Chemie - Schulbuchzentrum Online

Brenneke ■ Buchmann ■ Hesse ■ Mebus ■ Schmidt
Chemie
Eine systematische Einführung
1. Auflage
Bestellnummer 45847
45847_001_00.indb 1
29.09.2009 14:00:28
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www.bildungsverlag1.de
Bildungsverlag EINS GmbH
Sieglarer Straße 2, 53842 Troisdorf
ISBN 978-3-427-45847-0
© Copyright 2010: Bildungsverlag EINS GmbH, Troisdorf
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29.09.2009 14:00:50
Inhaltsverzeichnis
1
Ordnung der Elemente und Aufbau ihrer Atome
1.1
1.2
1.3
1.3.1
1.3.2
1.4
1.5
2
32
32
33
35
38
41
41
44
44
48
52
Stöchiometrische Wertigkeit ............................................................. 53
Wertigkeiten und Periodensystem .................................................... 54
Benennung von Verbindungen aus zwei verschiedenen Elementen
4.1
4.2
5
Elektronenpaarbindung .....................................................................
Bindungsmechanismus .......................................................................
Strukturformel, Summenformel ...........................................................
Polarität in der Elektronenpaarbindung ...............................................
Stoffe mit Elektronenpaarbindung ........................................................
Ionenbindung ....................................................................................
Bindungsmechanismus .......................................................................
Summenformel ....................................................................................
Stoffe mit Ionenbindung ......................................................................
Metallbindung....................................................................................
Übergänge zwischen den Bindungsarten .........................................
Wertigkeit
3.1
3.2
4
6
10
14
14
16
23
25
Chemische Bindungen
2.1
2.1.1
2.1.2
2.1.3
2.1.4
2.2
2.2.1
2.2.2
2.2.3
2.3
2.4
3
Elemente.............................................................................................
Bausteine der Atome..........................................................................
Atommodelle ......................................................................................
Atommodell nach Bohr ........................................................................
Kugelwolkenmodell nach Kimball ........................................................
Atommassen .......................................................................................
Periodensystem der Elemente ...........................................................
Benennung unter Angabe der Wertigkeit ........................................ 57
Benennung auf der Grundlage der stöchiometrischen Verhältnisse 59
Chemische Reaktionen
5.1
5.2
5.3
5.4
5.5
Wesen chemischer Reaktionen ..........................................................
Reaktionsgleichungen ........................................................................
Chemisches Gleichgewicht ................................................................
Aktivierungsenergie ...........................................................................
Aufstellen von Reaktionsgleichungen ...............................................
61
62
64
66
69
3
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Inhaltsverzeichnis
6
Berechnung von Menge und Energie bei chemischen Reaktionen
6.1
6.2
6.3
6.4
6.5
7
Oxidation und Reduktion ................................................................... 89
Oxidationszahlen ............................................................................... 91
Redoxreaktionen ................................................................................ 95
Säuren, Laugen, Salze
8.1
8.2
8.3
8.4
8.5
8.6
8.6.1
8.6.2
8.6.3
8.7
8.8
8.8.1
8.8.2
9
74
76
78
80
85
Redoxreaktionen
7.1
7.2
7.3
8
Das Mol ..............................................................................................
Berechnung der Stoffanteile..............................................................
Berechnung der Masse .....................................................................
Berechnung des Gasvolumens ..........................................................
Berechnung der Reaktionsenthalpie .................................................
