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5. Reaktionen in wässrigen Lösungen Lösungen sind homogene Gemische, in denen eine innere disperse Phase in einer äußeren Phase, dem Dispergiermittel, fein verteilt vorliegt. Echte molekulare Lösungen sind klar durchsichtig eventuell gefärbt Gelöste Teilchen kommen als einzelne Moleküle vor oder kommen als Ionen vor sind gleichmäßig verteilt verhalten sich ähnlich wie Gase führen zu keiner Entmischung Bekannte Lösemittel PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 128

Wasser organische Lösemittel Ethanol Ether halogenierte Lösemittel Chloroform Per (Tetrachlorethen) aromatische Lösemitte Benzol, Toluol, Xylole Wasser ist eines der wichtigsten Lösemittel überhaupt. Verantwortlich für seine Bedeutung ist der Dipolcharakter mit der Ausbildung von Wasserstoffbrücken zu allen polarisierten Verbindungen, wie z.b. Salzen oder Alkoholen. Beim Lösen von Verbindungen mit Wasserstoff- oder Hydroxid-Bausteinen spricht man im allgemeinen von Säuren und Basen / Laugen. Diese Substanzklassen lassen sich aber recht unterschiedlich beschreiben, bzw. definieren: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 129

5.1 Säure/Base - Reaktionen Definition von Säuren und Basen: a) nach Arrhenius (1883): Säuren liefern H+-Ionen (Protonen) HA H+ + A- HCl H+ + Cl- Basen liefern OH--Ionen (Hydroxidionen) MeOH Me+ + OH- NaOH Na+ + OH- PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 130

b) nach Brönstedt (1923): Säuren sind Protonendonatoren HA H+ + A- HCl H+ + Cl- Basen sind Protonenakzeptoren A- + H+ HA OH- + H+ H 2 O 5.1.1 Korrespondierende Säure/Base-Paare nach Brönstedt: Nach Brönstedt lassen sich Säuren und Basen weiter wie folgt unterteilen: Neutralsäuren: HCl, H 2 SO 4, H 2 O Kationensäuren: H 3 O + +, NH 4 - - 2- Anionensäuren: HSO 4, HCO3, HPO4 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 131

Neutralbasen: H 2 O, NH 3 Kationenbasen: [Al(H 2 O) 4 (OH) 2 ] +, [Zn(H 2 O) 3 OH] + Anionenbasen: OH -, Cl - 2-, SO 4 Auch bei Säure/Base-Reaktionen gibt es Gleichgewichtsreaktionen, d.h. Hin- und Rückreaktion. HA + B A- + BH+ Säure Base Bsp.: Säure Base Hinreaktion HA B HCl NH 3 Rückreaktion BH+ A- NH 4 + Cl- Bei der Rückreaktion bezeichnet man: Säurerest A- = konjugierte oder korrespondierende Base der Säure HA Kation BH+ = konjugierte oder korrespondierende Säure der Base B PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 132

Bei korrespondierenden Säure/Base-Paaren werden Protonen verschoben. Man spricht daher allgemein von einer Protolyse und einem Protolysegleichgewicht. 5.1.2 Autoprotolyse Wasser ist in der Lage einen gewissen Anteil seiner Moleküle in Ionen zu spalten. Diese Reaktion wird als Autoprotolyse bezeichnet: H 2 O H+ + OH- Freie H + Ionen kommen allerdings im Wasser nicht vor. Sie sind immer mit anderen Wassermolekülen verbunden. Das dabei entstehende H 3 O + -Ion wird als Oxoniumion bezeichnet. Durch die Anlagerung weitere Wassermoleküle entstehen H 9 O 4 + -Einheiten, die man Hydroniumionen nennt. Wie bereits mehrfach genannt, wird das PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 133

OH - -Ion als Hydroxidion bezeichnet. Folgende Schreibweise der Autoprotolyse ist daher richtiger: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - 2 H 2 O H 3 O + + OH - Autoprotolyse kommt auch bei anderen Verbindungen vor. Flüssiges Ammoniak (Schmelzpunkt 77,8 C) zeigt dabei folgend e Reaktionen: NH 3 + NH 3 NH 4 + 2 NH 3 NH 4 + + NH 2 - + NH 2 - PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 134

