Chemie – Klasse 11 - ypid

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Chemie
Salze, Säuren, Basen
vorgelegt am: 11. Oktober 2010
Klasse 11
Robin Schneider
Inhaltsverzeichnis
Abkürzungsverzeichnis
IV
Aus Goethes Faust – Homunculus
1
1 Einleitung
1.1 Für was werden Salze, Säuren und Basen benötigt? . . . . . . . . . . . . . . . .
2
2
2 Salze
2.1 Lösbarkeit in Wasser . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.1 Experiment 1: Hydrations- und Gitterenergie . . . . . . . . . .
2.1.2 Hydratationsenergie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.3 Gitterenergie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.4 Experiment 2: Diffusion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.5 Experiment 3: Osmose . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.6 Experiment 4: Ausgehöhlte Kartoffel mit Kochsalz . . . . . . .
2.1.7 Experiment 5: Natriumhydroxidtabletten und Luftfeuchtigkeit
2.1.8 Begründung für Experiment 4 und 5 . . . . . . . . . . . . . .
2.1.9 Experiment 6: Löslichkeit von Kochsalz gegenüber Ethanol . .
2.1.10 Experiment 7: Siedepunkterhöhung . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.11 Experiment 8: Gefrierpunkterniedrigung . . . . . . . . . . . .
2.2 Experiment 9: Erhitzen von Kupfersulfat-Pentahydrat . . . . . . . . .
2.3 Weitere Salzbildungsarten . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.3.1 Experiment 10: Magnesium in Kohlensäure . . . . . . . . . . .
2.3.2 Experiment 11: Kupfer(II)-oxid in Schwefelsäure . . . . . . . .
2.3.3 Experiment 12: Zink und Schwefel . . . . . . . . . . . . . . . .
2.3.4 Experiment 13: Kochsalzlösung in Silbernitratlösung . . . . .
2.3.5 Experiment 14: Kochsalz in Schwefelsäure . . . . . . . . . . .
2.4 Experiment 15: Aluminium und Brom . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.5 Definition . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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2
2
2
3
3
3
3
4
4
4
4
5
5
5
6
6
6
6
7
7
7
7
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8
8
8
8
9
10
3 Säuren
3.1 Die wichtigsten Säuren . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.2 Experiment 16: Zucker in Schwefelsäure . . . . . . . .
3.3 Experiment 17: Schwefelverbrennung . . . . . . . . .
3.4 Dissoziation . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.5 Nachweis von Säurerestionen mittels Fällungsreaktion
II
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Robin Schneider
3.6
Definition nach Arrhenius . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
4 Basen – Laugen
4.1 Experiment 18: Natrium in Wasser mit Phenolphthalein .
4.2 Experiment 19: Kalzium in Wasser . . . . . . . . . . . .
4.3 Experiment 20: Oxidiertes Magnesium in Wasser . . . . .
4.4 Einige ausgewählte Basen (Laugen) . . . . . . . . . . . .
4.5 Definition . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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5 pH-Wert
10
10
11
11
12
12
12
6 Neutralisation
12
6.1 verkürzte Ionenschreibweise . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