Säuren ................................................................................................ 100
Laugen ................................................................................................ 104
Stärke von Säuren und Laugen .......................................................... 106
pH-Wert .............................................................................................. 108
Neutralisation ..................................................................................... 113
Salze .................................................................................................. 114
Aufbau und Eigenschaften ................................................................... 114
Chemische Formeln und Bezeichnung von Salzen ................................ 118
Möglichkeiten der Salzbildung ............................................................. 120
Saure oder basische Reaktion von Salzlösungen (Hydrolyse) .......... 122
Lösungen ............................................................................................ 125
Löslichkeit ............................................................................................ 125
Konzentrationsmaße für Lösungen ....................................................... 126
Elektrochemie
9.1
9.2
9.3
9.4
9.4.1
9.4.2
9.5
Grundlagen ........................................................................................ 132
Normalpotenzial ................................................................................ 133
Spannungsreihe der Metalle.............................................................. 135
Galvanische Elemente ........................................................................ 137
Primärelemente.................................................................................... 137
Sekundärelemente ............................................................................... 139
Elektrolyse .......................................................................................... 141
4
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Inhaltsverzeichnis
10 Grundlagen der organischen Chemie
10.1
10.1.1
10.1.2
10.1.3
10.1.4
10.1.5
10.2
10.3
10.4
10.4.1
10.4.2
10.4.3
10.5
10.5.1
10.5.2
10.6
10.6.1
10.6.2
10.6.3
Struktur von Kohlenstoffverbindungen ............................................ 147
Gesättigte und ungesättigte Verbindungen .......................................... 147
Ketten- und ringförmige Verbindungen................................................ 147
Derivate ............................................................................................... 150
Radikale ............................................................................................... 151
Funktionelle Gruppen .......................................................................... 152
Formelschreibweise organischer Verbindungen ............................... 153
Isomerie .............................................................................................. 156
Homologe Reihen kettenförmiger Kohlenwasserstoffe .................... 157
Alkane.................................................................................................. 157
Alkene.................................................................................................. 159
Alkine .................................................................................................. 160
Systematische Benennung der Kohlenwasserstoffe und ihrer
Derivate .............................................................................................. 161
Benennung kettenförmiger Kohlenwasserstoffe .................................... 161
Benennung ringförmiger Kohlenwasserstoffe ....................................... 166
Eigenschaften einiger Derivate der Kohlenwasserstoffe ................. 168
Alkohole (Alkanole) .............................................................................. 168
Aldehyde und Ketone (Alkanale und Alkanone) .................................... 168
Carbonsäuren (Alkansäuren) ................................................................ 169
11 Chemische Verfahren
11.1
11.1.1
11.1.2
11.1.3
11.2
11.2.1
11.2.2
11.2.3
11.3
11.3.1
11.3.2
Metallgewinnung ............................................................................... 171
Allgemeines ......................................................................................... 171
Eisen- und Stahlerzeugung ................................................................... 172
Aluminiumerzeugung .......................................................................... 178
Säureherstellung ................................................................................ 181
Allgemeines ......................................................................................... 181
Schwefelsäureherstellung nach dem Kontaktverfahren ......................... 182
Herstellung von Salpetersäure .............................................................. 185
Erdöl und Erdölverarbeitung ............................................................. 187
Zusammensetzung des Erdöls .............................................................. 187
Verarbeitung des Erdöls........................................................................ 188
5
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1 Ordnung der Elemente und Aufbau
ihrer Atome
1.1 Elemente
Jedes Wort, das wir schreiben, ist aus Buchstaben zusammengesetzt. Aus 26 Buchstaben können wir eine Vielzahl von Wörtern zusammenstellen.
Ähnlich wie die Wörter unserer Sprache aus Buchstaben zusammengesetzt sind, so
sind die Stoffe, aus denen unsere Umwelt und auch wir selbst bestehen, entweder
Grundstoffe („Buchstaben“) oder aus Grundstoffen aufgebaut („Wörter“). In der Natur gibt es 92 Grundstoffe. Man bezeichnet sie als chemische Elemente.
Alle Stoffe sind Grundstoffe oder aus Grundstoffen, chemischen Elementen,
aufgebaut.
Wichtige chemische Elemente sind zum Beispiel:
Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Aluminium, Eisen und Kupfer.
Zur vereinfachten Schreibweise verwendet man in der Chemie Symbole für die
Kennzeichnung chemischer Elemente. Diese Symbole leiten sich aus den lateinischen oder griechischen Namen der Elemente ab.
Beispiele
deutscher Name des Elements
lateinischer Name des Elements
chemisches Symbol
Wasserstoff
Hydrogenium
H
Kohlenstoff
Carboneum
C
Stickstoff
Nitrogenium
N
Sauerstoff
Oxygenium
O
Aluminium
Aluminium
Al
Phosphor
Phosphoros
P
Schwefel
Sulfur
S
Chlor
Chlorum
Cl
Eisen
Ferrum
Fe
Kupfer
Cuprum
Cu
6
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1.1 Elemente
Chemische Elemente werden durch Symbole gekennzeichnet.