Formuliere die Reaktionsgleichung und benenne korrespondierende Säure/Basepaare a) Ammoniumchlorid mit Wasser b) Natriumhydrogenphosphat mit Kaliumhydroxid c) Hydrogencarbonat mit Hydrogensulfat zu Sulfat d) Blausäure mit Wasser PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 135

Brönstedt Säuren und Basen - Welches ist die konjugierte Säure von NH 3 Ammoniak HC 2 O 4 - mono Hydrogenoxalat OCl - Hypochlorit-ion NH 2 - Amid-Ion PO 4 3- Phosphat-Ion Brönstedt Säuren und Basen Bezeichnen Sie bei den folgenden Reaktionsgleichungen alle Brönstedt Säuren und Basen in Wasser: H 2 PO - 2-2- - 4 + CO 3 HPO 4 + HCO 3 in Wasser: HC 2 O 4 - + HS - C 2 O 4 2- + H 2 S in flüssigem HF: HF + HF H 2 F + + F - PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 136

5.1.3 Ampholyte Verbindungen, die je nach Reaktionspartner als Protonendonator oder Protonenakzeptor fungieren nennt man Ampholyte. Die Substanzen haben amphoteren Charakter. H 2 O OH - + H + H 2 O + H + H 3 O + Außer Wasser können auch andere Substanzen als Ampholyte fungieren, wie z.b.: Al(OH) 3 (AlO 3 ) 3 - + 3 H + Al(OH) 3 + 3 H + Al 3+ + 3 H 2 O - HSO 4 2- SO 4 + H + - HSO 4 + H + H 2 SO 4 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 137

5.1.4 Neutralisation Nach Arrhenius führt die Reaktion von Säure mit Base zu Salz und Wasser. Säure und Base neutralisieren sich gegenseitig. Man spricht von Neutralisation: HCl + NaOH NaCl + H 2 O H + + Cl - + Na + + OH - Na + + Cl - + H + + OH - NaCl + H 2 O 2 H 3 PO 4 + 3 Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 H 2 O 6 H + + 2 PO 4 3- + 3 Ca 2+ + 6 OH - 3 Ca 3 2+ + 2 PO 4 3- + 6 H + + 6 OH - Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 H 2 O PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 138

5.1.5 Elektrolytische Dissoziation Elektrolytische Dissoziation bedeutet den Zerfall einer Substanz in Ionen: a) ionische Verbindungen lösen sich NaCl Na + + Cl - H 20 b) Elektronenpaarbindungen werden durch Wasserstoffbrücken zusätzlich polarisiert und zerbrechen zu Ionen (insbesondere bei Säuren) HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Alle Stoffe, die in wässriger Lösung oder geschmolzenem Zustand den elektrischen Strom leiten nennt man Elektrolyte. Da der Stromtransport ein Ladungs-/Elektronentransport ist, müssen immer Ionen vorhanden sein. Starke Elektrolyte zerfallen fast vollständig in ihre Ionen im Wasser. Schwache Elektrolyte zerfallen nur teilweise in ihre Ionen im Wasser. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 139

5.1.6 Ionenprodukt des Wassers Die Autoprotolyse des Wassers wurde oben bereits wie folgt beschrieben: 2 H 2 O H 3 O + + OH - Die Anwendung des Massenwirkungsgesetzes für die Gleichgewichtsreaktion ergibt dann: c H + c OH - c H3 O+ c OH - K = = c H2 O c H2 O c H2 O Umstellung der Gleichung ergibt sich K c H2 O c H2 O = c H3 O + c OH - PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 140

Da nur ein sehr geringer Bruchteil hiervon dissoziert ist, kann c H2 O als konstant angesehen werden und mit in die neue Konstante K W eingehen: K W = c H3 O + c OH - K W = 10-14 K W = Ionenprodukt des Wassers K W = K c 2 H2O = 10-14 mol²/l² Für Wasser gilt, dass gleich viele H 3 O + - und OH - -Teilchen vorhanden sind. Hieraus ergeben sich folgende Konzentrationen: c H3 O + = c OH - = K W = 10-7 mol/l PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 141