7 Flammprobe
13
8 Entstehung von Säuren, Basen (Laugen) und Salzen im Überblick
13
9 Säuren und Basen – Stimmt das Gleichgewicht im Körper?
14
9.1 Hilfsmittel . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14
9.2 Lebensmittel, die den Säure- und Basenhaushalt im Gleichgewicht halten . . . . 15
10 Säurehaftes, basenhaftes, salzartiges
15
11 Chemische Bindungen und Reaktionstypen – Ein historischer Versuch
16
11.1 Reaktionsgleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16
12 Übungen
12.1 Natronlauge reagiert mit Schwefelsäure . . . . . . . . . .
12.2 Bariumhydroxid reagiert mit Salpetersäure . . . . . . . .
12.3 Bestimmen der chemischen Formel . . . . . . . . . . . .
12.4 Aufstellen von Formeln am Beispiel Magnesiumhydroxid
12.5 Schreiben Sie für folgende Reaktionen die Gleichungen .
12.5.1 Magnesiumoxid reagiert mit Salpetersäure . . . .
12.5.2 Aluminium reagiert mit Schwefelsäure . . . . . .
12.5.3 Kalziumchlorid reagiert mit Schwefelsäure . . . .
12.5.4 Kalziumnitrat reagiert mir Natriumsulfat . . . . .
III
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17
17
17
17
17
17
17
18
18
18
Robin Schneider
Abkürzungsverzeichnis1
Na
Mg
Al
S
K
Ca
Zn
Pb
Al2 (SO4 )3
AlCl3
Ba(OH)2
BaSO4
Br2
C2 H5 OH
CaCl2
CaCO3
Ca(OH)2
Cl2
CuO
CuSO4 · 5 H2 O
1
Natrium
Magnesium
Aluminium
Schwefel
Kalium
Kalzium
Zink
Blei
Aluminiumsulfat
Aluminiumchlorid
Bariumhydroxid
Bariumsulfat
Brom
Ethanol
Kalziumchlorid
Kalziumkarbonat
Kalziumhydroxid
Chlor
Kupfer(II)-oxid
KupfersulfatPentahydrat
CuSO4
H2
H2 CO3
H2 O
H2 S
H2 SO4
H3 PO4
HCl
HNO3
KMnO4
KNO3
KOH
MgO
Mg(OH)2
Na2 SO4
Na+
NaCl
NaNO3
NaOH
NH+
4
O2
Kupfersulfat
Wasserstoff
Kohlensäure
Wasser
Schwefelwasserstoff
Schwefelsäure
Phosphorsäure
Salzsäure
Salpetersäure
Kalziumpermanganat
Kaliumnitrat
Kaliumhydroxid
Magnesiumoxid
Magnesiumhydroxid
Natriumsulfat
Natriumnitrat
Kochsalz
Natriumnitrat
Natronlauge
Ammonium-Ion
Sauerstoff
Verzeichnis aller im Text benutzten chemischen Elemente, sortiert nach ihrer Ordnungszahl und Moleküle. Die
Elemente und Moleküle wurden beim ersten Auftreten ausgeschrieben und die Abkürzungen in Klammern
dahinter gesetzt. Alle folgenden Male wurde nur die Abkürzung benutzt. In Überschriften wurde davon
unabhängig die Langform benutzt.
IV
Robin Schneider
Aus Goethes Faust – Homunculus
Es leuchtet! seht! – Nun läßt sich wirklich hoffen,
Daß, wenn wir aus viel hundert Stoffen
Durch Mischung – denn auf Mischung kommt es an Den Menschenstoff gemächlich komponieren,
In einen Kolben verlutieren
Und ihn gehörig kohobieren,
So ist das Werk im stillen abgetan.
Es wird! die Masse regt sich klarer!
Die Überzeugung wahrer, wahrer:
Was man an der Natur Geheimnisvolles pries,
Das wagen wir verständig zu probieren,
Und was sie sonst organisieren ließ,
Das lassen wir kristallisieren.
4
8
12
Johann Wolfgang von Goethe
1
Robin Schneider
1 Einleitung
Thema dieser Epoche sind Salze, Säuren und Basen (Laugen).
1.1 Für was werden Salze, Säuren und Basen benötigt?
Salze
Säuren
Basen (Laugen)
Lebensmittel (Wasserhaus- Medizin
halt, fürs Gehirn, im Körper)
Kochsalz: Medizin
Seifenherstellung
Salzsäure im Magen (0,15 % - Medizin
0,2 %)
physiologische
Kochsalz- Blei-Akku
Lösung (9g Kochsalz pro
Liter Wasser) als Blutersatz
Reinigung
Bauwesen
Lösungsmittel
Ernährung
Kalkstein, Marmor, Gips
Sprengstoffherstellung
Neutralisation
Vorkommen: Gebirge, Meere
Ernährung
Parma-Industrie
Parma-Industrie
Düngemittel
2 Salze
2.1 Lösbarkeit in Wasser
• Alle Salze lösen sich in Wasser (H2 O), aber unterschiedlich gut.
– Es findet eine Änderung des Aggregatzustandes statt. Dies ist ein physikalischer
Vorgang.
• Der Vorgang lässt sich mit mechanischer oder thermischer Energie beschleunigen.
2.1.1 Experiment 1: Hydrations- und Gitterenergie
Aufbau und Durchführung: Wir lösen folgende Salze in H2 O jeweils in separaten Reagenzgläsern.
1
2
3
4
Ergebnis:
2
Robin Schneider
id
Name
Formel
löslich
Temperatur
Hydraktionenergie
Gitterenergie
1
Kochsalz
NaCl
sehr gut
leicht abfallend
Hydraktionse. < Gittere.
2
Kalziumkarbonat
CaCO3
schlecht
keine Änderung
3
Kalziumchlorid
CaCl2
mittel
heftiger Anstieg
Hydraktionse. > Gittere.
4
Kaliumnitrat
KNO3
gut
heftiger Abfall
2.1.2 Hydratationsenergie
Das polare Lösungsmittel H2 O zerstört das Ionengitter der Salze, indem es sich an dessen Ionen
ablagert. Diesen Vorgang nennt man eine Hydratation. Es entsteht Hydratationsenergie (Wärme
wird frei).
−
O 𝛿
H𝛿
−
H𝛿
+
2.1.3 Gitterenergie
Gitterenergie ist die Energie die das Kristallgitter aufrecht erhält. Sie muss überwunden werden.
Es wird kälter.
2.1.4 Experiment 2: Diffusion
Aufbau und Durchführung: Mit Hilfe von Fett klebten wir etwas Kalziumpermanganat (KMnO4 )
(als Salzersatz zur besseren Veranschaulichung) an einen Korken, den wir in ein Standzylinder mit H2 O legten. So war die Verbreitung des KMnO4 als violette Flüssigkeit gut zu
erkennen.
Ergebnis: Das KMnO4 verteilte sich ohne die Zuführung von mechanischer Energie langsam im
Zylinder. Diese selbstständige gleichmäßige Verteilung nennt man Diffusion.
