assoziierten Molekülen. In beiden Fällen lagern sich die Moleküle über sog. Wasserstoff-Brücken zusammen. Methanol und Wasser lassen sich in jedem Verhältnis miteinander mischen. H O H O H O H H C H H H

10 Ob eine Substanz polar oder unpolar ist hängt von den Elektronegativitätsunterschieden der Bindungspartner und von der Molekülstruktur ab. Siehe 5. Einheit. Allgemein lösen sich polare Substanzen nur in polaren Lösungsmitteln und unpolare nur in unpolaren Lösungsmitteln ( Ähnliches löst Ähnliches ). Polare Flüssigkeiten, insbesondere Wasser, vermögen viele Ionen- Verbindungen zu lösen. Während des Auflösungsprozesses eines Ionenkristalls, z.b. NaCl(s), in Wasser gehen Kation, Na + (aq), und Anion, Cl - (aq), auseinander und ziehen Wassermoleküle an. Ionen liegen in wässriger Lösung immer hydratisiert vor, d.h. sie sind von einer Hülle aus Wasser-Molekülen umgeben.

11 In Wasser sind Ionen stets hydratisiert, d.h. mit einem Cluster aus Wassermolekülen lose verbunden. Es findet ein permanenter Austausch der Hydrathülle statt. Die Wassermoleküle wechselwirken mit Kationen über die O-Atome und mit Anionen über die H-Atome der Wassermoleküle. Die Größe der Hydrathülle hängt von der Ionengröße ab ( 6 H 2 O).

12 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. Pb(NO 3 ) 2 (aq) + 2 KI(aq) PbI 2 (s) + 2 KNO 3 (aq) In einem Liter Wasser bei 25 C löst sich z.b. nur 0,0012 mol PbI 2 (s)! Diese Substanz gilt als in Wasser unlöslich! Eine Substanz gilt als unlöslich, wenn sich weniger als 0,01 mol/l lösen. CaCO 3 (s), Kalk, ist erfahrungsgemäß in Wasser unlöslich, da sich nur 0,01 g/l ( 0,0004 mol/l) in Wasser lösen. Mit Hilfe des sog. Löslichkeitsprodukts (siehe unten) kann die Löslichkeit eines Bodenkörpers eindeutig quantifiziert werden.

13 Wässrige Lösungen und Präzipitation Präzipitations-Reaktionen Eine Natriumchloridlösung, NaCl(aq), besteht neben Wasser aus hydratisierten Na + (aq)- und Cl - (aq)-ionen. Genauso besteht eine Silbernitratlösung, AgNO 3 (aq), neben Wasser aus hydratisierten Ag + (aq)- und NO 3- (aq)-ionen. Gibt man eine farblose Silbernitratlösung zu einer farblosen Natriumchlorid-Lösung fällt ein weißer Niederschlag, Silberchlorid, AgCl(s), aus. In einer Präzipitationsreaktion kommt es durch Mischen zweier Lösungen starker Elektrolyte zur Niederschlagsbildung. NaCl (aq) AgNO 3 (aq) AgCl(s)

14 AgNO 3 (aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO 3 (aq) Molekulargleichung Niederschlagsbildung In einer kompletten Ionen-Gleichung einer Präzipitationsreaktion sind sämtliche Ionen separat angeführt: Ag + (aq) + NO 3- (aq) + Na + (aq) + Cl - (aq) AgCl(s) + Na + (aq) + NO 3- (aq) NO 3- (aq) und Na + (aq) kommen auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung vor und können somit weggekürzt werden ( Netto-Ionen-Gleichung): Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl(s) NaCl (aq) AgNO 3 (aq) AgCl(s)

15 Ag + (aq) + NO 3- (aq) + Na + (aq) + Cl - (aq) AgCl(s) + Na + (aq) + NO 3- (aq) Ionen- Reaktion Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl(s) Netto Ionen- Reaktion

16 Übungsbeispiel: Wie lautet die Reaktionsgleichung für jene Präzipitationsreaktion bei der durch Mischen der Lösungen Bariumnitrat, Ba(NO 3 ) 2 (aq), und Ammoniumiodat, NH 4 IO 3 (aq), unlösliches Bariumiodat, Ba(IO 3 ) 2 (s), entsteht. Wie lautet die Netto-Ionen-Gleichung dieser Reaktion? Lösung: Bilanzierung der Reaktion (Atombilanz) und Formulierung der kompletten Ionen-Gleichung: Ba 2+ (aq) + 2 NO 3- (aq) + 2 NH 4+ (aq) + 2 IO 3- (aq) Ba(IO 3 ) 2 (s) + 2 NH 4+ (aq) + 2 NO 3- (aq) Netto-Ionen-Gleichung: Ba 2+ (aq) + 2 IO 3- (aq) Ba(IO 3 ) 2 (s)

17 Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl(s) Ba 2+ (aq) + 2 IO 3- (aq) Ba(IO 3 ) 2 (s) Anwendung von Präzipitationsreaktionen: Synthese neuer Verbindungen Gravimetrische Analyse = Bestimmung der Masse einer Verbindung. Der Niederschlag wird z.b. zentrifugiert, filtriert, getrocknet und gewogen. Erlaubt Rückschlüsse auf die Ionen-Konzentration der Ausgangsstoffe (aufgrund bekannter stöchiometrischer Beziehungen)

18 Wie kann man die Löslichkeit bestimmter Verbindungen in Wasser vorhersagen? Löslichkeitsregeln für häufig vorkommenden ionische Verbindungen: Lösliche ionische Verbindungen: Nitrate, NO 3-, und Acetate, CH 3 COO -, sind immer löslich. Chlorate, ClO 3-, und Perchlorate, ClO 4-, sind immer löslich. Alle gewöhnlichen ionischen Verbindungen der Alkalimetall-Ionen (Gruppe 1A) und des Ammonium-Ions, NH 4+, sind in Wasser löslich. Chloride, Cl -, Bromide, Br -, und Iodide, I -, sind löslich, außer in Verbindungen mit Ag +, Hg 2 2+, und Pb 2+. Sulfate, SO 4 2-, sind löslich, außer in Verbindungen mit Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Hg 2 2+, Ag + und Pb 2+.

19 Unlösliche ionische Verbindungen: Carbonate, CO 2-3, Chromate, CrO 2-4, Oxalate, C 2 O 2-4, und Phosphate, PO 3-4, sind immer unlöslich, außer in Verbindung mit Alkalimetall- und Ammonium-Ionen. Sulfide, S 2-, sind immer unlöslich, außer mit Alkali-, Ammoniumund den Erdalkalimetall-Ionen Ca 2+, Sr 2+ und Ba 2+. Hydroxide, OH -, und Oxide, O 2-, sind immer unlöslich, außer mit Alkali-, Ammonium- und den Erdalkalimetall-Ionen Ca 2+, Sr 2+ und Ba 2+.

20 Übungsbeispiel: Sind die folgenden Verbindungen in Wasser löslich oder unlöslich? a) Natriumcarbonat, Na 2 CO 3 b) Bleisulfat, PbSO 4 c) Kobalt(II)hydroxid, Co(OH) 2 d) Bariumnitrat, Ba(NO 3 ) 2 e) Ammoniumphosphat, (NH 4 ) 3 PO 4 a) löslich; b) unlöslich; c) unlöslich; d) löslich; e) löslich

21 Wässrige Lösungen und Präzipitation Löslichkeitsprodukt Viele Substanzen sind in Wasser zumindest geringfügig löslich. Wenn eine schwerlösliche Verbindung mit Wasser in Kontakt gebracht wird, so stellt sich nach einiger Zeit ein Gleichgewicht ein, bei dem die Geschwindigkeit der Auflösung des Bodenkörpers und die Geschwindigkeit der Ausscheidung gleich sind. Beispiel: AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Gleichgewichtskonstante K = c(ag + ).c(cl - ) / c(agcl) Da bei einer unlöslichen Substanz der Bodenkörper (Feststoff) in der Regel im großen Überschuss vorliegt, kann dessen Konzentration als konstant betrachtet werden. Daher wird c[agcl(s)] in die Gleichgewichtskonstante einbezogen.