Die Verbreitung der chemischen Elemente in dem für uns zugänglichen Teil der Erde,
also der Erdrinde, der Luft, dem Wasser und den Lebewesen ist sehr unterschiedlich.
2,2 %
1,3 % 1,0 %
1,4 %
2,6 %
2,8 %
3,4 %
27,5 %
7,3 %
50,5 %
Silicium
Eisen
Natrium
83 übrige Elemente
Sauerstoff
Calcium
Magnesium
Aluminium
Kalium
Wasserstoff
Verteilung der Elemente in der Erdrinde
Die chemischen Elemente lassen sich in verschiedener Weise unterteilen. Eine Unterteilung ist z. B. die Unterscheidung in Metalle und Nichtmetalle.
Metalle sind chemische Elemente, die folgende gemeinsame Eigenschaften besitzen:
gute elektrische Leitfähigkeit,
gute Wärmeleitfähigkeit,
typischer Glanz,
Lichtundurchlässigkeit,
gute Formbarkeit.
●
●
●
●
●
Beispiele
Eisen
Kupferrohre
Silbermünze
7
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1 Ordnung der Elemente und Aufbau ihrer Atome
Zur zeichnerischen Darstellung der Atome nach dem bohrschen Atommodell vereinfacht man die Schalen zu Kreisen, in deren Mittelpunkt der Atomkern liegt.
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Elemente 1 bis 19 nach dem Atommodell von Bohr
Dieses bohrsche Atommodell reicht noch heute oft aus, um chemische Vorgänge zu
verstehen. Besser lassen sich der Aufbau von Stoffen und die chemischen Vorgänge
jedoch an dem Kugelwolkenmodell darstellen, das der Amerikaner Kimball von 1951
bis 1958 erarbeitete.
1.3.2 Kugelwolkenmodell nach Kimball
Nach dem Kugelwolkenmodell bewegen sich Elektronen so, dass der Eindruck entsteht, sie erfüllten einen kugelförmigen Raum. Diesen kugelförmigen Bewegungsraum bezeichnet man als Kugelwolke. Eine solche Kugelwolke wird von höchstens
2 Elektronen gebildet.
Die Elektronen bewegen sich jedoch nicht nur innerhalb ihres Aufenthaltsbereichs
– der Kugelwolke – sondern rotieren auch um ihre eigene Achse. Diese Eigenrotation
nennt man Spin. Elektronen, die eine Kugelwolke bilden, haben gegensätzlichen
Spin. Ein Elektron rotiert dabei rechtsherum, das andere linksherum.
Bewegungsrichtung
des Elektrons
Spin
Spin
Eigenrotation (Spin) der Elektronen
■
■
Die Elektronen bewegen sich in Kugelwolken.
Eine Kugelwolke enthält höchstens zwei Elektronen.
16
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1.3 Atommodelle
●
Das H-Atom (Ordnungszahl 1)
Ein Wasserstoffatom enthält
im Atomkern: 1 Proton
in der Hülle: 1 Elektron
Das Elektron bildet eine Kugelwolke um den Kern.
Atomkern
1p
+
Kugelwolke
aus
1 Elektron
Wasserstoffatom
●
Das He-Atom (Ordnungszahl 2)
Ein Heliumatom enthält
im Atomkern: 2 Protonen und 2 Neutronen
in der Hülle: 2 Elektronen
Die 2 Elektronen bilden eine Kugelwolke um den
Kern.
Atomkern
(2p+2n)
Kugelwolke
aus 2
Elektronen
Heliumatom
Mit einem Elektron besetzte Kugelwolken sind hier hellrot, mit zwei Elektronen
besetzte Kugelwolken dunkelrot dargestellt.
●
Das Li-Atom (Ordnungszahl 3)
Ein Lithiumatom enthält
im Atomkern: 3 Protonen und 4 Neutronen
in der Hülle: 3 Elektronen
Die 2 Elektronen bilden eine Kugelwolke um
den Kern. Das 3. Elektron bildet eine neue Kugelwolke, die um den Kern kreist.