Diffusion: Vorgang, in dessen Verlauf Teilchen in Folge ihrer Wärmebewegung auf unregelmäßigen zickzackförmigen Bahnen von Orten höherer Konzentration zu Orten niederer
Konzentration gelangen. Dies führt schließlich zu einer vollständigen Vermischung.
2.1.5 Experiment 3: Osmose
Aufbau und Durchführung: Wir stellten je eine Blume in einen Erlenmeyerkolben gefüllt mit
3
Robin Schneider
1. Salzwasser
2. H2 O
Ergebnis: Bereits nach einer Stunde sah man bei der Blume im Salzwasser eine gewisse
Schlaffheit.
Osmose: Durch eine halbdurchlässige (semipermeable) Membran einseitig verlaufender
Lösungsausgleich zweier gleichartiger unterschiedlich konzentrierter Lösungen, wobei
sich das Lösungsmittel zum Ort hoher, zum Ort niederer Konzentration bewegt.
2.1.6 Experiment 4: Ausgehöhlte Kartoffel mit Kochsalz
Aufbau und Durchführung: Wir zerteilten eine Kartoffel in zwei Hälften und höhlten dies aus,
anschließend streuten wir auf eine der beiden Hälften NaCl.
Ergebnis: Bei der Kartoffelhälfte mit NaCl trat viel H2 O aus und diese sah leicht vertrocknet
aus. Bei der Anderen war nichts der Gleichen zu beobachten.
2.1.7 Experiment 5: Natriumhydroxidtabletten und Luftfeuchtigkeit
Aufbau und Durchführung: Wir gaben etwas Natronlauge (NaOH) als Salzersatz auf eine
Kristallisierschale.
Ergebnis: Nach einem Tag waren die zuvor festen Natriumhydroxidtabletten aufgeweicht, und
auf der Schale hatte sich Wasser angesammelt.
2.1.8 Begründung für Experiment 4 und 5
Viele Salze sind hygroskopisch, das heißt sie entziehen der Umwelt das H2 O.
2.1.9 Experiment 6: Löslichkeit von Kochsalz gegenüber Ethanol
Aufbau und Durchführung: Wie gaben Kupfersulfat und Ethanol in ein Becherglas.
II II
Ergebnis: Ethanol (C2 H5 OH) ist besser in H2 O löslich als Kupfersulfat (CuSO4 ), CuSO4 fällt
aus.
4
Robin Schneider
2.1.10 Experiment 7: Siedepunkterhöhung
Aufbau und Durchführung: Auf einen Dreifuß stellten wir ein Becherglas, darin wurde H2 O
zum Sieden gebracht und anschließend NaCl dazugegeben.
Ergebnis: Knallen, Schäumen und ein Temperaturanstieg,
Erhöhung des Siedepunkts: Erhöhung der Temperatur, bei der eine Substanz vom
flüssigen in den gasförmigen Zustand übergeht.
Beim Sieden verdunstet H2 O. Die Salzlösung wird konzentriert. Salz müsste schließlich
ausfallen. Das System, versucht diesem Phänomen auszuweichen. Es kommt zum Temperaturanstieg um eine bessere Lösbarkeit zu erreichen.
2.1.11 Experiment 8: Gefrierpunkterniedrigung
Aufbau und Durchführung: Wir gaben ein paar Eiswürfel in ein Becherglas und streuten NaCl
darauf. Das Eis fing an, flüssig zu werden. Wir stellten das Glas auf eine nasse Fläche und
ein Reagenzglas mit H2 O in das Becherglas.
Ergebnis: Nach wenigen Minuten war das Becherglas auf dem Tisch fest gefroren. Das H2 O im
Reagenzglas, dass in der NaCl Lösung stand, war ebenfalls gefroren.
Damit bewiesen wir, dass Salzlösungen nicht wie H2 O bei 0°C gefrieren.
Es fand eine Gefrierpunkterniedrigung (Herabsetzung der Temperatur bei dem ein Stoff
vom flüssigen in den festen Zustand übergeht) statt.
2.2 Experiment 9: Erhitzen von Kupfersulfat-Pentahydrat
Aufbau und Durchführung: Wir erhitzten Kupfersulfat-Pentahydrat (CuSO4 · 5 H2 O)
Ergebnis: Bei leichtem Erhitzen entstand weißes Anhydrit (ohne Wasser, wurde ausgetrieben).
Nach starkem Erhitzen entstand Säuregas.
5
Robin Schneider
2.3 Weitere Salzbildungsarten
2.3.1 Experiment 10: Magnesium in Kohlensäure
Aufbau und Durchführung: Wir gaben Magnesium (Mg) und Kohlensäure (H2 CO3 ) in ein
Reagenzglas.
Ergebnis: Es zischte und es entstand Wasserstoff, den wir mit der Knallgasprobe nachwiesen.
Mg + 2 HCl −→ MgCl2 + H2
2+
–
−
⇀
Mg + 2 H+ + 2 Cl– −
↽
−
− Mg + 2 Cl + H2
unedles Metall + Säure −→ Salz + Wasserstoff
2.3.2 Experiment 11: Kupfer(II)-oxid in Schwefelsäure
Aufbau und Durchführung: Wir gaben Kupfer(II)-oxid (CuO) in ein Reagenzglas und gaben
verdünnte Schwefelsäure (H2 SO4 ) dazu.