5.2 Säure- und Basenstärke 5.2.1 ph-wert Der ph-wert ist der negativ-dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration. ph = - lg c H3 O + Wenn c H3 O + = 10-7 mol/l ph = 7 [ ph = - lg 10-7 mol/l = -(-7) lg 10 = -(-7) 1 = 7 ] Neutralpunkt ph = 7 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 142

Zugabe von Säuren und Basen verändern den ph und die Konzentrationen an c H3 O + und c OH -, die jedoch über das Ionenprodukt K W = 10-14 miteinander verbunden sind. c H3 O + c OH - ph- Wert c H3 O + c OH - ph- Wert 10-7 10-7 7 10-7 10-7 7 Säure- 10-6 10-8 6 Base- 10-8 10-6 8 zugabe 10-5 10-9 5 zugabe 10-9 10-5 9 10-1 10-13 1 10-13 10-1 13 Die ph-skala: 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 stark sauer schwach sauer neutral schwach basisch stark basisch PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 143

5.2.2 Indikatoren Indikatoren zeigen etwas an. Bei ph-indikatoren handelt es sich um organische Moleküle (RH), die in Abhängigkeit vom ph-wert ihre Farbe ändern. Hierbei kommt es zur Protolyse. R- + H 3 O + R-H + H 2 O PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 144

5.2.3 Starke und schwache Säuren/Basen Säuren und Basen, die fast vollständig dissoziieren (in Ionen zerfallen) nennt man starke Säuren und Basen. (Säurekonstante K s >; Basekonstante K b >) Säuren und Basen, die nur teilweise dissoziieren (in Ionen zerfallen) nennt man schwache Säuren und Basen. (Säurekonstante K s <; Basekonstante K b <) Säure HA HA H+ + A- c H + c A - K s = c HA Base MOH MOH M+ + OH- c M + c OH - K b = c MOH pk s = - lg K s pk b = - lg K b PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 145

Säure K s pk s Base K b pk b HClO 4 10 9-9 KOH 10 1,7-1,7 HCl 10 6-6 stark Ba(OH) 2 10 1,7-1,7 H 2 SO 4 10 3-3 NaOH 10 1,7-1,7 H 3 PO 4 10-2 2 mittel Ca(OH) 2 10-1,4 1,4 H 2 S 10-7 7 schwach NH 4 OH 10-5 5 H 2 O 10-15,74 15,74 H 2 O 10-15,74 15,74 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 146

5.2.4 Säure- und Basestärke in Abhängigkeit von der Stellung im PSE Bei korrespondierenden Säure/Base-Paaren gilt: pk s + pk b = 14 Wasserstoffverbindungen der Elemente mit pks-werten: CH 4 34 NH 3 23 H 2 O 15,74 HF 3,14 PH 3 20 H 2 S 7,06 HCl -6 H 2 Se 3,77 HBr -6 H 2 Te 2,64 HI -8 Je kleiner der pk s -Wert, um so höher der Anteil der dissoziierten Teilchen, um so stärker die Säure. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 148

von links nach rechts, mit zunehmender EN zunehmend (stärkere Polarisierung im Molekül, leichter teilbar) von unten nach oben mit zunehmender EN abnehmend. Zunehmender Atomradius führt zu einer besseren Hydratation (Anlagerung von Wasserteilchen). Der Wasserstoff ist vom Iod weiter entfernt als vom Fluor. Größere Bindungslänge (HF 92 pm, HI 161 pm) führt zum leichteren Angriff. Bei Sauerstoffsäuren kommt hinzu, daß das Proton an den Sauerstoff gebunden ist und die weiteren Molekülbestandteile je nach EN und Anzahl weiterer Bindungsatome eine Art "Elektronensog" zusätzlich auf die H O -Bindung darstellen. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 149

0 O Chlorwasserstoff 1 O Hypochlorige Säure 2 O Chlorige Säure -6 Schwefelwasserstoff 7,25 2 Salpetrige Säure 3 O Chlorsäure 0 Schwefelige Säure 4 O Perchlorsäure -9 Schwefelsäure 7,06 Ammoniak 23 Phosphorwasserstoff 1,96 Salpetersäure 3,35-1,32 Phosphorige Säure -3 Phosphorsäure 20 1,8 1,96 Starke Säuren haben allgemein: pk s <1; K s > 10 Starke Basen haben allgemein: pk b <1; K b > 10 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 150