22 L = c(ag + ).c(cl - ) = Löslichkeitsprodukt Die Ionenkonzentrationen c(ag + ) und c(cl - ) sind die Konzentrationen in der gesättigten Lösung bei einer bestimmten Temperatur. Übungsbeispiel: Bei 25 C lösen sich 0,00188 g AgCl(s) in 1 L Wasser. Wie groß ist das Löslichkeitsprodukt von AgCl? n(agcl) = m(agcl) / M(AgCl) = 0,00188 g /(143 g/mol) = n(agcl) = 1, mol Bei der Auflösung von 1 mol AgCl gehen 1 mol Ag + (aq) und 1 mol Cl - (aq) in Lösung: c(ag + ) = c(cl - ) = 1, mol/l L = c(ag + ).c(cl - ) = (1, ) 2 mol 2 /L 2 = 1, mol 2 /L 2

23 Übungsbeispiel: Für Calciumfluorid, CaF 2 (s), ist das Löslichkeitsprodukt 3, mol 3 /L 3 bei 25 C. Wie groß sind die Konzentrationen der Ca 2+ - und der F - -Ionen in der gesättigten Lösung? Wieviel Gramm CaF 2 lösen sich in 100 ml Wasser bei 25 C? Lösung: Reaktionsgleichung: CaF 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 F - (aq) Für jedes mol CaF 2 gehen 1 mol Ca 2+ und 2 mol F - in Lösung, d.h. die Konzentration an F - ist doppelt so groß wie die von Ca 2+ : c(f - ) = 2c(Ca 2+ ) L = c(ca 2+ ).c 2 (F - ) = c(ca 2+ ).2 2. c 2 (Ca 2+ ) = 4. c 3 (Ca 2+ ) = 3, mol 3 /L 3

24 L = c(ca 2+ ).c 2 (F - ) = c(ca 2+ ).2 2. c 2 (Ca 2+ ) = 4. c 3 (Ca 2+ ) = 3, mol 3 /L 3 c(ca 2+ ) = 2, mol/l; c(f - ) = 4, mol/l Es gehen also 2, mol/l CaF 2 in Lösung: c(caf 2 ) = 2, mol/l In 100 ml lösen sich: n(caf 2 ) = c(caf 2 ). V = (2, mol/l) 0,1 L = 2, mol m(caf 2 ) = n(caf 2 ) M(CaF 2 ) = (2, mol) (78 g/mol) = 1,6 mg

25 Übungsbeispiel: Bei 25 C lösen sich 7, mol/l Silberchromat in Wasser. Wie groß ist das Löslichkeitsprodukt von Ag 2 CrO 4 (s)? Lösung: Reaktionsgleichung: Ag 2 CrO 4 (s) 2 Ag + (aq) + CrO 4- (aq) Für jedes mol Ag 2 CrO 4, das in Lösung geht, werden 2 mol Ag + (aq) und 1 mol CrO 4- (aq) gebildet. Die Konzentration der Silber-Ionen ist also doppelt so hoch wie jene der Chromat-Ionen. Es gilt daher c(ag + ) = 2c(CrO 4- ) = 2 (7, mol/l) L = c 2 (Ag + ).c(cro 4- ) = [2 (7, mol/l)] 2 (7, mol/l) = 1, mol 3 /L 3

26 Wässrige Lösungen und Präzipitation Elektrolyte Ein gelöster Stoff kann in Lösung als Molekül oder in Form von Ionen vorliegen. Die Existenz von Ionen bedeutet, dass diese Lösungen den elektrischen Strom leiten. ELEKTROLYTE (Lösungen von Elektrolyten) enthalten Ionen. Beispiele sind Kochsalz-Lösungen, NaCl(aq), Kaliumnitratlösungen, KNO 3 (aq) oder Säuren [HCl(aq), HBr(aq), HI(aq)]. Gemeinsam ist diesen Stoffen, dass sie beim Lösungsvorgang in Wasser Ionen, also geladene Spezies, bilden. Schwache Elektrolyte, z.b. Essigsäure CH 3 COOH(aq), zerfallen nur teilweise in Lösung.

27 Schwache Säuren und schwache Basen sowie Wasser sind schwache Elektrolyte. Starke Säuren, wie z.b. HClO 4 (aq) (Perchlorsäure), HClO 3 (aq) (Chlorsäure), HCl(aq) (Salzsäure), HBr(aq) (Bromwasserstoffsäure), HI(aq) (Iodwasserstoffsäure, HNO 3 (aq) (Salpetersäure), H 2 SO 4 (aq) (Schwefelsäure) sind starke Elektrolyte. H 3 PO 4 (aq) (Phosphorsäure) ist eine mittelstarke Säure. Lösliche Hydroxide sind starke Basen und starke Elektrolyte. Salze sind starke Elektrolyte. Ein NICHTELEKTROLYT hingegen zerfällt beim Lösungsvorgang nicht. Er leitet daher den Strom nicht. Beispiele sind Lösungen von Aceton, Methanol oder Glucose in Wasser. Reines Wasser selbst leitet den Strom extrem schlecht. Die Ionenkonzentration (ca mol/l) ist zu gering (siehe unten). Wasser ist ein schwacher Elektrolyt.

28 Natriumchlorid ist ein starker Elektrolyt, bestehend aus Natrium- und Chlorid-Ionen, die durch Kontakt mit Wasser sofort separiert werden. Eine NaCl- Lösung besteht aus Na +, Cl - Ionen und H 2 O- Molekülen. Methanol, CH 3 OH, ist kein Elektrolyt, es liegt in Wasser als CH 3 OH- Molekül vor

29 Die wässrige Lösung eines starken Elektrolyten leitet den Strom sehr gut. Die wässrige Lösung eines schwachen Elektrolyten leitet den Strom schlecht. Reines Wasser ist ein extrem schlechter Elektrolyt.

30 In Wasser sind Ionen stets hydratisiert, d.h. mit einem Cluster aus Wassermolekülen lose verbunden. Es findet ein permanenter Austausch der Hydrathülle statt. Die Wassermoleküle wechselwirken mit Kationen über die O-Atome und mit Anionen über die H-Atome der Wassermoleküle. Die Größe der Hydrathülle hängt von der Ionengröße ab ( 6 H 2 O).

31 Säuren und Basen Arrhenius- und Broenstedt-Säuren und -Basen Ursprünglich wurde Säure zur Bezeichnung bestimmter Substanzen (z.b. Essig) mit scharfem und saurem Geschmack verwendet, während der Begriff Base oder Alkali für wässrige Lösungen verwendet wurde, die seifige Konsistenz haben. Schließlich erkannten Chemiker, dass diese Substanzen (Säuren und Basen) bei bestimmten Farbstoffen, sog. Indikatoren, charakteristische Farbänderungen induzieren. Bekanntester Indikator ist Lackmus, ein Farbstoff bestimmter Flechten. Lackmus wird durch Säuren rot und durch Basen blau gefärbt. Was sind nun die gemeinsamen chemischen Eigenschaften dieser Substanzen. Was ist eine Säure oder eine Base?

32 Die Reaktion verschiedener Produkte aus dem Haushalt mit einem bestimmten, aus Rotkraut gewonnenen Indikator. Rotfärbung deutet auf saure Eigenschaften, während Blaufärbung auf basische Eigenschaften hindeutet. (a) Zitronensaft, (b) Sodawasser, (c) 7-up (eine Limonade), (d) Essig, (e) Ammoniak, (f) eine Lauge, (g) Magnesiummilch und (h) ein Detergens in Wasser. Beachten Sie, dass (e) und (f) so starke Basen sind, dass der Indikatorfarbstoff zerstört wurde (resultierende gelbe Farbe)

33 Die erste brauchbare Definition des Säure-Lauge Begriffs lieferte der schwedische Chemiker Svante Arrhenius um 1884: Eine Säure ist eine chemische Verbindung, die Wasserstoff enthält und mit Wasser, H 2 O(l), unter Bildung von Wasserstoff-Ionen [Protonen, H + (aq)] reagiert. Eine Base ist eine chemische Verbindung, die in Wasser, H 2 O(l), Hydroxid-Ionen [OH - (aq)] produziert. Diese Substanzen heißen Arrhenius-Säuren bzw. Arrhenius- Basen. HCl(g) ist z.b. eine Arrhenius-Säure, da es in Wasser H + -Ionen freisetzt. Methan (CH 4 ) ist keine Arrhenius-Säure. HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Na 2 O(s) ist z.b. eine Arrhenius-Base, da es in Wasser OH - -Ionen freisetzt: Na 2 O(s) + H 2 O(l) 2 NaOH(aq)

34 Ammoniak ist eine Arrhenius-Base, da durch Reaktion mit Wasser OH - -Ionen produziert werden: NH 3 (g) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) Metallisches Natrium, Na(s), ist keine Base nach Arrhenius (da Element und kein Molekül, wie in der Definition gefordert), obwohl es bei Reaktion mit Wasser Hydroxid-Ionen, OH - (aq) bildet: 2 Na(s) + 2 H 2 O(l) 2 NaOH(aq) + H 2 (g) Ein weiterer Nachteil der Definition nach Arrhenius ist die Beschränkung auf das Lösungsmittel Wasser. Allgemeinere Definition nach Thomas Lowry und Johannes Bronstedt (1923): Eine Säure ist ein Protonen-Donor und eine Base ist ein Protonen-Akzeptor. Diese moderne Definition ist üblich, man spricht daher von Säuren und Basen im Sinne von Bronstedt-Säuren bzw. -Basen.