Ergebnis: Die Flüssigkeit verfärbte sich von grau-schwarz nach grün. Salz viel aus.
CuO + H2 SO4 −→ CuSO4 + H2 O
ΔEN 1,9; 3,5
ΔEN = 1,6 < 1,7 → polare Atombindung
2+
2–
−−
⇀
CuO + 2 H+ + SO2–
−
− Cu + SO4 + H2 O
4 ↽
Metalloxide + Säure −→ Salz + Wasser
2.3.3 Experiment 12: Zink und Schwefel
Aufbau und Durchführung: Wir mischten solides Zink (Zn) und Schwefel (S), und hielten ein
glühendes Metall hinein.
Ergebnis: Das Gemisch entzündete sich mit einer grünen Flamme. Es blieb nur Salz, das wie
Asche aussah zurück.
Zn + S −→ ZnS
Metall + Nichtmetall −→ Salz
6
Robin Schneider
2.3.4 Experiment 13: Kochsalzlösung in Silbernitratlösung
Aufbau und Durchführung: Wir gaben Silbernitratlösung und Kochsalzlösung in ein Becherglas.
Ergebnis: Es viel ein weißes Salz aus.
NaCl (l) + AgNO3 (l) −→ NaNO3 + AgCl
+
−
−−
⇀
Na+ + Cl− + Ag+ + NO−
−
− Na + NO3 + AgCl ↓
3 ↽
leicht lösliches Salz + leicht lösliches Salz −→ leicht lösliches Salz + schwer lösliches Salz
2.3.5 Experiment 14: Kochsalz in Schwefelsäure
Aufbau und Durchführung: Wir gaben H2 SO4 in einem Becherglas auf NaCl.
Ergebnis: Es begann zu rauchen und roch charakteristisch stechend.
2 NaCl (s) + c H2 SO4 −→ Na2 SO4 (s) + 2 HCl (g)
Die stärkere Säure verdrängt die schwächere aus ihren Salzen.
−−
⇀
2 NaCl + 2 H+ + SO2–
−
− Na2 SO4 + 2 HCl
4 ↽
2.4 Experiment 15: Aluminium und Brom
Aufbau und Durchführung: Wir gaben Aluminium (Al) zusammen mit Brom (Br2 ) in einen
Standzylinder, dieser stand unter einem Abzug.
Ergebnis: Als das Br2 mit dem Al in Berührung kam, fing es an rot zu leuchten. Es war eine
Rauchentwicklung zu erkennen und der Geruch war mit Chlor (Cl2 ) vergleichbar.
2.5 Definition
Salze sind Stoffe, die in wässriger Lösung oder in der Schmelze in positiv geladene Metallionen
und negativ geladene Säurerestionen zerfallen (Ionensubstanzen).
Ausnahme: Ammonium-Ion (NH+
4 ) kann ein Metallion ersetzen.
7
Robin Schneider
3 Säuren
3.1 Die wichtigsten Säuren
Schwefelsäure
Salpetersäure
Salzsäure
Kohlensäure
Formel
H2 SO4
HNO3
HCl
H2 CO3
Eigen-
farblos
farblos
farblos
farblos
schaften
flüssig
flüssig
flüssig
flüssig
sehr stark Ätzend
stark Ätzend
Ätzend

gesundheitsschädlich

Sulfatname
Sulfat
Nitrate
Chloride
Karbonate
Beispiel
Kupfersulfat
Natriumnitrat
Kochsalz
Kalziumkarbonat
NaCl
CaCO3
+
Als Formel
CuSO4
Na
Restion
SO2–
4
NO–3
–
Cl
CO2–
3
3.2 Experiment 16: Zucker in Schwefelsäure
Aufbau und Durchführung: Es befand sich H2 SO4 in einem Becherglas und wir gaben Zucker
dazu.
Ergebnis: Der Zucker wurde gelb, nach kurzer Zeit schwarz. Dies zeigt die starke hygroskopische
Wirkung der Schwefelsäure.
Die stärkerer Säure verdrängt die schwächere Säure aus ihren Salzen.
3.3 Experiment 17: Schwefelverbrennung
Aufbau und Durchführung: Wir füllten einen Erlenmeyerkolben mit H2 O, gemischt mit Lackmus und gaben S auf einen Verbrennungslöffel, anschließend zündeten wir das S mit einem
Bunsenbrenner an und steckten den Verbrennungslöffel (luftdicht abgeschlossen) in den
Erlenmeyerkolben.
Ergebnis: Als das S angezündet wurde, brannte es mit kleiner blauer Flamme und nach dem es
eine gewisse Zeit im Erlenmeyerkolben war, färbte sich die Lackmuslösung hellrot. Der
Rauch war also säurehaltig.