5.2.5 Mehrstufige Protolyse von Säuren Protolyse bei Phosphorsäure als 3-wertige Säure: H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 - + H 3 O + H 2 PO 4 - HPO 4 2- + H 2 O HPO 4 2- + H 2 O PO 4 3- + H 3 O + + H 3 O + c H2 PO 4 - c H3 O + K s = c H3 PO 4 c HPO4 2- c H3 O + K s = c H2 PO 4 - c PO4 3- c H3 O + K s = c HPO4 2- pk s = 1,96 pk s = 7,21 pk s = 12,32 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 151

100 0 Mol% Mol% - 2-3- H 3 PO 4 H 2 PO 4 HPO 4 PO 4 50 50 0 100 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Am Äquivalenz-/Wendepunkt liegen gleiche Mol-Anteile Säure und Anion vor: c HA = c A - c A - c H3 O + K s = K s c HA = c H3 O + c A - c HA PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 152

K s = c H3 O + pk s = ph Aufgrund der Gleichgewichtsreaktion führen in bestimmten Bereichen größere Säure- oder Basezugaben nur zu geringen ph-wert Veränderungen; die Phosphorsäure puffert. Diese Pufferwirkung ist im starken Anstieg am stärksten. D.h., hier werden Säure- und Basezugaben durch Bildung undissoziierter Säure oder freier Kationen herangezogen. Protolyse einer 2-wertigen Säure: H 2 SO 4 + H 2 O HSO 4 - + H 3 O + HSO 4 - + H 2 O SO 4 2- + H 3 O + c HSO4 - c H3 O + K s = c H2 SO 4 pk s = -3 c SO4 2- c H3 O + K s = c HSO4 - pk s = 1,92 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 153

1. Tragen Sie die Summenformel der Substanz der gemeinsamen Reaktion ein und entscheiden Sie, ob der ph-wert am Ende der Reaktion alkalisch, neutral oder sauer ist. NaOH NH 4 OH KOH HNO 3 C 2 H 5 COOH HCl 2. Geben Sie die Reaktionsgleichungen für die stufenweise Protolyse der Kohlensäure an. Zeichnen Sie den Verlauf der Protolyseübergänge. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 155

5.2.6 ph-wert-berechnungen Für starke Säuren und Basen (praktisch vollständig protolysiert) gilt: ph = -lg c HA poh = -lg c MOH Bsp.: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - NaOH Na + + OH - für c = 10-1 mol/l Säure für c = 10-1 mol/l Base ergibt sich ergibt sich ph = 1 poh = 1 ph = 14 1 = 13 Für schwache Säuren und Basen (die Stärke der Dissoziation muß berücksichtigt werden) gilt: c H3 O + = K s c HA c OH - = K b c MOH ph = ½ (pk s - lg c HA ) poh = ½ (pk b lg c MOH ) PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 157

Bsp.: CH 3 COOH + H 2 O NH 4 OH NH + 4 + OH - CH 3 COO - + H 3 O + für c = 10-1 mol/l, pk s = 5 für c = 10-1 mol/l, pk b = 5 ph = ½ (5 + 1) poh = ½ (5 + 1) ph = 3 ph = 14 3 = 11 Titrationskurve einer starken Säure mit einer starken Base: Bsp.: 50,0 ml 1 N HCl wird mit 1 N NaOH titriert Rechnungen zu der nachfolgenden Tabelle: 1 1 mol in 1000 ml x in 50 ml? x = 0,05 mol 2 0,05 in 50 ml 1 mol in 1000 ml c H 3O + = 1 mol/l 3 -lg c H 3O + = -lg 1 = 0 4 1 mol in 1000 ml x in 10 ml? x = 0,01 mol 5 0,04 in 60 ml x mol in 1000 ml x = 0,67 mol/l 6 Äquivalenzpunkt: Eigendissoziation des Wassers ph = 7 7 Zugabe OH - - Ausgangsmenge H 3 O + = Rest OH - ; 0,0501 mol 0,05 mol = 0,0001 mol 8 -lg c OH - = poh; -lg 0,001 = 3 = poh; ph = 14-3 = 11 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 158

