2 Gleichgewichte

2.1 Schwefelsäure – Wasserdampf – Gleichgewicht

a) konzentrierte Schwefelsäure (H₂SO₄)

• enthält Schwefelsäuremoleküle
• zeichnet einmal die Strukturformel(n) (unter Berücksichtigung, dass die Edelgas-Regel erfüllt sein muss):

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

{/sliders} 

• Konzentrierte Schwefelsäure ist geruchlos;
• Siedetemperatur beträgt 300°C;
• Konzentrierte Schwefelsäure reagiert heftig mit Wasser und Ionenbildung (Protolyse-Reaktion)

Formuliert für die Reaktion der Schwefelsäure mit Wasser in zwei Stufen die Reaktionsgleichung in Summenformeln

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

H₂SO₄  + H₂O → HSO₄^- + H₃O⁺
HSO₄^-  + H₂O  → SO₄^2- +  H₃O⁺

{/sliders} 

b) Verdünnte Schwefelsäure
Verdünnte Schwefelsäure enthält folgende Ionen und Moleküle; nennt diese: 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

• H₃O⁺  (Oxonium-Ion; früher Hydronium-Ion oder „Hydroxonium-Ion“)
• HSO₄^-  (Hydrogensulft-Ion)
• SO₄^2-  (Sulfat-Ion; wenig)
• H₂O  Enthält viele Wassermoleküle

{/sliders} 

2.2 Langzeitversuch: Konzentrierte Schwefelsäure

Versuchsdurchführung: In einen Zylinder 1 werden 100 ml konzentrierte Schwefelsäure gegeben. In einen Zylinder 2 werden zunächst 900 ml Wasser und dann vorsichtig 100 ml konzentrierte Schwefelsäure gegeben. Beide Zylinder werden mehrere Jahre offen im gleichen Zimmer stehengelassen.

Versucht eine Deutung dieses Versuches:

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

• Zylinder 1 nimmt mehr H₂O -Moleküle aus der Umgebung auf als er abgibt.

• Zylinder 2 gibt mehr H₂O -Moleküle an die Umgebung ab, als er aufnimmt.

• Nach einigen Jahren hat sich ein Gleichgewichtszustand eingestellt: Pro Zeiteinheit werden nun gleich viel H₂O-Moleküle an die Umgebung abgegeben wie H₂O-Moleküle in die Lösung hinzukommen.

{/sliders} 

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. 

{slider title="Lösung: Protolyse-Schema für die Bildung von Ammoniumchlorid" open="false" class="icon"}

{/sliders}

2.6 Phenole = Hydroxybenzole

Vorkommen:

2.6.1 Monohydroxybenzol = Phenol

a) Physikalische Eigenschaften

• Smp.: 40,9; Sdp.: 181,9 °C
• In Wasser nur mäßig löslich (bildet bei ZT eine Emulsion)
• Starkes Zellgift, durch Haut resorbiert

b) Chemische Eigenschaften

• Oxidiert an Luft leicht ⇨ rötliche Färbung
• Karbolsäure“: 2 %ige Säure; Desinfektion
• Im Gegensatz zu Ethanol sauer:

1. Phenol als schwache Säure
pKS = 9,95

Grenzformeln des Phenolations

2.6.3 Synthese

90% der Weltproduktion nach der Hock-Synthese

Wirtschaftliches Verfahren, da auch Aceton nutzbar ist.

siehe Heftaufschrieb

2.6.4 Verwendung

Herstellung von Kunststoffen (Polyamide, Phenoplasten, Phenolharzen und Polycarbonaten)

2.7 Anilin = Aminobenzol

Durch Reduktion von Nitrobenzol.



Neuerdings: Aus Phenol durch Reaktion mit Ammoniak (Ammonolyse)

Physikalische Eigenschaften

• Farblose, ölige Flüssigkeit
• Sdt: 184 °C

Chemische Eigenschaften

• Färbt sich an der Luft braun
• Lösung ist schwach alkalisch

Verwendung (BASF = Badische Anilin und Soda Fabrik)
Wichtiger Ausgangsstoff für Synthesen von Farbstoffen (Anilinfarben), Arzneimittel (Sulfonamide und Schmerzmittel) und Kunststoffe (Polyurethane).