8
Robin Schneider
reagieren
Nichtmetalloxid + H2 O −−−zu
−−→ Säurelösungen
reagieren
Ausnahme: HCl (g) + H2 O −−−−−→ HCl (l)
zu
reagieren
SO3 + H2 O −−−−−→ H2 SO4
Beispiel:
zu
reagieren
CO2 + H2 O −−−zu
−−→ H2 CO3
reagieren
4 NO2 + 2 H2 O + O2 −−−zu
−−→ 4 HNO3
+
2–
−
⇀
H2 CO3 −
↽
−
− 2 H + CO3
+
O
H
H
H3 O+
H
Johannes Nicolaus Brønsted: H2 CO3 + 2 H2 O −→ 2 H2 O+ + CO2–
3
+
–
−
⇀
Salzsäure: Arrhenius: HCl −
↽
−
− H + Cl
+
–
−
⇀
Brønsted: HCl + H2 O −
↽
−
− H3 O + Cl (Oxeoniumion)
+
–
−−
⇀
Salpetersäure: Arrhenius: HNO3 ↽
−
− H + NO3
+
–
−
⇀
Brønsted: HNO3 + H2 O −
↽
−
− H3 O + NO3
+
2–
−
⇀
Schwefelsäure: Arrhenius: H2 SO4 −
↽
−
− 2 H + SO4
+
2–
−
⇀
Brønsted: H2 SO4 + 2 H2 O −
↽
−
− 2 H3 O + SO4
+
3–
−
⇀
Phosphorsäure: Arrhenius: H3 PO4 −
↽
−
− 3 H + PO4
+
3–
−−
⇀
Brønsted: H3 PO4 + 3 H2 O ↽
−
− 3 H3 O + PO4
+
2–
−
⇀
schweflige Säure: Arrhenius: H2 SO3 −
↽
−
− 2 H + SO3
+
2–
−
⇀
Brønsted: H2 SO3 + 2 H2 O −
↽
−
− 2 H3 O + SO3
+
2–
−−
⇀
Schwefelwasserstoff: Arrhenius: H2 S ↽
−
− 2H + S
+
2–
−
⇀
Brønsted: H2 S + 2 H2 O −
↽
−
− 2 H3 O + S
3.4 Dissoziation
Zerfall von Stoffen in wässriger Lösung oder in der Schmelze, in frei bewegliche Ionen.
9
Robin Schneider
3.5 Nachweis von Säurerestionen mittels Fällungsreaktion
Die Fällungsreaktion ist eine Reaktion, bei der Ionen eines schwer löslichen Salzes in einer
Lösung zusammentreten, sodass diese Salze als Niederschlag ausfallen.
Lösung mit positiv und negativ geladenen Molekülen.
→ Produkt: ein schwer- und ein leichter löslicher Stoff.
Säurerestion
aussäuern
mit
Nachweismittel
Ionengleichung
Beobachtung
SO2–
4
v HCl
BaCl2 (l)
2+
SO2–
−→ BaSO4 ↓ weißer Niederschlag
4 + Ba
Cl–
v HNO3
AgNO3 (l)
Cl– + Ag+ −→ AgCl ↓ weißer NS
CO2–
3

Ca(OH)2 (l)
2+
−→ CaCO3 ↓ weißer NS
CO2–
3 + Ca
CO2–
3

Ba(OH)2 (l)
2+
−→ BaCO3 ↓ weißer NS
CO2–
3 + Ba
NO–3
v H2 SO4
FeSO4 (l)
Ringprobe, violetter Ring Fe(NO)SO4
3.6 Definition nach Arrhenius
Säuren zerfallen in wässrige Lösungen in positiv geladenen Wasserstoffionen und negativ geladene
Säurerestionen.
4 Basen – Laugen
4.1 Experiment 18: Natrium in Wasser mit Phenolphthalein
Aufbau und Durchführung: Wir entfernten die äußere oxidierte Schicht bei einem Stück
Natrium (Na), anschließend legten wir dieses in ein breites mit H2 O und Phenolphthalein
gefülltes Becherglas.
Ergebnis: Das Stückchen Na zischte, flitzte herum und es entstand weißer Rauch. Es wurde
kleiner, nahm die Form einer Kugel (wegen der geringen Oberfläche) an und war schließlich
völlig aufgelöst. Das H2 O färbte sich rötlich → Lauge.
II II
2 Na + H2 O −→ NaOH +H2
2 Na + 2 H2 O −→ 2 Na+ + 2 OH– + H2 (Dissoziationsgleichung)
2 K + 2 H2 O −→ 2 KOH + H2
2 K + 2 H2 O −→ 2 K+ + 2 OH− + H2
10
Robin Schneider
Alkalibasen
Erdalkali Basen
̂︀ Basen mit (unedlen) Metallen aus der 1. Hauptgruppe.
=
̂︀ Basen mit (unedlen) Metallen aus der 2. Hauptgruppe.
=
4.2 Experiment 19: Kalzium in Wasser
Aufbau und Durchführung: Wir gaben Kalzium (Ca) in H2 O mit Lackmus als Indikator.
Ergebnis: Wasserstoff (H2 ) Gas tritt aus (blubbert). Dies war erkennbar, als es angezündet
wurde (Knallgasreaktion). Die Lackmuslösung färbte sich dunkelgrau-blau → es ist eine
Lauge.