zugegebene Menge NaOH [ml] zugegebene Menge OH - [mol] verbliebene Menge H + [mol] Überschuß OH - Volumen der Lösung c H 3O + bis 50 ml, dann c OH - [mol/l] [mol] [ml] 0 0 0,05 1-50 1 2 0 3 10 0,01 4 0,04-60 0,67 5 0,17 20 0,02 0,03-70 0,43 0,37 30 0,03 0,02-80 0,25 0,60 40 0,04 0,01-90 0,11 0,95 49 0,049 0,001-99 0,01 2 49,9 0,0499 0,0001-99,9 0,001 3 50,0 0,05 - - 100 1*10-7 6 7 50,1 0,0501-0,00017 100,1 0,001 11 8 51 0,051-0,001 101 0,01 12 60 0,06-0,01 110 0,09 12,96 70 0,07-0,02 120 0,17 13,23 80 0,08-0,03 130 0,23 13,36 90 0,09-0,04 140 0,29 13,46 100 0,1-0,05 150 0,33 14,48 ph PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 159

Titrationskurve HCl / NaOH ph-wert 16 14 12 10 8 6 4 2 0 0 50 100 150 Verbrauch NaOH (ml) PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 160

ph-wert Berechnungen: - Wie groß ist der ph einer 0,04 mol/l HCl? - Wie groß ist der ph einer Lösung mit c(oh - ) = 0,03 mol/l? - Wie groß ist c(h + ) einer Lösung von ph 9,60? - Welche c(h + )- Konzentrationen entsprechen folgende Werte? ph = 3,33; poh = 3,33 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 161

Geben Sie die Neutralisationsgleichungen für die Kombination aller Säuren mit allen Basen an. Natronlauge, Salzsäure, Salpetersäure, Calciumhydroxid, Kalilauge, Schwefelsäure, Essigsäure, Ammoniumhydroxid PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 162

Beispiele zur Benennung von Säuren und ihren Salzen: Name (deutsch) Name (lateinisch) Salz Anion HF Fluorwasserstoff Acidum hydrofluoricum Fluorid F - (Flußsäure) HCl Chlorwasserstoff Acidum hydrochloricum Chlorid Cl - (Salzsäure) HClO hypochlorige Säure (unterschlorige Säure) Acidum hypochlorosum Hypochlorit ClO - HClO 2 chlorige Säure Acidum chlorosum Chlorit ClO - 2 HClO 3 Chlorsäure Acidum chloricum Chlorat ClO 3 - HClO4 Perchlorsäure Acidum perchloricum Perchlorat ClO 4 - HNO 2 salpetrige Säure Acidum nitrosum Nitrit NO2 - HNO 3 Salpetersäure Acidum nitricum Nitrat NO 3 - HBr Bromwasserstoff Acidum Bromid Br - hydrobromicum HJ Jodwasserstoff Acidum hydroiodicum Iodid J - H 2 CO 3 Kohlensäure Acidum carbonicum Carbonat CO 3 2- H 3 BO 3 Borsäure Acidum boricum Borat BO 3 3- PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 164

H 2 S Schwefelwasserstoff Acidum Sulfid S 2- hydrosulfuricum H 2 SO 3 schwefelige Säure Acidum sulfurosum Sulfit SO3 2- H 2 SO 4 Schwefelsäure Acidum sulfuricum Sulfat SO4 2- H 3 PO 3 phosphorige Säure Acidum phosphorosum Phosphit PO 3 3- H3PO4 Phosphorsäure Acidum phosphoricum Phosphat PO 4 3- HCN Cyanwasserstoff (Blausäure) Acidum hydrocyanicum Cyanid CN - H2SiO3 Kieselsäure Acidum silicicum Silikat SiO 3 2- HCOOH CH3COOH C 2 H 5 COOH C 3 H 7 COOH Ameisensäure (Methansäure) Essigsäure (Ethansäure/ Methancarbons.) Propionsäure (Propansäure/ Ethancarbons.) Buttersäure (Butansäure/ Propancarbons.) Acidum formicicum Formiat HCOO - Acidum aceticum Acetat CH 3 COO - Acidum propylicum Propionat C 2 H 5 COO - Acidum butylicum Butyrat C 3 H 7 COO - PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 165