Mesomere Grenzstrukturen

Reaktion mit Wasser
Anilin ist eine sehr schwache Base (pKB = 9,42), da sich das freie Elektronenpaar am Stickstoffatom an der Mesomerie der Doppelbindungselektronen im Ring beteiligt. 

2.8 Allgemeines Zahlenbeispiel

2.9 Säure-Basereaktionen mit Benzoesäure

a) Benzoesäure + Wasser

Man gibt festes Benzoesäure in Wasser. Dabei beobachtet man, dass die Benzoesäure als weiße Substanz oben auf dem Wasser schwimmt. Auch mit Schütteln löst sie sich nichtauf. 

Frage: Warum löst sich Benzoesäure nicht in Wasser? Dafür muss man sich einmal Benzoesäure anschauen (Hinweis: Benzoesäure ist noch vereinfacht "falsch" geschrieben, da wir die Aromaten erst später genauer betrachten). 

Erklärt, warum Benzoesäure nur schlecht in Wasser löslich ist!

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

Bei Benzoesäure ist ein großer Teil unpolar. Der polare Teil ist kleiner. Es kann zwar mit Wasser H-Brücken ausbilden, aber der große Rest sorgt bisher für eine schlechte Löslichkeit. 

Hinweis: Ähnliches löst sich in ähnlichem. 

{/sliders}

Zusammenfassung Beobachtung: wenig löslich in Wasser; die Lösung reagiert schwach sauer.

Formuliert die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Benozesäure mit Wasser mit binden und nichtbindenen Elektronenpaaren (Hinweis; Benzoesäure ist jetzt schon etwas vereinfacht geschrieben indem die H-Atome am Ring weggelassen wurden. 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

Es findet nur eine schwache Reaktion mit H₂O statt. Es reagieren nur wenige Benzoesäuremoleküle. Das Gleichgewicht liegt rechts. 

{/sliders}

b) Benzoesäure + Natronlauge (Neutralisation)

Man gibt vorsichtig Natronlauge zu und schüttelt die Lösung bis 
Beobachtung: Es entsteht eine klare Lösung. 

Formuliert hierfür auch wieder eine Reaktionsgleichung mit bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren. 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

{/sliders}

Die Benzoesäuremoleküle reagieren praktisch vollständig.

c) gelöstes Natriumbenzoat + verd. Salzsäure
Die klare Lösung wird trübe. Weißes, pulverartige Substanz schwimmt wieder auf der Oberfläche. 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

 {/sliders}

Feste Benzoesäure scheidet sich ab; die Benzoanionen reagieren praktisch vollständig.

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

{slider title="Lösung: Protolyse-Schema für das Verreiben von Ammoniumchlorid und Natriumhydroxid" open="false" class="icon"}

{/sliders}

3.2 Ammoniak-Gas + Wasser (Springbrunnen 2)

a) Versuch:

b) Beobachtung:

Das Wasser „schießt“ bergauf in den Rundkolben. Die Indikatorfarbe schlägt nach blau um. Die blaue wässrige Lösung riecht nach Ammoniak.

c) Erklärung:
Ammoniak-Gas löst sich sehr gut im Wasser und reagiert z.T. mit Wasser. Im Zylinder entsteht ein Unterdruck. Die Hydroxid-Ionen färben den Universalindikator blau.

d) Reaktionsgleichung (mit Strukturformeln und Summenformeln)

Versucht diese erst selber zu formulieren!

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

{/sliders}

Formuliert das Protolyseschema zu formulieren: 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}
e) Protolyseschema

 {/sliders}

Exkurs: Was macht den Sprudel sauer?

Sprudel: CO₂ (g) + H₂O (g) ⇌  “H₂CO₃" (aq)  instabil, siehe Erlenmeyer-Regel

1. Protolysestufe: H₂CO₃ (aq) + H₂O (l) ⇌ HCO₃⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq) 
2. Protolysestufe: HCO₃⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ CO₃²⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)

Nachweis der H₃O⁺-Ionen durch?

a) Geschmack
b) pH-Papier 
c) pH-Meter

pH(Sprudel) = 5,1
pH = - lg c(H₃O⁺)
c(H₃O⁺) = 10^-pH
= 10^-5,1
= 7,9 • 10^-6 = 0,0000079 mol/L

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. 