4.3 Experiment 20: Oxidiertes Magnesium in Wasser
Aufbau und Durchführung: Wir verbrannten Mg und gaben die Verbrennungsrückstände
Magnesiumoxid (MgO) in ein Reagenzglas mit Lackmuslösung.
Ergebnis: Je mehr MgO in die Lackmuslösung kam desto blauer wurde diese → Lauge
II
MgO + 2 H2 O −→ Mg(OH)2
Elektronegativitätswert: 1,2 Mg
EN: 3,5 Sauerstoff (O2 )
ΔEN: 2,3 > 1,7 → Ionenbindung
ΔEN = 0 reine Atombindung (nicht dissoziiert)
ΔEN < 1,7 polare Atombindung (nicht dissoziiert)
ΔEN > 1,7 Ionenbindung
II
MgO2+ + O2– + H2 O −→ Mg 2+ + 2 OH+
+
–
−−
⇀
Ausnahmen: NH4 OH ↽
−
− NH4 + OH
Ammonium-Ion Hydroxidion
Viele Basenlösungen/Laugen lassen sich herstellen, indem man die Metalle Na, Kalium (K), Ca
direkt mit Wasser reagieren lässt. Als Nebenprodukt entsteht Wasserstoff.
11
Robin Schneider
Auch die Verbrennungsprodukte vieler Metalle (Metalloxide) reagieren mit Wasser zu Laugen
(kein Nebenprodukt).
Unedle Metalle (Na, K, Ca) +Wasser −→ Lauge + H
Matalloxid + Wasser −→ Lauge
4.4 Einige ausgewählte Basen (Laugen)
Stoff
Natriumhydroxid NaOH
Dissoziationsgleichungen
+
–
−
⇀
NaOH −
↽
−
− Na + OH
+
wässrigen Lösung
Natronlauge
–
−−
⇀
KOH ↽
−
− K + OH
2+
–
−
⇀
Ca(OH)2 −
↽
−
− Ca + 2 OH
Kaliumhydroxid (KOH)
Kalziumhydroxid (Ca(OH)2 )
Kalilauge
Kalziumlauge
Kalkwasser
Löschkalk
4.5 Definition
Basen sind Stoffe, die in wässriger Lösung oder in der Schmelze in positiv geladene Metallionen
(Kationen) und negativ geladene Hydroxidionen (Anionen) zerfallen.
5 pH-Wert
Der pH-Wert gibt an, wie stark sauer oder basisch eine Lösung ist. Dieser lässt sich über einen
Indikator z. B. Lackmus nachweisen → Säuren färben rot, Basen färben blau
0
1
2
3
4
5
6
Säure stärke nimmt zu
7
Neutral
8
9
10
11
12
13
14
Basen stärke nimmt zu
pH < 7 entspricht einer Säure.
pH = 7 entspricht einer neutralen Lösung.
pH > 7 entspricht einer Lauge.
6 Neutralisation
Eine Neutralisation ist eine exotherme chemische Reaktion, bei der aus einer Säurelösung und
einer Baselösung Salz und Wasser entsteht.
12
Robin Schneider
−
⇀
Beispiel: HCl + NaOH −
↽
−
− NaCl + H2 O
+
–
−
⇀
Arrhenius: H+ + Cl– + Na+ + OH– −
↽
−
− Na + Cl + H2 O
+
–
−
⇀
Brønsted: H3 O+ + Cl– + Na+ + OH– −
↽
−
− Na + Cl + 2 H2 O
6.1 verkürzte Ionenschreibweise
−−
⇀
Arrhenius: H2+ + O– ↽
−
− H2 O
−−
⇀
Brønsted: H3 O+ + HO– ↽
−
− 2 H2 O
7 Flammprobe
Bei der Flammprobe wird die Färbung der nicht leuchtenden Flamme eines Bunsenbrenners
zur Identifizierung bestimmter Substanzen verwendet. Dies wird mithilfe eines Magnesiastabes
durchgeführt.
Metallion
Li+
Na+
K+
Ca2+
Ba2+
Cu2+
Flammenfärbung
rot
gelb
violett
rot - orange
grün - gelb
grün
8 Entstehung von Säuren, Basen (Laugen) und Salzen im
Überblick
Säuren: Nichtmetalloxid + Wasser −→ Säurelösung
Beispiel: SO3 + 3 H2 O −→ 2 H3 O+ + SO2–
4
Basen (Laugen):
1. einige Metalloxide + Wasser −→ Baselösung
Beispiel: CaO + H2 O −→ Ca2+ + 2 OH–
2. unedles Metall + Wasser −→ Baselösung + Wasserstoff
(K, Na, Ca)
Beispiel: 2 Na + 2 H2 O −→ 2 Na+ + 2 OH– + H2
Salze:
1. Baselösung + Säurelösung −→ Salzlösug + Wasser (Neutralisation)
Beispiel: Na+ + OH– + H3 O+ + Cl– −→ Na+ + Cl– + 2 H2 O
13
Robin Schneider
2. Metalloxid + Säurelösung −→ Salzlösung + Wasser
MgO: ΔEN = 2,3 → Ionenverbindung!