Kugelwolke
aus
2 Elektronen
Atomkern
(3p+4n)
Kugelwolke
aus
1 Elektron
Lithiumatom
Dieser Vorgang wird hier – und in allen weiteren Atomdarstellungen – durch eine
gestrichelte Außenlinie gekennzeichnet.
●
Das Be-Atom (Ordnungszahl 4)
Ein Berylliumatom enthält
im Atomkern: 4 Protonen und 5 Neutronen
in der Hülle: 4 Elektronen
Die 2 Elektronen bilden eine Kugelwolke um den
Kern. Die 2 anderen Elektronen bilden je eine
Kugelwolke (insgesamt 3 Kugelwolken).
Berylliumatom
17
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5.5 Aufstellen von Reaktionsgleichungen
3. Um zu frühes Zünden von Vergaserkraftstoffen zu vermeiden, setzt man dem
Kraftstoff Bleitetraethyl zu.
Ist dieser Zusatz ein positiver oder ein negativer Katalysator?
4. Wie führt man in den folgenden chemischen Vorgängen Aktivierungsenergie zu?
a) Papier soll entzündet werden.
b) Knallplättchen in einer Spielzeugpistole sollen zur explosionsartigen Reaktion
gebracht werden.
c) Das Luft-Treibstoff-Gemisch im Ottomotor soll verbrannt werden.
Experiment
Versuchen Sie ein Stück Würfelzucker mit einem Streichholz anzuzünden. Geben Sie etwas Zigarettenasche auf den Würfelzucker und versuchen Sie erneut zu zünden.
Beschreiben Sie Ihre Beobachtung unter Verwendung der Begriffe Aktivierungsenergie
und Katalysator.
5.5 Aufstellen von Reaktionsgleichungen
Voraussetzung für das Aufstellen einer Reaktionsgleichung ist, dass die Edukte und
Produkte der Reaktion bekannt sind. Die Aufstellung der Gleichung erfolgt dann in
zwei Schritte:
1. Aufstellung der Formeln oder Symbole für Edukte und Produkte in Gleichungsform.
2. Ermittlung der Faktoren (Mindestzahlen) von Atomen oder Molekülen, welche
miteinander reagieren.
Bei einfachen Gleichungen geschieht die Ermittlung der Faktoren durch Vergleich
der Anzahl der Atome auf beiden Seiten der Gleichung, denn auf beiden Seiten muss
die gleiche Zahl von Atomen der gleichen Elemente stehen.
69
45847_001_00.indb 69
29.09.2009 14:02:16
5 Chemische Reaktionen
Beispiel 1
Für die Verbrennung von Propan (C3H8) ist die Reaktionsgleichung aufzustellen:
Propan reagiert bei der Verbrennung mit Sauerstoff zu Kohlendioxid und Wasser.
1. Symbole bzw. Formeln
in Gleichungsform aufstellen
+
? C3H8
? O2
+
? CO2
3 C-Atome in den Edukten führen zu 3
CO2-Molekülen in den Produkten.
3 CO2
8 H-Atome in den Edukten führen zu 4
H2O-Molekülen in den Produkten.
2. Faktoren ermitteln
5 O2
? H2O
4 H2O
6 O-Atome im Produkt CO2 verlangen 3 O2 in den Edukten.
4 O-Atome im Produkt H2O verlangen 2 O2 in den Edukten.
3. Gleichung schreiben
C3H8
4. Probe
3C
8H
5 O2
+
3 CO2
+
4 H2O
3C
10 O
8H
4O
6O
Beispiel 2
Mangan(V)-oxid reagiert mit Salzsäure (HCl) zu Mangan(IV)-chlorid und Wasser.
1. Symbole bzw. Formeln
in Gleichungsform aufstellen
? MnO2
+
? HCl
? MnCl4
+
? H2O
4 HCl
2. Faktoren ermitteln
2 H2O
3. Gleichung schreiben
MnO2
4. Probe
1 Mn
2O
+
4 HCl
MnCl4
+
2 H2O
1 Mn
2O
4 Cl
4 Cl
Die Ermittlung der Faktoren durch Vergleich der Zahl der Atome ist bei umfangreichen Reaktionsgleichungen schwierig. In vielen Fällen lassen sich die Faktoren
für eine Reaktionsgleichung dann einfacher aus mathematischen Gleichungen mit
mehreren Unbekannten errechnen.
70
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5.5 Aufstellen von Reaktionsgleichungen
Beispiel 1
Für die Verbrennung von Propan (C3H8) ist die Reaktionsgleichung aufzustellen:
Propan reagiert bei der Verbrennung mit Sauerstoff zu Kohlendioxid und Wasser.
1. Symbole bzw. Formeln in
Gleichungsform aufstellen
? C3H8
+
? O2
? CO2
+
? H2O
2. Faktoren ermitteln
2.1 Faktoren in Form von
Variablen eintragen
a C3H8
+
b O2
c CO2
+
d H2O
2.2 Gleichungen für jedes
Element aufstellen durch
Vergleich der Atome auf
beiden Seiten
Gleichung für Kohlenstoff:
Überlegung:
In 1 C3H8-Molekül sind 3 C-Atome, demnach sind in
a C3H8-Molekülen 3a C-Atome.
In 1 CO2-Molekül ist ein C-Atom, demnach sind in
c CO2-Molekülen c C-Atome.
Gleiche Zahle von C-Atomen auf beiden Seiten ergibt:
3a = c (1)
Gleichung für Sauerstoff:
Gleichung für Wasserstoff:
2b = 2c + d (3)
8a = 2d (2)
2.3 Eine Unbekannte frei
wählen
Gewählt: a = 6
2.4 Die übrigen Unbekannten berechnen
a = 6 in (1) eingesetzt:
3a = c
3·6=c
18 = c
a = 6 in (2) eingesetzt:
8a = 2d
8 · 6 = 2d
24 = d
c = 18; d = 24 in (3)
eingesetzt:
2b = 2c + d
2b = 2 · 18 + 24
2b = 60
b = 30
a=6
b = 30
c = 18
d = 24
:6
3. Gleichung schreiben
C3H8
+
4. Probe
3C
8H
2.5 Errechnete Werte auf
kleinste ganzzahlige
Werte bringen
a=1
b=5
c=3
d=4
5 O2
3 CO2
+
4 H2O
3C
10 O
6O
8H
4O
71
45847_001_00.indb 71
29.09.2009 14:02:16
7 Redoxreaktionen
Beispiele
MgIIO–II
Mg hat die Oxidationszahl +II, da Magnesium in
der Ionenbindung zweifach positiv geladen ist.
1 · (+2) + 1 · (–2) = 0
O hat die Oxidationszahl -II, da der Sauerstoff in
der Ionenbindung zweifach negativ geladen ist.
Fe2IIIO3–II
Fe hat die Oxidationszahl +III, da Eisen in der
Ionenbindung dreifach positiv geladen ist.
2 · (+3) + 3 · (–2) = 0
O hat die Oxidationszahl –II, da der Sauerstoff in
der Ionenbindung zweifach negativ geladen ist.
CIVO2–II
C hat die Oxidationszahl +IV, d. h., wäre CO2
eine Ionenbindung, dann wäre das Kohlenstoffatom vierfach positiv geladen.
1 · (+4) + 2 · (–2) = 0
O hat die Oxidationszahl –II, d. h., wäre CO2
eine Ionenbindung, wäre jedes der beteiligten
Sauerstoffatome zweifach negativ geladen.
In einer chemischen Verbindung ist die Summe der Oxidationszahlen gleich Null.
Zur Ermittlung der Oxidationszahlen der Elemente geht man bei einfachen Verbindungen streng nach folgenden Schritten vor. Dabei ist zu beachten: Sollten sich zwei
Schritte widersprechen, dann hat der vorherige Schritt Vorrang.
Beispiel
H2SO4
SiO2
NaH
1. Bei Metallen sind die Oxidationszahlen positiv. Das Vorzeichen (+) wird
normalerweise nicht geschrieben.
Na+H
2. Ionen erhalten die Oxidationszahl, die
Art und Größe ihrer Ladung entspricht.
Na+IH
3. Die Halbmetalle Bor und Silicium
erhalten positive Oxidationszahlen.
Auch hier wird das Vorzeichen (+)
nicht geschrieben.
Si+O2
92
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29.09.2009 14:02:27
7.2 Oxidationszahlen
4. Folgende Elemente erhalten in einer
Verbindung in der angeführten Reihenfolge ihre Oxidationszahlen:
Fluor -I; Wasserstoff +I; Sauerstoff -II;
Chlor, Brom und Iod je -I.
5. Für eine Verbindung werden die noch
fehlenden Oxidationszahlen nach der
folgenden Regel errechnet:
„Die Summe der Oxidationszahlen
einer elektrisch neutralen Verbindung
ist gleich Null.“
H2ISO4–II
H = +I entfällt, da
sonst Verstoß gegen
Schritt 1 bei Anwendung von Schritt 5.
Si+O2–II
H2ISxO4–II
SixO2–II
2 · (+1) +
x + 2 · (–2)
NaHx
x + 4 · (–2)
=0
+1 + x = 0
=0
x = +4
x = –1
x = +6
H2ISVIO4–II
SiIVO2–II
NaIH–I
Ein Element kann in verschiedenen Verbindungen unterschiedliche Oxidationszahlen haben.
Beispiel
Oxidationszahlen des Mangans in verschiedenen Manganoxiden
MnIIO–II;
Mn2IIIO3–II;
MnIVO2–II;
Mn2VIIO7–II
Ag
I
Fe
II, III, IV, V, VI
Ra
II
Al
III
H
-I, I
S
-II, I, IV, VI
As
-III, III,V
Hg
I, II
Sb
-III, III, IV, V
Au
III
I
-I, I, III, V, VII
Se
-II, I, IV, VI
B
III
K
I
Si
IV
Ba
II
Mg
II
Sn
II, IV
Bi
-III, III, V
Mn
II, III, IV, V, VI, VII
Sr
II
Br
-I, I, III, V
N
-III, -II, -I, I, II, III,
IV, V
Te
-II, IV, VI
C
-IV, -II, II, IV
Na
I
Ti
III, IV
Ca
II
Ni
II, IV
U
IV, VI
Cl
-I, I, III, IV, V, VI, VII
O
-II
W
VI
Co
II, III
P
-III, III, V
Zn
II
Cr
II, III, IV
Pb
II, IV
Cu
I, II
Pt
II, IV, V, VI
Oxidationszahlen der wichtigsten Elemente
An der Änderung der Oxidationszahl eines Elements lassen sich Oxidation oder Reduktion des Elements in einer Reaktion erkennen.
Die Oxidationszahl eines Elements nimmt bei der Oxidation des Elements zu, bei
der Reduktion des Elements ab.
93
45847_001_00.indb 93
29.09.2009 14:02:27
8 Säuren, Laugen, Salze
8.1 Säuren
Gibt man Nichtmetalloxide in Wasser, so bilden sich Verbindungen, welche sauer schmecken und typische Reaktionen aufweisen. Diese Verbindungen bezeichnet
man als Säuren.
Beispiele
H2O + SO3
H2SO4
H2O + CO2
H2CO3
H2O + N2O5
2 HNO3
3 H2O + P2O5
2H3PO4
Schwefel(VI)-säure
Kohlenstoffsäure
Stickstoff(V)-säure
Phosphor(V)-säure
Herkömmlicher
Name:
Schwefelsäure
Kohlensäure
Salpetersäure
Phosphorsäure
Wasser + Nichtmetalloxid → Säure
Als Säure wirken auch die Halogenwasserstoffverbindungen (Halogene: Elemente
der 7. Hauptgruppe), wenn man sie in Wasser einleitet. Diese Gruppe der Säuren
nennt man die Halogenwasserstoffsäuren.
Beispiele
HF
Fluorwasserstoff in Wasser:
HCl Chlorwasserstoff in Wasser:
HBr Bromwasserstoff in Wasser:
Fluorwasserstoffsäure
Chlorwasserstoffsäure
Bromwasserstoffsäure
Herkömmlicher
Name:
Flusssäure
Salzsäure
Halogenwasserstoffverbindung in Wasser → Halogenwasserstoffsäure
Bringt man eine Säure in Wasser, so reagiert sie mit dem Wasser. Dabei wandert
der Atomkern des Wasserstoffs (H+) der Säure an ein Wassermolekül und bildet mit
diesem ein positiv geladenes H3O+-Ion. Das H3O+-Ion bezeichnet man als Hydroniumion. Der Rest der Säure wird durch den Verlust des Wasserstoffkerns zum negativ
geladenen Ion – man spricht vom Säurerestion.
100
45847_001_00.indb 100
29.09.2009 14:02:28
8.1 Säuren
Beispiel
Chlorwasserstoff reagiert mit Wasser zu Salzsäure:
H2O + HCl
H3O+ + Cl-.
Das Chlorwasserstoffmolekül (HCl) ist wie das Wassermolekül (H2O) ein Dipolmolekül, denn Wasserstoff und Chlor unterscheiden sich in ihrer Elektronegativität. Wasserstoff hat eine Elektronegativität von 2,2; Chlor hat eine Elektronegativität von 2,83.
Wassermolekül +
Chlorwasserstoffmolekül
Hydroniumion
+
Chloridion
Kern des
H-Atoms
Kerne
der
H-Atome
+
+
H
H
positive
Seite
H
O
+
negative
Seite
H
positive
Seite
Cl
H
O
H
+
+
Cl –
negative
Seite
Bildung des Hydroniumions
Wegen der elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen Dipolmolekülen lagert
sich jeweils ein Wassermolekül mit seiner negativ geladenen Seite an die positiv
geladene Seite eines Chlorwasserstoffmoleküls an. Infolge der Anlagerung wandert der Kern des Wasserstoffs der Säure in eine mit zwei Elektronen besetzte
Kugelwolke des Wassermoleküls. So entsteht ein H3O+-Ion, das durch den aufgenommenen H-Kern (Proton) positiv geladen ist. Es bleibt ein negativ geladenes
Cl–-Ion zurück.
Zur Vereinfachung schreibt und spricht man meist nicht von dem Hydroniumion
(H3O+-Ion), sondern nur von einem Wasserstoffion (H+-Ion). Die Trennung des
Wasserstoffions von der Verbindung ist eine Dissoziation. Man sagt darum: Säuren
dissoziieren in Wasser in positiv geladene Wasserstoffionen und negativ geladene
Säurerestionen.
Beispiele
Säuremolekül
HCl
HNO3
H2SO4
Wasserstoffion + Säurerestion
H+
+
Cl–
H+
+
NO3–
+
2H
+
SO42–
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29.09.2009 14:02:28
8 Säuren, Laugen, Salze
Die Dissoziation der Säuren in Wasser ist Ursache für die typischen Eigenschaften
der Säuren, wie z. B. ihr Lösungsverhalten für Metalle und die Leitung des elektrischen Stroms.
Säuren sind Stoffe, die in Wasser in positiv geladene Wasserstoffionen und
negativ geladene Säurerestionen dissoziieren:
Säuremoleküle → Wasserstoffionen + Säurerestionen.
Säuren, welche mehrere Wasserstoffatome in einem Molekül besitzen, nennt man
mehrwertige Säuren. Mehrwertige Säuren dissoziieren in mehreren Stufen.
Beispiele
H3PO4
H2PO4–
HPO42–
H+ +
H+ +
H+ +
H2PO4–
HPO42–
PO43–
Mehrwertige Säuren dissoziieren in mehreren Stufen.
Wasserstoffionen verursachen in verschiedenen organischen Verbindungen Reaktionen, welche mit starken Farbveränderungen verbunden sind. Diese Verbindungen nutzt man zum Nachweis von Säuren. Die Verbindungen werden als Indikatoren bezeichnet. Ein bekannter Indikator ist der Farbstoff Lackmus. Säuren färben mit
blauem Lackmus getränktes Papier (Lackmuspapier) rot.
blaues
Lackmuspapier
Salzsäure
blaues
Lackmuspapier
Wasser
Nachweis einer Säure mit Lackmuspapier
■
■
Säuren können mit Indikatoren nachgewiesen werden.
Säuren färben blaues Lackmus rot.
102
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29.09.2009 14:02:30
8 Säuren, Laugen, Salze
Aufgaben
1. Bei einem Versuch wird ein Salz in Wasser gelöst.
a) Zunächst löst sich nicht alles Salz auf. Es bleibt ein Bodensatz.
b) Durch Erhitzen gelingt es, alles Salz aufzulösen. Der Bodensatz verschwindet.
c) Die Lösung wird noch weiter erhitzt.
d) Man gibt in die hoch erhitzte Lösung noch etwas Salz, das sich ebenfalls
auflöst. Danach kühlt man vorsichtig ab. Es scheidet sich noch kein Salz aus.
Wie bezeichnet man in den Fällen a) bis d) die Lösung hinsichtlich ihrer Sättigung?
2. Benutzen Sie zur Lösung der folgenden Aufgaben das Diagramm aus Kapitel
8.8.1.
a) 60 g KNO3 werden in 100 g Wasser gelöst. Auf welche Temperatur muss die
Lösung erhitzt werden, damit alles KNO3 gelöst wird?
b) Wie bezeichnet man die Lösung bei 80 °C in Bezug auf die Sättigung?
140
NO 3
Na
80
O
100
3
120
KN
Löslichkeit des Salzes in Gramm
je 100 g Wasser
3. a) Bestimmen Sie anhand des Diagramms, wie viel Gramm Kaliumnitrat 5 kg
einer gesättigten Kaliumnitratlösung bei einer Temperatur von 40 °C enthalten. Berechnen Sie den Massenanteil in %.
b) 240 g Natriumnitrat sollen vollständig in 200 g Wasser gelöst werden. Bestimmen Sie anhand des Diagramms die Mindesttemperatur, bei der das gesamte Natriumnitrat gelöst ist. Berechnen Sie den Massenanteil in %.
KBr
NH 4C
60
l
KCl
NaCl
40
20
0
0
10
20
30
40 50 60 70
Temperatur in °C
80
90 100
4. 80 g NaNO3 werden in 900 g Wasser gelöst. Wie hoch ist der Massenanteil der
Lösung in %?
5. Wie viel g Kupfer enthält eine 3 %ige Kupfer(II)-sulfatlösung?
6. Zur Bekämpfung der Reblaus in den Weinbergen setzten die Winzer alljährlich
eine Kupfer(II)-sulfatlösung ein. Wie viel Kilogramm Kupfer bringt ein Winzer
in seinen Weinberg, wenn er 150 kg einer 5 %igen Kupfer(II)-sulfatlösung versprüht?
130
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8.8 Lösungen
7. 500 g einer 10 %igen Kochsalzlösung werden mit 800 g einer 20 %igen Kochsalzlösung gemischt. Wie groß ist der Massenanteil der neuen Lösung?
8. Es werden 250 g einer 22 %igen Natronlauge und eine 350 g einer 15 %igen Natronlauge vermischt. Berechnen Sie den Massenanteil der neuen Lauge.
9. Wie viel Gramm einer 8 %igen Natriumsulfatlösung müssen mit 400 g einer 12 %igen Natriumsulfatlösung zusammengeschüttet werden, damit eine
10 %igen Natriumsulfatlösung entsteht?
10. Wie viel Liter Ethanol enthalten 2 Liter eines Alkohols, der 32 Vol.-% Ethanol
hat?
11. Bestimmen Sie für die folgenden Angaben die Stoffmengenkonzentration.
gelöster Stoff
Volumen der Lösung
10 g CaCl2
0,9 l
20 g FeSO4
1,5 l
40 g NH4NO3
3,0 l
30 g NO3
Stoffmengenkonzentration
800 ml
12. Welche der folgenden Arbeitsanweisungen zur Herstellung einer 1 molaren KBrLösung ist richtig? (M(KBr) = 119,01 g/mol)
a) Es werden 119,01 g KBr abgewogen und in genau 1 l Wasser, das in einem
Messkolben abgemessen wurde, gelöst.
b) Es werden 119,01 g KBr abgewogen, in einen Messkolben von 1 l gegeben
und mit Wasser zu genau 1 l aufgefüllt.
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