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Chemie: 9. Klasse | Säure-Base-Reaktionen

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Säure-Base-Reaktionen

Eine wichtige Reaktionsart in der Chemie ist die Säure-Base-Reaktion. Um diese zu verstehen, soll zunächst einmal erklärt werden, was eine Säure und was eine Base ist.

Saure Lösungen

Eigenschaften saurer Lösungen

Säuren oder saure Lösungen haben folgende Eigenschaften:

Wichtige Säuren

Folgende Säuren sollte (und muss) man kennen, da sie als Grundwissen auch ohne Formelsammlung abgefragt werden können:

Der Begriff Säure wird sowohl für reine Säuren als auch für saure Lösungen verwendet. Der Säuregehalt saurer Lösungen ist bei konzentrierten Säuren hoch, bei verdünnten Säuren niedrig.

Warum ist eine Lösung sauer?

Säuren enthalten ein oder mehrere Wasserstoffatome. Diese können als Proton also als H+-Ion abgegeben werden. Dies lässt sich mithilfe der Elektronegativität erklären.

Nimmt man das Molekül des Wasserstoffchlorids (HCl) und betrachtet die einzelnen EN-Werte, stellt man fest, dass das Chloratom das bindende Elektronenpaar viel stärker anzieht als der Wasserstoff, da das Chlor eine Elektronegativität von 3,2 und Wasserstoff nur 2,2 hat.

Dies führt dazu, dass das Molekül nicht homolytisch gespalten wird, also dass beide Atome „sein“ bindendes Valenzelektron mitnimmt. Stattdessen wird es heterolytisch getrennt. Das bindende Elektronenpaar bleibt dabei beim Säurerest, wodurch sich ein Chloridion ergibt.

Das frei gewordene Proton reagiert dann mit einem Wassermolekül zu einem Oxoniumion (H3O+). Die Konzentration an Oxoniumionen gibt an, wie sauer eine Lösung ist.

Reaktionsgleichung

Die Reaktionsgleichung zu diesem Beispiel lautet wie folgt:

Reaktionsgleichung der Reaktion
            zwischen Wasserstoffchlorid und Wasser zu Oxonium und Chlorid
Zusammenfassung

Eine Säure ist ein Teilchen, das Protonen abgeben kann. In einer sauren Lösung befinden sich stets Oxoniumionen sowie der Säurerest.

Kategorisierung der Säuren

Die Säuren werden nach ihrer Möglichkeit, Protonen abzugeben, benannt:

Weiterhin gibt es die Einteilung in einwertige Säuren und mehrwertige Säuren. Sie erfolgt auf die gleiche Art.

Basische Lösungen

Laugen sind basische Lösungen. Die bekanntesten Laugen sind die Natronlauge (NaOH) und die Kalilauge (KOH).

Eigenschaften von Laugen

Basische Lösungen haben folgende Eigenschften:

Warum ist eine Lauge basisch?

Kalilauge und Natriumlauge sind beides Salze. Gibt man sie in Wasser, werden beim Lösen die Ionen frei beweglich. Die Konzentration an OH-Ionen, welche als Hydroxidionen bezeichnet werden, gibt dabei an, wie basisch eine Lösung ist. Die Reaktionsgleichung lautet:

Lösen der Kalilauge in Wasser zur Bildung von
            Kaliumionen und Hydroxidionen

Weitere Laugen

Weitere wichtige Laugen sind:

Bildung von Säuren und Laugen

Im folgenden soll darauf eingegangen werden, wie Säuren und Laugen gebildet werden.

Entstehung einer Säure

Säuren erhält man, wenn Nichtmetalloxide mit Wasser reagieren. Leitet man zum Beispiel die Oxide des Schwefels Schwefeldioxid (SO2) und Schwefeltrioxid (SO3) in Wasser ein, bilden sich die schweflige Säure und die Schwefelsäure:

Reaktion bei der Einleitung von
            Schwefeldioxid in Wasser zur schwefligen Säure
Reaktion bei der Einleitung von
            Schwefeltrioxid in Wasser zur Schwefelsäure

Auch bei anderen Nichtmetalloxiden führt die Reaktion mit Wasser zu einer Säure:

Reaktion von Kohlenstoffioxid
            mit Wasser zur Kohlensäure
Reaktion von Phosphor(V)-oxid
            mit Wasser zur Phosphorsäure

Dies stellt ein Problem für die Umwelt dar: Werden fossile Brennstoffe wie Erdöl oder Kohle verbrannt, entstehen Gase (z.B. Kohlenstoffdioxid). Diese reagieren dann aber mit dem Wasser. Dies ist der so genannte Saure Regen, der zu Waldsterben führen kann.

Laugenbildung

Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren mit Wasser. Dabei entsteht jeweils die entsprechende Lauge und es wird Wasserstoff freigesetzt.

Reaktion von Natrium und Wasser zu
            Natriumhydroxid
Reaktion von Magnesium und Wasser
            zu Magnesiumhydroxid

Ebenso können die löslichen Metalloxide von Alkali- und Erdalkalimetallen reagieren.

Säure-Base-Definition nach Brönsted und Protolyse

Der dänische Chemiker und Physik Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) definierte 1923 eine Säure als ein Protonendonator und eine Base als Protonenakzeptor. Den Übergang eines Protons von einem Teilchen auf ein anderes wird Protolyse genannt.

Beispiel: Reaktion von Chlorwasserstoff mit Wasser

Leitet man das Gas Chlorwasserstoff (HCl) in Wasser ein, wird jenes heterolytisch gespalten. Das frei werdende Proton reagiert mit dem Wasser zu einem Oxoniumion; das Chloridion reagiert nicht weiter. Der Chlorwasserstoff ist daher der Protonendonator und das Wasser der Protonenakzeptor.

Protolyse von Chlorwasserstoff in
            Wasser

Ampholyte

Bei der Reaktion von Carbonationen (CO32–) und Wasser entstehen Hydroxidionen und Hydrogencarbonationen (HCO3).

Protolyse von Wasser und Carbonat-Ionen zu
            Hydroxidionen und Hydrogencarbonat

Wasser reagiert hier also als Säure. Es kann also – je nach der Reaktionsumgebung – als Base und als Säure reagieren. Teilchen, die als Protonendonatoren und als Protonenakzeptoren wirken können, werden als Ampholyte bezeichnet; das Verhalten nennt man amphoter.

Protolysen in wasserfreier Umgebung

Protolysen können auch ohne Wasser stattfinden. So können die beiden Gase Ammoniak und Chlorwasserstoff direkt zum Feststoff Ammoniumchlorid reagieren:

Protolyse von Ammoniak und
            Chlorwasserstoff zu Ammoniumchlorid in wasserfreier Umgebung

Indikatoren

Definition

Indikatoren sind Farbstoffe, deren Farbe davon abhängt, ob sie sich in saurer, basischer oder neutraler Lösung befinden. Universalindikatoren nehmen eine Sonderstellung ein. Bei ihnen handelt es sich nicht um Reinstoffe, sondern um Indikatorgemische. Diese Gemische zeigen keine scharfen Farbumschläge, sondern gleitende Farbübergänge. So kann man auch feststellen, wie stark eine Säure oder Base ist.

Wie erfüllt ein Indikator seine Aufgabe?

Ein Indikator ist ein Teilchen (meist ein Molekül oder Ion), das Ionen aufnehmen oder abgeben kann. Bei der Aufnahme (oder Abgabe) ändert sich die Farbe (siehe unter Chemie: 11. Klasse eine ausführliche (über den Lehrplan der 9. Klasse hinausgehende) Erklärung).

Nimmt man zum Beispiel den Indikator Lackmus, färbt sich die Lösung bei einer Protonenabgabe blau, bei einer Protonenaufnahme rot. Dies kann man nachweisen, indem man zu Lackmus eine alkalische Lösung gibt (Blaufärbung) oder eine saure, bei der die Rotfärbung stattfindet.

Überblick wichtiger Indikatoren

Wenigstens folgende Indikatoren sollte man kennen:

Die pH-Skala und die pOH-Skala

Der pH-Wert ist ein Maß für die Konzentration an Oxoniumionen in einer Lösung; er umfasst (normalerweise) einen Zahlenbereich von 0 bis 14; eine neutrale Lösung hat dabei den pH-Wert von 7, saure Lösungen weisen einen pH < 7 und basische Lösungen einen pH > 7 auf.

Der pOH-Wert gibt die Konzentration von Hydroxidionen an. Die Skala geht auch hier von 0 bis 14, wobei hier die Werte pOH < basisch und die Werte pOH > 7 sauer sind. Diese Skala ist aber hier noch nicht zu können.

Die Neutralisation

Bei einer Neutralisierung reagieren Oxoniumionen mit Hydroxidionen zu Wasser. Dabei wird Energie freigesetzt. Der n-Punkt einer Neutralisation hat den Namen Säure-Base-Titration. Wenn man eine bekannte Säure zu einer unbekannten Konzentration Lauge tropft, dann lässt sich die Konzentration dieser Lauge berechnen.

Gibt man zum Beispiel zwei Lösungen, die zum Einen mit Chlorwasserstoff versetzt wurde und zum Anderen mit Natriumhydroxid, in gleichem Maße zusammen, reagieren die Oxoniumionen und Hydroxidionen zu Wasser und die Lösung wird (annähernd) neutral.

Neutralisation von Oxoniumionen
            und Hydroxidionen zu Wasser

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