2+
Mg2+ + O2– + 2 H3 O+ + SO2–
+ SO2–
4 −→ Mg
4 + 3 H2 O
3. Metall + Nichtmetall −→ Salz
Beispiel: Cu + Cl2 −→ CuCl2
4. unedles Metall + Säurelösung −→ Salzlösung + H2
Beispiel: Zn + 2 H3 O+ + 2 Cl– −→ Zn2+ + 2 Cl– + H2
5. die stärkere Säure verdrängt die schwächere aus ihren Salzen
−−
⇀
Beispiel: 2 NaCl + 2 H+ + SO2–
−
− Na2 SO4 + 2 HCl
4 ↽
9 Säuren und Basen – Stimmt das Gleichgewicht im Körper?
Damit wir uns wohlfühlen, müssen sich Säuren und Basen in unserem Körper im Gleichgewicht
befinden, ist das nicht der Fall, so fühlt sich der Mensch müde und abgeschlagen, leidet unter
niedergedrückter Stimmung, hat Muskelschmerzen und eine spröde, schlecht durchblutete Haut.
Dazu kommen ständige Erkrankungen wie Grippe und Erkältung und Appetitlosigkeit. Meist
klärt erst eine Blutuntersuchung den Grund.
Der pH-Wert unseres Blutes liegt bei etwa 7,4, das heißt leicht im basischen (alkalischen) Bereich.
Durch Stoffwechselvorgänge fallen ständig saure Abbauprodukte an. Um den Normalwert zu
erhalten, werden die Säuren von basischen Verbindungen neutralisiert. Doch wenn Krankheiten
vorliegen, zum Beispiel Stoffwechselstörungen kann das Gleichgewicht nicht mehr gehalten werden.
Noch häufiger ist es, dass der Blutwert zwar noch im Normalbereich liegt, aber der Körper nicht
mehr gegen die Säuren ankommt. Diese sauren Stoffwechsel-, Zwischen- und Endprodukte lagern
sich im Bindegewebe ab. Dass sie entstehen können, liegt an Stress, falscher Ernährung und
Bewegungsmangel. Maßvolle körperliche Aktivität ist wichtig, intensive körperliche Anstrengung
jedoch kann den Säurespiegel erhöhen.
9.1 Hilfsmittel
Die Nahrung ist ein wesentlicher Faktor zur Erhaltung des Gleichgewichts von Basen und
Säuren. Dabei sollte sie zu 80 % aus Basen bildenden Stoffen und nur zu 20 % aus Säure
bildenden Stoffe bestehen. Sicherlich können wir manches tun, indem wir die Ernährung umstellen
oder anpassen. Darüber hinaus können sogenannte „Basenfluter“ – basische Mineralstoff-,
Spurenelement-, Mischungen aus der Apotheke hier helfen. Sie enthalten Kalzium-, Kalium-,
14
Robin Schneider
Natrium- und Magnesiumsalze und wirken Infektanfälligkeiten, Verdauungsbeschwerden und
Stoffwechselproblemen entgegen.
9.2 Lebensmittel, die den Säure- und Basenhaushalt im Gleichgewicht
halten
Welche Lebensmittel machen „Sauer“, welche Basisch?
Säure bildende Lebensmittel: Tierische Produkte: Fleisch, Fisch, Wurst, Hühnereiweiß, Käse,
Quark.
Getreideprodukte: Teigwaren, Weißbrot, Reis, Gemüse: Rosenkohl, Spargel.
Süßigkeiten: Zucker, Bonbons, Schokolade, Gebäck, Kuchen, Eiscreme.
Getränke: Kaffee, Alkohol, stark kohlensäure- und phosphathaltige Getränke.
Basen bildene Lebensmitte: Gemüse, Salat: Kartoffeln, Spinat, Blumenkohl, Karotten, Tomaten, Gurken, Kopfsalat.
Obst: Apfel, Bananen, Erdbeeren, Ananas, Orangen, Pfirsich, Aprikosen, Weintrauben.
Milchprodukte: Vollmilch, Buttermilch, Sahne, Joghurt, Kefir.
Getränke: stille Mineralwasser, Kräutertee.
10 Säurehaftes, basenhaftes, salzartiges
1. In unbelebter Natur (anorganisch)
Säure
gleichen sich aus
+
Neutralisation
Basisches
Salz
H2 O
2. Betrachtung des menschlichen Körpers
Das Basische ist im Innern, das Saure ist dort, wo der Mensch mit der Umgebung in
Kontakt tritt.
15
Robin Schneider
11 Chemische Bindungen und Reaktionstypen – Ein
historischer Versuch
Nachdem am 4. Juni 1783 die Brüder Montgolfier den ersten Heißluftballon erfolgreich gestartet
hatten, sollte wenig später der Physikprofessor Charles ebenfalls einen Ballon starten lassen.
Da er nicht wusste, welches Gas die Montgolfiers verwendet hatten, verfiel er auf ein damals
noch kaum bekanntes Gas. Von diesem Gas waren bisher nur kleine Mengen erzeugt worden.