35 Beispiel Salzsäure, HCl(aq): Wenn Wasserstoffchlorid, HCl(g) in Wasser gelöst wird, HCl(aq), werden Protonen, H + (aq), freigesetzt. Es bilden sich Hydronium- Ionen, H 3 O + (aq), und Chlorid-Ionen, Cl - (aq). Salzsäure ist eine starke Säure, der Protonentransfer auf Wasser ist vollständig: HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Es findet also ein Protonentransfer auf das Wassermolekül statt. Das gebildete Hydronium-Ion, H 3 O + (aq), spielt bei der Diskussion von Säuren eine wichtige Rolle. Es ist stark hydratisiert, also von einer Schar von Wassermolekülen umgeben und hat wahrscheinlich die Formel H 9 O 4+ (aq). H 3 O + (aq)

36 HCl(g) + H 2 O(l) Cl - (aq) H 3 O + (aq) in Wasser. Lösen von HCl(g) in Wasser. Es bildet sich vollständig dissoziierte Salzsäure, HCl(aq), d.h. der Protonentransfer auf Wasser ist vollständig.

37 Beispiel Blausäure, HCN(aq): HCN(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CN - (aq) Blausäure ist eine schwache Säure, d.h. nur ein Teil der HCN- Moleküle ist dissoziiert und der Protonentransfer auf Wassermoleküle ist unvollständig. Es liegen also sowohl HCN-Moleküle, als auch CN - -Ionen in wässriger Lösung vor. Beispiel Hydrogencarbonat, HCO 3- (aq): Hydrogencarbonat ist in natürlichen Wässern als Anion enthalten und fungiert ebenfalls als schwacher Protonen-Donor, also als schwache Säure im Bronstedt schen Sinn: HCO 3- (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CO 3 2- (aq)

38 Salzsäure, HCl(aq), Salpetersäure, HNO 3 (aq), Blausäure, HCN(aq), oder Essigsäure, CH 3 COOH(aq) usw. sind monoprotische Säuren. Sie können in Wasser nur 1 Proton pro Molekül an H 2 O(l) abgeben. HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) HCN(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CN - (aq) Das saure Wasserstoffatom ist jenes, das beim Lösevorgang transferiert wird. In der Regel wird dieses Wasserstoffatom zuerst angeschrieben, z.b. HCl(aq), HCN(aq), HNO 3 (aq) usw. Bei organischen Säuren ist dies nicht so, hier ist das saure Wasserstoffatom Teil einer sog. Carboxylgruppe funktionellen Gruppe, der Carboxylgruppe -COOH. Beispiel Essigsäure: CH 3 COOH

39 Carboxylgruppe Alle Carboxylgruppen-hältigen Säuren sind schwache Säuren. Beispiel Essigsäure: CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq)+ H 3 O + (aq) In Lösung liegen sowohl CH 3 COOH-Moleküle als auch Acetat, CH 3 COO - (aq), und Hydronium-Ionen, H 3 O + (aq), vor. 0,1 M Essigsäure enthält z.b. nur 1 Acetat-Ion pro 100 CH 3 COOH- Moleküle!

40 Schwefelsäure, H 2 SO 4 (aq), Kohlensäure, H 2 CO 3 (aq), Phosphorsäure, H 3 PO 4 (aq) sind sog. polyprotische Säuren, da sie pro Molekül zumindest 2 Protonen stufenweise abgeben können. Beispiel Kohlensäure, H 2 CO 3 (aq): H 2 CO 3 (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + HCO 3- (aq) HCO 3- (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + CO 2-3 (aq) Beispiel Phosphorsäure, H 3 PO 4 (aq): H 3 PO 4 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + H 2 PO 4- (aq) H 2 PO 4- (aq)+h 2 O(l) H 3 O + (aq) + HPO 2-4 (aq) HPO 2-4 (aq)+h 2 O(l) H 3 O + (aq) + PO 3-4 (aq) Nomenklatur: HCO 3- (aq), Hydrogencarbonat; H 2 PO 4- (aq), Dihydrogenphosphat; HPO 2-4 (aq), Hydrogenphosphat.

41 Eine Base ist ein Protonen-Akzeptor. Beispiel: Oxid-Ion, O 2- (aq). Wird z.b. CaO(s) in Wasser gelöst, entreißt das stark negativ geladene Oxidanion dem Wasser ein Proton. Das Oxid-Ion ist eine Bronstedt-Base und bildet mit dem Proton das Hydroxid-Ion, OH - (aq): O 2- (aq) + H 2 O(l) 2 OH - (aq) Oxid-Ionen sind starke Basen, d.h. der Protonentransfer vom Wasser zum Oxid-Ion ist vollständig (siehe Reaktionspfeil). H 2 O O 2- Das Hydroxid-Ion, OH - (aq), selbst ist auch eine Base: OH - (aq) + H 2 O(l) H 2 O(l) + OH - (aq) OH - (aq) + HCl(aq) H 2 O(l) + Cl - (aq) Neutralisationsreaktion

42 Stickstoff-hältige schwache Bronstedt-Basen: Viele Moleküle, die Stickstoff und somit einsame Elektronenpaare enthalten, sind Basen, wie z.b. Ammoniak NH 3 (aq): NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) Das einsame Elektronenpaar am Stickstoff ist bei der Abspaltung von Protonen aus Wassermolekülen viel weniger effektiv als das doppelt negativ geladene Oxid-Ion. Ammoniak ist daher eine viel schwächere Base. Generell sind alle in Wasser gelösten Amine schwache Basen, z.b. Methylamin, CH 3 NH 2 oder Trimethylamin, (CH 3 ) 3 N. Amine sind generell intensiv riechende Substanzen. Ammoniak ist eine schwache Base. In Lösung liegen NH 3 -Moleküle und OH - (aq)- und NH 4+ (aq)-ionen gleichzeitig vor.

43 Beispiele für starke Säuren und Basen in Wasser Starke Säuren Bromwasserstoffsäure, HBr(aq) Salzsäure, HCl(aq) Iodwasserstoffsäure, HI(aq) Salpetersäure, HNO 3 (aq) Perchlorsäure, HClO 4 (aq) Chlorsäure, HClO 3 (aq) Schwefelsäure, H 2 SO 4 (aq) Starke Basen Alkali-Hydroxide: LiOH(aq), NaOH(aq), KOH(aq) Erdalkali-Hydroxide: Ca(OH) 2 (aq), Sr(OH) 2 (aq), Ba(OH) 2 (aq) Alkali- und Erdalkali-Oxide: Li 2 O(aq), K 2 O(aq), CaO(aq), MgO(aq) Eine starke Säure ist in Lösung komplett deprotoniert. Eine starke Base ist in Lösung komplett protoniert.

44 Eine starke Säure ist in Lösung komplett deprotoniert. Eine starke Base ist in Lösung komplett protoniert. Oxide und Hydroxide, wie z.b. CaO(aq), NaOH(aq) oder Ca(OH) 2 (aq) sind starke Basen in Wasser: O 2- (aq) + H 2 O(l) 2 OH - (aq) Das OH - -Ion selbst, obwohl es eine starke Base ist, überlebt in Wasser, da keine Nettoreaktion stattfindet: H 2 O(l) + OH - (aq) OH - (aq) + H 2 O(l)

45 Die Bronstedt sche Definition einer Säure bzw. Base umfasst alle Lösungsmittel. Beispiel: Wenn Essigsäure in flüssigem Ammoniak gelöst wird, findet ebenfalls Protonentransfer statt und folgendes Gleichgewicht wird erreicht: CH 3 COOH(l) + NH 3 (l) CH 3 COO - (am) + NH 4+ (am) am bedeutet, dass die Spezies in Ammoniak gelöst ist.

46 Protonentransfer kann auch in der Gasphase passieren: HCl(g) + NH 3 (g) NH 4 Cl(s) weißer Niederschlag auf Laborgeräten Generell können Protonentransfer-Reaktionen als Spezialfall von Lewis-Säure-Base-Reaktionen aufgefasst werden (siehe 4. Einheit): Das Proton ist eine klassische Lewis-Säure (Elektronenmangelverbindung), also ein Elektronenpaar-Akzeptor. Eine Bronstedt-Base ist eine Lewis-Base, die das einsame Elektronenpaar zur Bindung eines Protons verwenden kann.