{slider title="Lösung: Was ist Wasser? Eine Säure oder Base?" open="false" class="icon"}

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. 

{/sliders}

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. 

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

5.1.6 Aminosäure sind Ampholyte

Aminosäuren können sowohl als Brønsted-Säuren als auch als Brønsted-Basen reagieren.

Die hinzugefügten Oxonium- und Hydroxid-Ionen werden abgefangen. Der pH-Wert verändert sich kaum. Aminosäuren besitzen Pufferwirkung.

1. Wendepunkt

50 %                                                  50 %
                              pK_S1 = 2,34

Für jede Aminosäure gibt es einen pH-Wert, bei dem sie im elektrischen Feld nicht wandert. Diesen pH-Wert bezeichnet man als isoelektrischen Punkt. Bei diesem Punkt liegen praktisch nur die Zwitterionen vor. Der isoelektrische Punkt bei Glycin liegt bei pH 6,0 (2. Wendepunkt).

3. Wendepunkt

50 %                                             50 %
                         pK_S2 = 9,77

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 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

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.

{/sliders}

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

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

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.

{/sliders}

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

d) Protolyseschema

Formuliere für diese Reaktion einmal das Protolyseschema: 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

{/sliders}

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.

9 Bildung von Calciumhydroxid aus Calciumoxid und Wasser

a) Bildung von Calciumhydroxid („Löschen von gebranntem Kalk“)

Hierfür wird in einem Experiment etwas Calcium(II)-Oxid in ein Reagenzglas gegeben und wenige Wasser zugetropft. 

Beobachtung: Das Reagenzglas wird sehr heiß! Es ist also eine freiwillige, exotherme Reaktion. 

Aufgabe: Formuliert die Reaktionsgleichung mit Hilfe von Strukturformeln (formuliert hierfür auch die Teilchen als Ionen). Zeichnet dann auch noch eine Protolyse-Schema für dies Reaktion mit den Teilchen, die bei dieser Reaktion beteiligt sind. 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

{/sliders}

b) Erhitzen von Calciumhydroxid

Die oben genannte Reaktion kann man aber auch Umkehren. Da die Bildung von Calciumhydroxid freiwillige und exotherm verläuft muss die Umkehrung natürlich unter Zwang und endotherm (also Energie in Wärme muss in das System hingesteckt werden) verlaufen. 

Aufgabe: Formuliert für die Umkehrung dieser Reaktion auch eine Reaktionsgleichung mit Hilfe von Strukturformeln und ein Protolyse-Schema. Wichtig für das Schema ist, dass die Säuren immer links stehen, die starke Säure oben links und die starke Base unten rechts. Außerdem zeigt der diagonale Pfeil an, ob eine Reaktion freiwillig ("bergab" = von oben nach unten) oder unfreiwillig ("bergauf" = von unten nach oben) verläuft. 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

{/sliders}

Säure-Base-Reaktionen (=Protolyse-Reaktionen)

1 Reaktion von Chlorwasserstoffgas mit festem Natriumhydroxid

2 Reaktion von Chlorwasserstoff-Gas mit Ammoniak-Gas

3 Reaktion von festem Ammoniumchlorid und festem Natriumhydroxid

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

5 Stärke von Säuren und Basen

6 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

7 Konzentration

8 Neutralisationsreaktion

9 Reaktion von verdünnter Salzsäure mit verdünnter Natronlauge

10 Reaktion von Calciumoxid mit Wasser

(x) Ammoniak-Gas + Wasser (Springbrunnen 2)

11 Technisch wichtige Säuren

11.1 Schwefelsäure

11.2 Schweflige Säure

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.

Die Themen der 9. Klassenstufe, wie sie für dieses Jahr vorgesehen sind. Falls ich in Zukunft den Atombau schon in die 8. Klasse vorziehe, werden sich andere Themen aus der 8. Klasse hier finden. Verkürzt lassen sich 3 Themenfelder aufzählen: