2 Reaktion von Chlorwasserstoff-Gas mit Ammoniak-Gas

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

Bei diesen zwei Teilchen liegen polare Atombindungen vor: 

a) Versuch mit Skizze: (vgl. AB )

b) Beobachtung: 

Innerhalb des Becherglas bildet sich weißer Rauch. Am Boden der Glasplatte setzt sich ein weißer, kristalliner Stoff ab.

Vorher:

Nachher:

c) Auswertung:

I. Teilchengleichung:

NH₃ + HCl → NH₄¹⁺Cl¹⁻

II. Reaktionsgleichung (Stoffgleichung)
NH₃ (g) + HCl (g) → NH₄Cl (s)  ΔH < 0

III. Protolyse-Schema

Aufgabe: Skizziert einmal das Protolyse-Schema für diese chemische Reaktion. Tipp: Falls Ihr noch Schwierigkeiten damit habt, schaut nochmal das allgemeine Beispiel an. 

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3 Protolyse-Reaktionen

3.1 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

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

✕

a) Versuch:

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

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

c) Reaktionsgleichung – Struktur/Lewisformel:

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

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

✕

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

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✕

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

Nachweis der gebildeten Ionen:

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

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✕

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

Komplette Lösung:

Reaktionsgleichung (Lewis-Formel):

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✕

Reaktionsgleichung (Summenformel):

✕

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

d) Protolysen-Schema:

↗ Originalbild des Protolysen-Schemas ansehen

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

Salzsäure = wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff

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

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Häufige Fragen – Protolyse-Reaktionen

Lernkarten – Protolyse von Chlorwasserstoff

Klicke auf eine Karte, um die Antwort zu sehen.

Weiter im Kapitel Säure-Base-Reaktionen

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

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

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5 Stärke von Säuren und Basen - Säurestärke und Molekülstruktur

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

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

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

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

Info: Supersäuren = Säuren die stärker als H₂SO₄ sind. 

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

5.1 Binäre Säuren. 

Faktoren für Säurestärke von Bedeutung:

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

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

Bsp.:

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

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

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

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

5.2 Oxosäuren 

Sauerstoff hat in etwa die gleiche Größe 

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

HOI                                    < HOBr                                  < HOCl
hyopoiodige Säure           hypobromige                         hypochlorige Säure

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

 hypochlorige –                                   chlorige –                                         Chlor –                                      Perchlorsäuren 

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

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

6 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

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

Wasser: Summenformel H₂O, polare Atombindung, Flüssigkeit, geruchslos

a) Versuch:

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

c) Reaktionsgleichung – Struktur/Lewisformel:

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

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

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1. Möglichkeit:

2. Möglichkeit:

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

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Nachweis der gebildeten Ionen:

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

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

Reaktionsgleichung Zusammenfassung

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

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

d) Protolyseschema

Formuliere für diese Reaktion einmal das Protolyseschema: 

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

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

Säure-Base-Reaktionen (=Protolyse-Reaktionen)

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

1 Reaktion von Chlorwasserstoffgas mit festem Natriumhydroxid

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

Ausgangsstoffe: 

Name	Summenformel	Strukturformel	Bindung
Chlorwasserstoff	HCl		Polare Atombindung
Natriumhydroxid	NaOH		Ionenbindung

a) Versuch:

Abb.: Herstellung von HCl und anschließende Reaktion mit NaOH

b) Beobachtung: 

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

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

Na¹⁺OH¹⁻ + HCl → H₂O + Na¹⁺Cl¹⁻

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

d) Protolyse-Schema
Allgemeines Protolyse-Schema

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

Protolyse-Sschema für die Bildung von Natriumchlorid

e) Erklärung der exothermen Reaktion

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