47 Übungsbeispiel: Identifizieren Sie die Bronstedt-Säuren und Basen in den Ausgangsstoffen und Reaktionsprodukten der Reaktion HNO 2 (aq) + HPO 2-4 (aq) NO 2- (aq) + H 2 PO 4- (aq) Antworten: Säuren: Basen: HNO 2 (aq), Salpetrige Säure H 2 PO 4- (aq), Dihydrogenphosphat HPO 2-4 (aq), Hydrogenphosphat NO 2- (aq), Nitrit

48 Protonentransfer-Reaktionen in Lösung sind sehr schnell. Die Reaktion erreicht sehr rasch das chemische Gleichgewicht, in dem sich die Konzentrationen der Reaktionspartner nicht mehr ändern. Für alle schwachen Säuren und Basen verläuft die Reaktion in beide Richtungen (Hin- und Rückreaktion): NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) HCN(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CN - (aq) Entsprechend der Bronstedt schen Definition entsteht daher aus jeder Säure die konjugierte Base und aus jeder Base die konjugierte Säure. Das Ammonium-Ion, NH 4+ (aq), ist also die konjugierte Säure des Ammoniaks, während das Cyanid-Ion, CN - (aq), die konjugierte Base der Blausäure darstellt. Generell gilt: Säure Base Protonenabgabe Protonenaufnahme konjugierte Base konjugierte Säure

49 Säuren und Basen Neutralisationsreaktionen Die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base heißt Neutralisationsreaktion. Das gebildete ionische Produkt heißt Salz. Das Kation des Salzes stammt von der Base, das Anion von der Säure. Säure + Base Salz und Wasser Neutralisationsreaktionen sind Beispiele für Austauschreaktionen oder Metathesereaktionen, also Reaktionen, in denen die positiven und negativen Ionen ihre jeweiligen Partner tauschen. Allgemeine Gleichung: AX + BY AY + BX Ca(OH) 2 (aq) + 2 HCl(aq) CaCl 2 (aq) + 2 H 2 O(l)

50 HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) 2 HNO 3 (aq) + Ba(OH) 2 (aq) Ba(NO 3 ) 2 (aq) + 2 H 2 O(l) Ähnlich wie bei Fällungs-Reaktionen können auch bei Neutralisationsreaktionen Netto-Ionen-Gleichungen aufgestellt werden: Molekulargleichung: 2 HNO 3 (aq) + Ba(OH) 2 (aq) Ba(NO 3 ) 2 (aq) + 2 H 2 O(l) Ionen-Gleichung: 2 H + (aq) + 2 NO 3- (aq) + Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Ba 2+ (aq) + 2 NO 3- (aq) + 2 H 2 O(l)

51 2 H + (aq) + 2 NO 3- (aq) + Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Ba 2+ (aq) + 2 NO 3- (aq) + 2 H 2 O(l) bzw. exakt wäre die Formulierung: 2 H 3 O + (aq) + 2 NO 3- (aq) + Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Ba 2+ (aq) + 2 NO 3- (aq) + 4 H 2 O(l) Einige Ionen auf beiden Seiten kürzen sich weg und als Netto- Ionen-Gleichung bleibt: bzw. 2 H 3 O + (aq) + 2 OH - (aq) 4 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) 2 H 2 O(l) Neutralisationsreaktionen zwischen starken Säuren und starken Basen führen also zur Bildung von Wasser aus Hydronium-Ionen und Hydroxid-Ionen.

52 Bei der Formulierung der Neutralisations-Reaktion einer schwachen Base oder einer schwachen Säure sollte die molekulare Form der schwachen Säure bzw. Base angeschrieben werden, da diese Spezies in Lösung dominiert. Beispiele: Reaktion zwischen Blausäure, HCN(aq) (= schwache Säure) und Natronlauge, NaOH(aq) (= starke Base): HCN(aq) + OH - (aq) H 2 O(l) + CN - (aq) Reaktion zwischen Ammoniak, NH 3 (aq) (= schwache Base) und Salzsäure, HCl(aq) (= starke Säure): NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) NH 4+ (aq) + H 2 O(l)

53 Übungsbeispiel: Welche Säuren und Basen würden Sie verwenden um Rubidiumnitrat zu bilden? HNO 3 (aq) + RbOH(aq) RbNO 3 (aq) + H 2 O(l) Antwort: Neutralisationsreaktion. Das Kation des entstehenden Salzes stammt immer von einer Base, das Anion von einer Säure. Salpetersäure und Rubidiumhydroxid Übungsbeispiel: Wie lautet die chemische Gleichung für die Neutralisations-Reaktion in der Calciumphosphat, Ca 3 (PO 4 ) 2 (s), gebildet wird? 3 Ca(OH) 2 (aq) + 2 H 3 PO 4 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 6 H 2 O(l)

54 Anion Halogenid-Ion Fluorid-Ion, F - Chlorid-Ion, Cl - Bromid-Ion, Br - Iodid-Ion, I - Oxid-Ion, O 2- Hydroxid-Ion, OH - Sulfid-Ion, S 2- Cyanid-Ion, CN - Säure Halogenwasserstoff Fluorwasserstoffsäure Flusssäure, HF(aq) Chlorwasserstoffsäure Salzsäure, HCl(aq) Bromwasserstoffsäure, HBr(aq) Iodwasserstoffsäure, HI(aq) Wasser, H 2 O(l) Wasser, H 2 O(l) Schwefelwasserstoff, H 2 S(aq) Cyanwasserstoff, Blausäure, HCN(aq)

55 Carbonat-Ion, CO 2-3 Hydrogencarbonat-Ion (Bicarbonat-Ion), HCO - 3 Nitrit-Ion, NO - 2 Nitrat-Ion, NO - 3 Phosphat-Ion, PO 3-4 (tertiäres Phosphat) Hydrogenphosphat-Ion, HPO 2-4 (sekundäres Phosphat) Dihydrogenphosphat-Ion, H 2 PO - 4 (primäres Phosphat) Sulfit-Ion, SO 2-3 Sulfat-Ion, SO 2-4 Hypochlorit-Ion, ClO - Chlorit-Ion, ClO - 2 Chlorat-Ion, ClO - 3 Perchlorat-Ion, ClO - 4 Kohlensäure, H 2 CO 3 (aq) Kohlensäure, H 2 CO 3 (aq) Salpetrige Säure, HNO 2 (aq) Salpetersäure, HNO 3 (aq) Phosphorsäure, H 3 PO 4 (aq) Phosphorsäure, H 3 PO 4 (aq) Phosphorsäure, H 3 PO 4 (aq) Schwefelige Säure, H 2 SO 3 (aq) Schwefelsäure, H 2 SO 4 (aq) Hypochlorige Säure, HClO(aq) Chlorige Säure, HClO 2 (aq) Chlorsäure, HClO 3 (aq) Perchlorsäure, HClO 4 (aq)

56 Säuren und Basen Autoprotolyse des Wassers Nach der Bronstedtschen Definition kann ein und dieselbe Substanz sowohl eine Säure als auch eine Base sein. Beispiel Wasser: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Wasser ist amphiprotisch, kann also sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Daher findet selbst in reinem Wasser auch zwischen Wassermolekülen untereinander ein Protonen-Transfer statt: H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Eine Reaktion bei der ein Molekül Protonen auf Moleküle derselben Art überträgt, heißt Autoprotolyse.

57 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) - Als Resultat der Autoprotolyse, existieren in reinem Wasser neben H 2 O- Molekülen auch Hydronium-Ionen und Hydroxid-Ionen. Die Konzentration der Ionen ist allerdings sehr gering, nämlich etwa 10-7 mol/l (entsprechend 1 Ion auf 200 Millionen H 2 O-Moleküle)

58 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Die Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion ist K = c(h 3 O + ).c(oh - ) / c 2 (H 2 O) In reinem Wasser, wie auch in verdünnten Lösungen kann die Konzentration des Wassers als konstant angesehen werden. Ein Liter Wasser enthält: c(h 2 O) = 1000 g / (18 g/mol) = 55,55 mol. Da c(h 2 O) konstant ist, wird es in die Gleichgewichtskonstante einbezogen: K W = c(h 3 O + ).c(oh - ) = Ionenprodukt des Wassers

59 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Autoprotolyse-Konstante des Wassers K W = [H 3 O + ].[OH - ] Bei 25 C wurde experimentell festgestellt, dass [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 mol/l und somit gilt K W = mol 2 /L 2 Die Konzentration der Ionen ist also sehr gering. Wasser ist ein schlechter elektrischer Leiter.

60 Die Autoprotolyse-Konstante des Wassers ist eine Gleichgewichtskonstante: K W = [H 3 O + ].[OH - ] H 3 O + - Konzentration OH - - Konzentration Das bedeutet, dass die Konzentrationen der Hydronium-Ionen und der Hydroxid-Ionen miteinander gekoppelt sind. Eine Erhöhung der Konzentration der Hydronium-Ionen als Konsequenz einer Säurezugabe führt automatisch zu einer Erniedrigung der Konzentration der Hydroxid-Ionen.

61 Übungsbeispiel: Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentrationen der Hydroxid-Ionen und Hydronium-Ionen bei 25 C einer Bariumhydroxid-Lösung der Stoffmengenkonzentration von 0,0030 mol/l. Lösung: Bariumhydroxid ist ein Hydroxid eines Erdalkalimetalles und somit eine starke Base, daher ein starker Elektrolyt, der in Wasser vollständig in seine Ionen dissoziiert ist: Ba(OH) 2 (aq) Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Stöchiometrische Beziehung: 1 mol Ba(OH) 2 2 mol OH - -Ionen liefert. 0,003 mol/l Ba(OH) 2 liefern daher 0,006 mol/l OH - -Ionen. Die Konzentration der Hydronium-Ionen ist mit der Konzentration der Hydroxid-Ionen über die Autoprotolyse-Konstante gekoppelt: c(h 3 O + ) = (10-14 mol 2 /L 2 ) / (0,006 mol/l) = 1, mol/l

62 Säuren und Basen ph-wert Die Stoffmengenkonzentration von Hydronium-Ionen kann extrem stark variieren (von einigen mol/l bis mol/l). Durch die Einführung von Logarithmen, kann das Rechnen vereinfacht werden. Der sog. ph-wert ist folgendermaßen definiert: ph = -log[c(h 3 O + )] So ist z.b. der ph-wert von reinem Wasser, c(h 3 O + ) = 10-7 mol/l, bei 25 C: ph = -log[ ] = 7,00 Die meisten Lösungen haben einen ph-wert zwischen 0 und 14. Die ph-skala wurde 1909 von Soren Sorensen eingeführt. Das negative Vorzeichen in der Definitionsgleichung bedeutet, dass je höher die Konzentration der Hydronium-Ionen ist, desto kleiner ist der ph-wert.

63 log x Bereiche großer numerischer Unterschiede sind schwierig graphisch darzustellen. Dies ist der Grund der Einführung logarithmischer Skalen Aufgrund der logarithmischen Skalierung bedeutet aber z.b. dass beim Übergang von ph 4 auf ph 3 die Konzentration der Hydronium- Ionen um das Zehnfache steigt!

64 Reines Wasser hat einen ph-wert von 7. Der ph-wert einer sauren Lösung ist kleiner als 7. Der ph-wert einer basischen Lösung ist größer als 7. ph-werte können auch größer als 14 oder sogar negativ sein.

65 Übungsbeispiel: Berechnen Sie den ph-wert von (a) menschlichem Blut mit der Hydronium-Ionen-Konzentration von 4, mol/l; (b) HCl(aq) (0,02 mol/l); und (c) KOH(aq) (0,04 mol/l). Lösung: (a) ph = -log [4, ] = 7,4 (b) HCl ist eine starke Säure, d.h. c(hcl) = c(h 3 O + ) = 0,02 mol/l ph = -log [0,02] = 1,7 Beachten Sie, dass dieser Ansatz NICHT für schwache Säuren gilt. (c ) KOH ist eine starke Base, d.h. c(koh) = c(oh - ) = 0,04 mol/l c(h 3 O + ) = (10-14 mol 2 /L 2 ) / (0,04 mol/l) = 2, mol/l ph = -log [2, ] = 12,6 Beachten Sie, dass dieser Ansatz NICHT für schwache Basen gilt.

66 Übungsbeispiel: Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentrationen der Hydroxid-Ionen und Hydronium-Ionen bei 25 C einer Iodwasserstofflösung der Stoffmengenkonzentration von 6, mol/l. Lösung: Iodwasserstoff, HI(aq), ist eine starke Säure, daher gilt: HI(aq) + H 2 O(l) I - (aq) + H 3 O + (aq) Aus der Gleichung ist ersichtlich, dass 1 mol HI 1 mol H 3 O + - Ionen liefert (= 6, mol/l). Die Konzentration der Hydronium-Ionen ist mit der Konzentration der Hydroxid-Ionen über die Autoprotolyse-Konstante gekoppelt: c(oh - ) = (10-14 mol 2 /L 2 ) / (6, mol/l) = 1, mol/l

67 Übungsbeispiel: Berechnen Sie den ph-wert (a) einer Ammoniak- Lösung, NH 3 (aq), wie sie im Haushalt verwendet wird, wenn die Molarität der Hydroxid-Ionen mol/l beträgt und von (b) einer Perchlorat-Lösung, HClO 4 (aq), der Konzentration 6, mol/l. Lösung: (a) c(h 3 O + ) = (10-14 mol 2 /L 2 ) / ( mol/l) = 3, mol/l (b) ph = -log [3, ] = 11,5 Perchlorsäure ist eine starke Säure, daher gilt, dass c(hclo 4 ) = c(h 3 O + ) = 6, mol/l. ph = -log [6, ] = 4,22

68 ph-werte können rasch durch sog. Indikatorpapiere grob bzw. präziser mittels ph-elektroden (ph-meter) bestimmt werden. ph-meter bestehen aus einem Voltmeter, das mit 2 Elektroden verbunden ist, die in die zu messende Lösung eintauchen. Der Unterschied im elektrischen Potential zwischen den Elektroden ist dem ph- Wert proportional. Handhabung und Kalibrierung wird im Praktikum demonstriert.

69 Laut amerikanischer Umweltschutzbehörde (EPA, Environmental Protection Agency) gelten Stoffe (z.b. Abfälle) als korrosiv, wenn deren ph-wert unter 3.0 (stark sauer) oder über 12,5 (stark basisch) ist. Zitronensaft (ph 2,5) ist korrosiv. Natronlauge der Konzentration 1 mol/l ist korrosiv (ph 14). Wichtig: Die Konzentration der Hydronium- Ionen kann jederzeit aus dem ph-wert errechnet werden: c(h 3 O + ) = 10 -ph

70 Übungsbeispiel: Der ph-wert der Magenflüssigkeit beträgt 1,7. Wie groß ist die Molarität der Hydronium-Ionen? Es gilt: c(h 3 O + ) = 10 -ph c(h 3 O + ) = 10-1,7 = 0,02 mol/l Übungsbeispiel: Welchen ph-wert hat eine Lösung von 0,0005 mol NaOH(aq) pro Liter? NaOH(aq) ist eine starke Base (= starker Elektrolyt) und ist daher in Wasser vollständig in seine Ionen dissoziiert: c(oh - ) = 0,0005 = mol/l c(h 3 O + ) = (10-14 mol 2 /L 2 ) / ( mol/l) = 2, mol/l ph = 10,7

71 Säuren und Basen poh-wert In den Naturwissenschaften werden oftmals quantitative Aussagen durch Einführung von Logarithmen vereinfacht. px = -logx ph = -log[c(h 3 O + )] Auch die Hydroxid-Ionen Konzentration kann entsprechend dargestellt werden: poh = -log[c(oh - )] In reinem Wasser ist c(oh - ) = c(h 3 O + ) = 1, mol/l poh = ph = 7,0 Autoprotolysekonstante des Wassers K W = c(h 3 O + ).c(oh - ) = mol 2 /L 2 pk w = -logk w = -log( ) = 14,0

72 log[c(h 3 O + )] + log[c(oh - )] = logk w ph + poh = pk w = 14 Übungsbeispiel: Die Hydroxid-Ionen Konzentration einer starken Base wurde mit 0,006 mol/l bestimmt. Berechnen Sie den ph-wert. Lösung: poh = -log[ mol/l) = 2,22 ph = 14 2,22 = 11,78

73 Säuren und Basen Schwache Säuren und schwache Basen 0,1 M CH 3 COOH(aq) ph = 3 0,1 M HCl(aq) ph = 1, aus c(h 3 O + ) = 0,1 M und ph = -log(0,1) = 1 0,1 M NH 3 (aq) ph = 11, 0,1 M NaOH(aq) ph = 13, aus c(oh - ) = 0,1 M und poh = 1 bzw. ph = 14 1 = 13 Essigsäure ist also eine viel schwächere Säure als Salzsäure. Ammoniak ist also eine viel schwächere Base als Natronlauge.

74 (a) (b) Reaktion von Magnesium mit (a) Salzsäure, HCl(aq), und mit (b) Essigsäure, CH 3 COOH(aq). Trotz gleicher Stoffmengenkonzentration der Säuren, reagiert Magnesium mit Salzsäure viel heftiger. Die Wasserstofffreisetzung ist stärker. Mg(s) + 2 H 3 O + (aq) Mg 2+ (aq) + H 2 (g) + 2 H 2 O(l)

75 Die meisten in der Natur vorkommenden Säuren und Basen sind schwach. So stammt z.b. der natürliche Säuregehalt in Flüssen von Kohlensäure [H 2 CO 3 (aq) aus gelöstem CO 2 (g)], Dihydrogenphosphat- Ionen, H 2 PO 4- (aq) (z.b. aus Düngemitteleinträgen), oder organischen Säuren, RCOOH(aq), aus dem Abbau von biologischem Material. Auch die natürlich vorkommenden Basen sind schwache Basen (z.b. Amine).

76 In der Lösung einer schwachen Säure findet man einige Hydronium-Ionen, H 3 O + (aq), und einen großen Überschuß an ursprünglichem (nichtdissoziiertem) Säuremolekül. CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) K = c(h 3 O + )c(ch 3 COO - ) / c(ch 3 COOH).c(H 2 O) HA = z.b. CH 3 COOH, A = CH 3 COO -

77 K = c(h 3 O + )c(ch 3 COO - ) / c(ch 3 COOH).c(H 2 O) c(h 2 O) = 55,55 mol/l = konstant K a = c(h 3 O + )c(ch 3 COO - ) / c(ch 3 COOH) = 1, K a = Säurekonstante bzw. pk a = -logk a = 4,75 Je größer der Zahlenwert für K a ist (bzw. je kleiner für pk a ) umso stärker ist die Säure (umso stärker ist sie dissoziiert). Beispiele: Phosphorsäure, H 3 PO 4 (aq) K a = 7, pk a = 2,12 Flußsäure, HF(aq) K a = 3, pk a = 3,45 Essigsäure, CH 3 COOH(aq) K a = 1, pk a = 4,75 Kohlensäure, H 2 CO 3 (aq) K a = 4, pk a = 6,37

78 Für eine schwache Base gilt z.b.: Ammoniak NH 3 (aq) + H 2 O(aq) NH 4+ (aq) + OH - (aq) K = c(nh 4+ ).c(oh - ) / c(nh 3 ).c(h 2 O) c(h 2 O) = 55,55 mol/l = konst. K b = c(nh 4+ ).c(oh - ) / c(nh 3 ) K b = Basenkonstante = 1, pk b = -log K b = 4,75 B = z.b. NH 3, BH + = NH + 4

79 Je kleiner der Zahlenwert für K b (= großer pk b -Wert) ist, umso schwächer ist die Base. Basenkonstanten bei 25 C Harnstoff, CO(NH 2 ) 2 (aq) K b = 1, pk b = 13,9 Anilin, C 6 H 5 NH 2 (aq) K b = 4, pk b = 9,37 Pyridin, C 5 H 5 N(aq) K b = 1, pk b = 8,75 Ammoniak, NH 3 (aq) K b = 1, pk b = 4,75 Methylamin, CH 3 NH 2 (aq) K b = 3, pk b = 3,44 Dimethylamin, (CH 3 ) 2 NH(aq) K b = 5, pk b = 3,27 Triethylamin, (C 2 H 5 ) 3 N(aq) K b = 1, pk b = 2,99

80 HCl(aq) ist eine starke Säure. Die konjugierte Base (Cl-) muss also sehr schwach sein: HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) Bei der schwachen Säure CH3COOH(aq) muss die konjugierte Base, das Acetat-Ion CH3COO-(aq), stark sein (guter Protonen-Akzeptor) CH3COOH(aq) + H2O(l) Säure- und Basekonstante hängen zusammen: H3O+(aq) + CH3COO-(aq) pka + pkb = pkw

81 Wieso ist pk a + pk b = pk w? Beispiel Ammoniak, NH 3 (aq) (Base) und konjugierte Säure, NH 4+ (aq): Basenreaktion: NH 3 (aq) + H 2 O(aq) NH 4+ (aq) + OH - (aq) K b = c(nh 4+ ).c(oh - ) / c(nh 3 ) Säurereaktion: NH 4+ (aq) + H 2 O(aq) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) K a = c(nh 3 ).c(h 3 O + ) / c(nh 4+ ) K a K b = [c(nh 3 ).c(h 3 O + ) / c(nh 4+ )] [c(nh 4+ ).c(oh - ) / c(nh 3 )] K a K b = c(h 3 O + ) c(oh - ) = K W pk a + pk b = pk w

82 Je stärker eine Säure ist, umso schwächer ist die konjugierte Base. Je stärker eine Base ist, umso schwächer ist die konjugierte Säure.

83 Starke Säure Formel Basenformel Name Iodwasserstoffsäure HI (aq) I - (aq) Iodid-Ion Perchlorsäure HClO 4 (aq) ClO 4- (aq) Perchlorat-Ion Bromwasserstoffsäure HBr(aq) Br - (aq) Bromid-Ion Salzsäure HCl(aq) Cl - (aq) Chlorid-Ion Schwefelsäure H 2 SO 4 (aq) HSO 4- (aq) Hydrogensulfat- Ion Chlorsäure HClO 3 (aq) ClO 3- (aq) Chlorat-Ion Salpetersäure HNO 3 aq) NO 3- (aq) Nitrat-Ion Hydronium-Ion H 3 O + (aq) H 2 O(l) Wasser Hydrogensulfat-Ion HSO 4- (aq) SO 2-4 (aq) Sulfat-Ion Flußsäure HF(aq) F - (aq) Fluorid-Ion Salpetrige Säure HNO 2 (aq) NO 2- (aq) Nitrit-Ion Kohlensäure H 2 CO 3 (aq) HCO 3- (aq) Hydrogencarbonat-Ion Wasser H 2 O(l) OH - (aq) Hydroxid-Ion

84 Schwefelwasserstoff H 2 S(aq) HS - (aq) Hydrogensulfid Ammonium-Ion NH 4+ (aq) NH 3 (aq) Ammoniak Blausäure HCN(aq) CN - (aq) Cyanid-Ion Hydrogencarbonat-Ion HCO 3- (aq) CO 2-3 (aq) Carbonat-Ion Methylammonium-Ion CH 3 NH 3+ (aq) CH 3 NH 2 (aq) Methylamin Wasser H 2 O(aq) OH - (aq) Hydroxid-Ion Ammoniak NH 3 (aq) NH 2- (aq) Amid-Ion Wasserstoff H 2 (aq) H - (aq) Hydrid-Ion Methan CH 4 (aq) CH 3- (aq) Methid-Ion Hydroxid-Ion OH - (aq) O 2- (aq) Oxid-Ion Schwache Säure Formel Basenformel Name

85 Die Fähigkeit eines Moleküls als starke oder schwache Säure zu agieren hängt von der Basenkonstante der konjugierten Base in Relation zur Basenkonstante des Wassers ab. Bei einer starken Säure ist die Basenkonstante des Wassers größer als jene der konjugierten Base. Als Konsequenz liegt die Säure vollkommen dissoziiert in wässriger Lösung vor. Bei einer schwachen Säure ist die Basenkonstante der kongugierten Base größer als jene von Wasser. Als Konsequenz liegt die Säure hauptsächlich undissoziiert vor.

86 Molekulare Struktur und Säurestärke Die Säure-Reaktion beinhaltet (a) (b) Bruch der H-A Bindung (allgemein: HA entspricht nichtdissoziierter Säure) Bildung der H-OH 2 Bindung [= H 3 O + (aq), Hydronium-Ion] Im ersten Schritt kommt es zur Ausbildung einer Wasserstoffbrücken- Bindung zwischen undissoziierter Säure (H-A) und dem Lösungsmittel Wasser: H 2 O H-A Je elektronegativer A ist, umso stärker ist H positiv polarisiert und umso stärker ist die Wasserstoffbrücken-Bindung und umso leichter erfolgt die Protonenabgabe an {Beispiel: H-F ist Säure, während H-N- H 2 [= NH 3 (aq)] keine Säure ist}. Je polarer die H-A Bindung also ist, umso stärker ist die Säure.

87 Innerhalb einer Gruppe dominiert allerdings der Effekt der Bindungsstärke: Für die Säurestärke (Säurekonstante, K a ) der Halogenwasserstoffsäuren HF(aq), HCl(aq), HBr(aq), und HI(aq) gilt: HF(aq) < HCl(aq) < HBr(aq) < HI(aq) Die Polarität der Bindung sinkt zwar innerhalb der Gruppe von oben nach unten ab, jedoch nimmt auch die Bindungsstärke innerhalb der Gruppe ab. Hier dominiert also der Effekt der abnehmenden Bindungsstärke. Der gleiche Trend existiert für binäre Säuren der Gruppe 16 (binäre Verbindungen bestehen nur aus zwei unterschiedlichen Elementen). Für deren Säurekonstante, K a, gilt ebenfalls: H 2 O(aq) < H 2 S(aq) < H 2 Se(aq) < H 2 Te(aq)

88 Beispiel Oxosäuren: H 3 PO 3 (aq) Phosphorige Säure, H 3 PO 3 (aq) hat drei Protonen, zwei sitzen am Sauerstoff, eines direkt am Phosphoratom: (HO) 2 PHO(aq). Saure Wasserstoffatome sind nur jene, die an Sauerstoff gebunden sind. Der Effekt der Polarität kommt zum Tragen, da der Elektronegativitäts-Unterschied zwischen Phosphor und H viel geringer ist als zwischen Sauerstoff und Wasserstoff. Normalerweise sind in Oxosäuren sämtliche Wasserstoffatome an Sauerstoff gebunden.

89 Beispiel Hypohalogenige Säuren Säure HXO(aq) Struktur Elektronegativität von X pk a Hypochlorige Säure, HClO(aq) Cl-O-H 3.2 7,53 Hypobromige Säure, HBrO(aq) Br-O-H 3.0 8,69 Hypoiodige Säure, HIO(aq) I-O-H ,64 Je größer die Elektronegativität des Halogens ist, umso stärker ist die Säure (weil die O-H Bindung polarer ist).

90 Beispiel: Oxosäuren des Chlors [Hypochlorige Säure, HClO(aq), Chlorige Säure, HClO 2 (aq), Chlorsäure, HClO 3 (aq) und Perchlorsäure, HClO 4 (aq)] Oxidationszahl pk a Je mehr Cl O H + 1 7,53 Sauerstoffatome an O einer Oxosäure am Zentralatom Cl O H +3 2,00 gebunden sind, O Cl O H +5 stark umso stärker ist diese Säure (die negative Ladung O der konjugierten O Base kann besser über das gesamte O Cl O H +7 stark Molekül verteilt O werden)

91 In organischen Säuren sitzt das saure Wasserstoffatom auf der Carboxylgruppe (funktionelle Gruppe) R-COOH(aq) Auch hier gilt: Elektronegative (also elektronenanziehende) Atome in der Nähe der Carboxylgruppe erhöhen die Säurestärke. Beispiel: Essigsäure CH 3 COOH(aq) pk a = 4,75 Trichloressigsäure CCl 3 COOH(aq) pk a = 0,52 Alkohole (z.b. Ethanol, C 2 H 5 OH) sind keine Oxosäuren. Die konjugierte Base, das Alkoxid- Ion, ist ein starker Protonenakzeptor. Im Vergleich dazu ist das Acetat-Ion, eine viel schwächere Base.

92 Wie kann nun der ph-wert einer schwachen Base oder schwachen Säure berechnet werden? Beispiel: Berechnen Sie den ph-wert einer Essigsäure-Lösung der Stoffmengenkonzentration 0,1 mol/l. CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) K a = 1, CH 3 COOH H 3 O + CH 3 COO - Anfangsmolarität 0,1 mol/l 0 mol/l 0 mol/l Änderung in Molarität - x mol/l + x mol/l + x mol/l Gleichgewichts- Molarität 0,1 x x x Massenwirkungsgesetz: K a = 1, = (x x) / (0,1 x)

93 K a = 1, = (x x) / (0,1 x) Schwache Säure: x << 0,1 mol/l (Ausgangskonzentration) K a = 1, = x 2 / 0,1 x = 1, mol/l = c(h 3 O + ) ph-wert = - log(1, ) = 2,89 Der Dissoziationsgrad [c(h 3 O + )/c(ch 3 COOH) Anfang ] 100% = [(1, ) / 0,1] 100% = 1,3% Bei einer starken Säure wäre der Dissoziationsgrad nahe 100%.

94 Polyprotische Säuren Moleküle, die mehrere saure Wasserstoffatome tragen, heißen polyprotisch. Beispiel Kohlensäure, H 2 CO 3 H 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + HCO 3- (aq) K a1 = 4, HCO 3- (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CO 2-3 (aq) K a2 = 5, d.h. die konjugierte Base des ersten Gleichgewichts fungiert als Säure im zweiten Gleichgewicht. Die Protonen in polyprotischen Säuren werden schrittweise freigesetzt, wobei die Acidität (siehe zweite Säurekonstante) dramatisch abnimmt: K a1 >> K a2 >> K a3

95 Beispiel Phosphorsäure, H 3 PO 4 (aq) H 3 PO 4 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + H 2 PO 4- (aq) pk a1 = 2,1 H 2 PO 4- (aq) +H 2 O(l) H 3 O + (aq) + HPO 2-4 (aq) pk a2 = 7,2 HPO 2-4 (aq) +H 2 O(l) H 3 O + (aq) + PO 3-4 (aq) pk a3 = 12,7 Weitere wichtige polyprotische Säuren: Schwefelsäure, H 2 SO 4 (aq), Schwefelige Säure, H 2 SO 3 (aq), Schwefelwasserstoff, H 2 S(aq), Phosphorige Säure, H 3 PO 3 (aq), Oxalsäure, (COOH) 2 (aq) usw.

96 Wie kann nun der ph-wert einer polyprotischen Säure ermittelt werden. Beispiel: Wie lautet der ph-wert einer Schwefelsäurelösung der Stoffmengenkonzentration von 0,01 mol/l? Der ph-wert hängt mit der Gesamtkonzentration der H 3 O + -Ionen zusammen, daher müssen beide Deprotonierungsschritte berücksichtigt werden. Insgesamt wird natürlich hauptsächlich der erste Deprotonierungsschritt zum ph-wert beitragen. Bei H 2 SO 4 sind pk a1 << 1 (starke Säure!!, vollständig dissoziiert) und pk a2 = 1,92. H 2 SO 4 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + HSO 4- (aq) c(h 2 SO 4 ) = 0,01 mol/l = c(h 3 O + ) würde einem ph von 2 entsprechen.

97 Auch das zweite Deprotonierungsgleichgewicht setzt (wenn auch viel weniger) H 3 O + -Ionen frei, die zum ph-wert beitragen: HSO 4- (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + SO 4 2- (aq) K a2 = 0,012 HSO 4- (aq) H 3 O + (aq) SO 2-4 (aq) Anfangsmolarität 0,01 mol/l 0,01 mol/l 0 mol/l Änderung in Molarität - x mol/l + x mol/l + x mol/l Gleichgewichts- Molarität 0,01 x 0,01 + x x Massenwirkungsgesetz: K a2 = 0,012 = [(0,01 + x) x] / (0,01 x) x 2 + 0,022x (1, ) = 0 quadratische Gleichung

98 x 2 + 0,022x (1, ) = 0 quadratische Gleichung x = 4, mol/l Die gesamte Stoffmengenkonzentration der Hydronium-Ionen ist daher c(h 3 O + ) = 0,01 mol/l + 4, mol/l = 1, mol/l ph = - log(1, ) = 1,84

99 Säuren und Basen ph-wert von Salzlösungen Eine Neutralisationsreaktion ist eine Reaktion zwischen Säure und Base. Das Reaktionsprodukt ist ein Salz und Wasser. Der ph-wert der entstehenden Lösung kann neutral sein (ph = 7.0), wenn eine starke Säure mit einer starken Base vollständig umgesetzt wird. HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) Säure + Base Salz + Wasser Sowohl bei Salzsäure, HCl(aq), als auch bei Natronlauge, NaOH(aq), handelt es sich um starke Elektrolyte, die vollständig dissoziiert sind. Die Netto-Ionen-Gleichung lautet: H 3 O + (aq) + OH - (aq) 2 H 2 O(l)

100 Die Reaktion zwischen Säure und Base ergibt immer ein Salz. Der ph-wert der entstehenden Lösung kann aber auch höher oder (seltener) niedriger sein als ph 7.0. Wenn 0,3 M Essigsäure, CH 3 COOH(aq) (schwache Säure daher schwacher Elektrolyt) mit 0,3 M NaOH(aq) (starke Base daher starker Elektrolyt) reagieren, hat die entstehende Lösung einen ph- Wert von etwa 9,0. In diesem Fall bestimmt das Acetat-Ion, CH 3 COO - (aq), die (starke) korrespondierende Base einer schwachen Säure, den ph-wert. Entsprechend der Bronstedt-Theorie kann jedes Ion, egal ob Anion oder Kation, als Säure oder Base fungieren, z.b. reagiert das Acetat- Ion, CH 3 COO - (aq) als Base, das Hydrogensulfat-Ion, HSO 4- (aq), als Säure oder das Ammonium-Ion, NH 4+ (aq), als Säure usw.

