3 Reaktion von festem Ammoniumchlorid und festem Natriumhydroxid

a) Versuch mit Skizze

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

b) Beobachtung:

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

c) Auswertung:

I. Teilchengleichung

II. Reaktionsgleichung

III. Protolysenschema

Aufgabe: Formuliert für diese chemische Reaktion ein Protolyse-Schema

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4 Allgemeine Säure-Base-Definition nach Brønsted (1923)

a) Säuren...

... sind Teilchen, die Protonen abgeben können (= Protonendonator, „Protonenspender“).
Die Teilchen enthalten positivierte H-Atome (Die Bindung zum H-Atom muss polar sein):

Wasserstoffatome bestehen nur aus Protonen und Elektronen. Eine Säure besitzt ein Wasserstoffatom, wobei das Elektron von dem Wasserstoffatom „stark“ angezogen wird. Kommt es zu einer Säure-Base-Reaktion (Protolyse), dann wird vereinfacht ausgedrückt nur das Proton des Wasserstoffatoms abgegeben. Das Elektron der Wasserstoffatoms bleibt beim Teilchen zurück (vgl. dazu alle vorher genannten Beispiele).

b) Basen...

sind Teilchen, die Protonen aufnehmen können (= Protonenakzeptor, „Protonenräuber“). Die Teilchen enthalten mindestens ein freies Elektronenpaar.

Dieses freie Elektronenpaar „nimmt“ dann den positiven Wasserstoffkern (Proton) „auf“.

c) Übung

Im folgenden ist die Lewis-Formel (Strukturformel) von Wasser abgebildet. Gehört dieses Molekül zu einer Brønsted-Säure oder -Base? Schaut Euch dafür nochmals die Definitionen an. 

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Wasser kann (je nach Reaktionspartner) beides sein. Es kann ein Proton (H⁺) abgeben [es hat ja positivierte Wasserstoff-Atome], wie auch aufnehmen [es hat ja auch freie Elektronenpaare]. 

Dafür gibt es eine neue Bezeichnung: Wasser ist ein Ampholyt. 

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c) Ampholyte

Ampholyte können sowohl als Säuren, wie auch als Basen reagieren. Sie müssen also freie Elektronenpaare (für die Funktion als Basen) wie auch positivierte Wasserstoff-Atome (Funktion als Säure) besitzen. 

4.4 Der räumliche Bau von Molekülen

{slider title="Link zur interaktiven Übungsseiten mit Bildern" open="false" class="icon"}

Etwas genauer, mit mehr Abbildungen gibt es auf der Basischemie-Seite. Zum Lernen vielleicht besser geeignet. Den Tafelanschrieb gibt es aber komprimierter auf dieser Seite. 

Übungsseiten zum räumlichen Bau von Molekülen

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Im Kugelwolkenmodell ordnen sich die vier energetisch gleichwertigen Orbitale tetraedrisch an. Durch die gegenseitige Abstoßung (durch die gleiche, negative Ladung der Elektronen) der „Elektronenwolke“ erreichen sie so den größtmöglichen Abstand voneinander: Tetraederwinkel: 109,5 °

a) Das Methan-Molekül (CH₄)

Die 4 Wasserstoff-Atome sind tetraedrisch um das Kohlenstoff-Atom angeordnet. Die bindenden Elektronenpaare haben somit den größtmöglichen Abstand voneinander.

b) Das Ammoniak-Molekül (NH₃):

Im Ammoniak-Molekül stoßen sich die drei bindenden und das eine freie Elektronenpaar gegenseitig ab. Die Winkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren sind jedoch nur 107° (statt 109,5°).

Erklärung(durch Zusatzannahmen): Die „Elektronenwolke“ eines nichtbindenden Elektronenpaares nimmt einen größeren Raumbereich ein als die eines Bindungselektronenpaars. Sie drückt daher die anderen „Elektronenwolken“ etwas näher zusammen. Der Bindungswinkel wird kleiner.

Info für Interessierte: Das oben genanntes Modell ist ein vereinfachtes VSEPR-Modell (Abkürzung für englisch valence shell electron pair repulsion, deutsch Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung), auch EPA-Modell (Elektronenpaarabstoßungs-Modell)

VSEPR-Modell

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.