101 Alle Kationen, die konjugierte Säuren von schwachen Basen sind, fungieren als Protonendonoren, und ergeben daher saure Lösungen, z.b. Ammonium-Ion, NH 4+ (aq); Anilinium-Ion, C 6 H 5 NH 3+ (aq) usw. Kleine, hochgeladene Metall-Kationen sind Lewis-Säuren in Wasser und ergeben ebenfalls saure Lösungen. Die Protonen stammen von den Wassermolekülen, die die Ionen hydratisieren. Die Wassermoleküle teilen Elektronen mit den Metall-Kationen, die O-H Bindung wird dadurch gelockert: z.b.: Fe 3+ (aq), Cr 3+ (aq), Al 3+ (aq), Fe 2+ (aq), Cu 2+ (aq), Ni 2+ (aq). Kationen der Gruppe 1 und 2 oder generell Kationen mit der Ladung 1 sind schwache Lewis-Säuren. Diese Metall-Ionen sind zu groß und ihre Ladung ist zu gering, um die sie umgebenden Wassermoleküle zu polarisieren. Ihre Lösungen sind neutral.

102 Saure und basische Eigenschaften von Anionen: HSO 4- (aq), H 2 PO 4- (aq) ergeben saure Lösungen. Cl - (aq), Br - (aq), I - (aq), NO 3- (aq), ClO 4- (aq) sind konjugierte Basen von starken Säuren und ergeben daher neutrale Lösungen. F - (aq), O 2- (aq), OH - (aq), S 2- (aq), HS - (aq), CN - (aq), CO 2-3 (aq), PO 3-4 (aq), NO 2- (aq), CH 3 CO 2- (aq), generell Carboxylat-Ionen (siehe Organische Chemie und Biochemie), sind konjugierte Basen von schwachen Säuren und ergeben daher basische Lösungen.

103 Beispiel: Wie lautet die Molekulargleichung und die Netto-Ionen-Gleichung der Reaktion zwischen den wässrigen Lösungen von Essigsäure, CH 3 COOH(aq) und Bariumhydroxid, Ba(OH) 2 (aq)? Molekulargleichung: 2 CH 3 COOH(aq) + Ba(OH) 2 (aq) 2 H 2 O(l) + Ba(CH 3 COO) 2 (aq) Ionen-Gleichung: 2 CH 3 COOH(aq) + Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O(l) + Ba 2+ (aq) + 2 CH 3 COO - (aq) Netto-Ionen-Gleichung: 2 CH 3 COOH(aq) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O(l) + 2 CH 3 COO - (aq)

104 Im Magen werden Säuren der Stoffmengenkonzentration 0,1 mol/l, u.a. HCl(aq), zur Verdauung unserer Nahrungsstoffe abgegeben. Sowohl Magen als auch der weitere Verdauungstrakt sind durch eine Schleimhaut vor den zersetzenden Eigenschaften der Magensäure geschützt. Bei Beschädigungen der Schleimhaut, wird das Gewebe beschädigt (Magengeschwüre). Typische Medikamente sind Säureneutralisatoren, also einfache Basen: NaHCO 3 (= Alka-Seltzer ), CaCO 3, Al(OH) 3, Mg(OH) 2, NaAl(OH) 2 CO 3 usw. Mg(OH) 2 (s) + 2 HCl(aq) MgCl 2 (aq) + 2 H 2 O(l) Molekulargleichung 2 OH - (aq) + 2 H + (aq) + 2 H 2 O(l) Netto-Ionen-Gleichung

105 Carbonate und Hydrogencarbonate reagieren mit Säuren zu gasförmigen Kohlendioxid, CO 2 (g). HCl(aq) + NaHCO 3 (aq) NaCl(aq) + H 2 CO 3 (aq) Die gebildete Kohlensäure, H 2 CO 3 (aq) ist instabil; wenn sie in ausreichender Konzentration in Lösung vorhanden ist, zerfällt sie zu H 2 O(l) und CO 2 (g), das als Gas entweicht. H 2 CO 3 (aq) H 2 O(l) + CO 2 (g) Man kann also die Gesamtreaktion (Molekulargleichung) folgendermaßen anschreiben: HCl(aq) + NaHCO 3 (aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Netto-Ionen-Gleichung: H + (aq) + HCO 3- (aq) H 2 O(l) + CO 2 (g) Sowohl NaHCO 3 als auch Na 2 CO 3 werden zur Neutralisation von verschütteten Säuren verwendet. Sie werden solange zugegeben, bis sich keine Bläschen, also CO 2 (g), mehr entwickeln.

106 Neben den in der Natur häufig vorkommenden basischen Oxiden (siehe unten), Hydroxiden, Carbonaten und Hydrogencarbonaten, reagieren auch Metallsulfide mit Säuren. Metallsulfide reagieren mit Säuren unter Bildung von Schwefelwasserstoff, H 2 S(g), der für den Geruch von faulen Eiern verantwortlich ist: 2 HCl(aq) + Na 2 S(aq) H 2 S(g) + 2 NaCl(aq) Molekulargleichung 2 H + (aq) + S 2- (aq) H 2 S(g) Netto-Ionen-Gleichung

107 Säuren und Basen Saure, amphotere und basische Oxide Mit Hilfe des Periodensystems kann entschieden werden, ob ein binäres Oxid (Verbindung eines Elements mit Sauerstoff) in Wasser saure oder basische Eigenschaften hat. Für die Hauptgruppenelemente gilt prinzipiell, dass metallische Oxide in Wasser starke Basen und nichtmetallische Oxide in Wasser Säuren sind. Ein saures Oxid (also ein nichtmetallisches Oxid) reagiert mit Wasser unter Säurebildung, während ein basisches Oxid (also ein metallisches Oxid) mit Wasser unter Basenbildung reagiert.

108 Metalle gute elektrische Leiter hämmerbar, verformbar dehnbar glänzend fest (Ausnahme: Hg) hoher Schmelzpunkt gute Wärmeleiter reagieren mit Säuren bilden basische Oxide bilden Kationen bilden ionische Halogenide Nichtmetalle schlechte elektrische Leiter nicht verformbar nicht dehnbar nicht glänzend fest, flüssig, gasförmig niedriger Schmelzpunkt schlechte Wärmeleiter reagieren nicht mit Säuren bilden saure Oxide bilden Anionen bilden kovalente Halogenide

109 Beispiele für saure Oxide: CO 2 (g) + H 2 O(l) H 2 CO 3 (aq) SO 2 (g) + H 2 O(l) H 2 SO 3 (aq) P 4 O 10 (s) + 6 H 2 O(l) 4 H 3 PO 4 (aq) (ph-wert natürlicher Gewässer) (saurer Regen) Beispiele für basische Oxide: CaO(s) + H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq) MgO(s) + H 2 O(l) Mg(OH) 2 (aq) Basische Oxide reagieren mit Säuren und saure Oxide reagieren mit Basen: MgO(s) + 2 HCl(aq) MgCl 2 (aq) + H 2 O(l) 2 NaOH(aq) + CO 2 (g) Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l) NaOH(aq) + CO 2 (g) NaHCO 3 (aq)

110 Im Übergangsbereich zwischen Metallen und Nichtmetallen haben die binären Oxide sowohl saure als auch basische Eigenschaften. Substanzen, die sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren heißen amphoter (griech. beides ). Beispiel für amphotere Oxide: Al 2 O 3 (s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl 3 (aq) + 3 H 2 O(l) 2 NaOH(aq) + Al 2 O 3 (s) + 3 H 2 O(l) 2 Na[Al(OH) 4 ](aq) Natriumaluminat besteht aus Na + -Ionen und [Al(OH) 4 ] - - Ionen Andere Hauptgruppenelemente, deren Oxide ebenfalls amphotere Eigenschaften haben sind Be, B, Ga, Ge, Sn, Sb, Pb, Bi. Oxide von d-block-elementen zeigen abhängig vom Oxidationszustand saure, amphotere oder basische Eigenschaften.

111 Saure, amphotere und basische Oxide in den Hauptgruppen des Periodensystems. Metalle bilden basische Oxide, Nichtmetalle saure Oxide. Das diagonale (orange) Band der amphoteren Oxide entspricht etwa der Lage der Metalloide!

112 Übungsbeispiel: Klassifizieren Sie folgende Oxide als basisch, amphoter oder sauer: (a) SO 2, (b) SrO, (c) P 4 O 10, (d)bi 2 O 3, (e) Cl 2 O 7, (f) XeO 4. Lösung (a) sauer (b) basisch (c) sauer (d) amphoter (e) sauer (f) sauer

113 Saurer Regen ph-wert des Niederschlags. Die Karte Nordamerikas zeigt eindeutig einen Zusammenhang zwischen ph-wert des Niederschlags und Industrialisierung.