Charles musste deshalb zunächst eine großtechnische Apparatur erfinden: In ein Fass wurden
Eisenfeilspäne und Wasser gegeben. Der obere Boden des Fasses hatte zwei Löcher. Aus dem
einen führte ein lederner Schlauch zum Ballon. In das zweite, verschließbare, Loch ließ man
nach und nach Schwefelsäure laufen. Das entweichende Gas leitete man durch ein großes Gefäß
mit Wasser, um mitgerissene Schwefelsäure zu entfernen. Die Füllung dauerte fünf Tage, dabei
wurden „1000 Pfund“ Eisen und „500 Pfund“ Schwefelsäure verbraucht.
11.1 Reaktionsgleichung
II
Fe + H2 SO4 −→ FeSO4 + H2
2+
2–
−−
⇀
Fe + 2 H+ + SO2–
−
− Fe + SO4 + H2
4 ↽
16
Robin Schneider
12 Übungen
12.1 Natronlauge reagiert mit Schwefelsäure
Arrhenius: 2 NaOH + H2 SO4 −→ Na2 SO4 + 2 H2 O
−
+
2–
2–
−
⇀
+ + 2 OH– + 2 H+ + Brønsted: 2 Na
SO
2 Na
+
SO
−
−
4 ↽
4 + 2 H2 O
12.2 Bariumhydroxid reagiert mit Salpetersäure
Ba(OH)2 + 2 HNO3 −→ Ba(NO3 )2 + 2 H2 O
2+
–
−
⇀
Ba2+ + 2 OH+ + 2 H+ + 2 NO–3 −
↽
−
− Ba + 2 NO3 + 2 H2 O
12.3 Bestimmen der chemischen Formel
III
II
Aluminiumsulfat
Al2 (SO4 )3
Bariumsulfat
BaSO4
Natriumnitrat
NaNO3
Aluminiumchlorid AlCl3
12.4 Aufstellen von Formeln am Beispiel Magnesiumhydroxid
• Feststellen der enthaltenen Ionen Mg2+ und OH–
̂︀ Ionenladung) kleinste gemeinsame Vielfache (k. g. V.) der Wertigkeit: 2
• (Wertigkeit =
• Wie oft geht die Wertigkeit ins kleinste gemeinsame Vielfache (k. g. V.)?
II
I
Mg (OH)2
12.5 Schreiben Sie für folgende Reaktionen die Gleichungen
Auch in Ionenschreibweise.
12.5.1 Magnesiumoxid reagiert mit Salpetersäure
MgO + 2 HNO3 −→ Mg(NO3 )2 + H2 O
ΔEN = 2,3 → Ionenbindung
2+
–
−−
⇀
A: Mg2+ + O2– + 2 H+ + 2 NO–3 ↽
−
− Mg + 2 NO3 + H2 O
17
Robin Schneider
12.5.2 Aluminium reagiert mit Schwefelsäure
III
II
2 Al + 3 H2 SO4 −→ Al2 (SO4 )3 + 3 H2
3+
2–
−−
⇀
A: 2 Al + 6 H+ + 3 SO2–
−
− 2 Al + 3 SO4 + 3 H2
4 ↽
12.5.3 Kalziumchlorid reagiert mit Schwefelsäure
II I
II II
CaCl2 + H2 SO4 −→ CaSO4 + 2 HCl
2+
2–
–
+
−−
⇀
A: Ca2+ + 2 Cl– + 2 H+ + SO2–
−
− Ca + SO4 + 2 Cl + 2 H
4 ↽
12.5.4 Kalziumnitrat reagiert mir Natriumsulfat
Ca(NO3 )2 + Na2 SO4 −→ CaSO4 + 2 NaNO3
+
–
−−
⇀
A: Ca2+ + 2 NO–3 + 2 Na+ + SO2–
−
− CaSO4 ↓ + 2 Na + 2 NO3
4 ↽
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gleichen Bedingungen 3.0 Deutschland“ Lizenz.
Robin SĚneider, 2010{2013
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18
Robin Schneider
Statistiken
Metainformationen
Titel
:
Chemie
Betreff
:
Salze, Säuren, Basen
Autor
:
Robin Schneider
Lizenz
:
Creative Commons BY-NC-SA 3.0
Dokumentenklasse
:
scrartcl
Seitenzahl vor dem Inhalt (Römisch)
:
4
Seitenzahl vom Inhalt (Arabisch)
:
18
Logische Seitenzahl (Arabisch)
:
21
Physische Seitenzahl
:
25
Anzahl der nummerierten Kapitel
:
12
Anzahl der “ Kapitel im Anhang
:
0
Anzahl der verwendeten Fußnoten
:
1
Anzahl der “ Koordinatensysteme
:
0
Anzahl der “ und benannten Tabellen
:
0
Dokument angepasst an die Sprache
:
Deutsch (neue Rechtschreibung)
Dokument übersetzt als
:
Finale Version
Version
:
2 (778a40f)
Zähler der Übersetzungsvorgänge
:
102
Erstellungsdatum
:
Dienstag, 14. September 2010 15:00:00
Übersetzungsdatum
:
Sonntag, 21. April 2013 22:46:22
Geplantes Abgabedatum
:
Montag, 11. Oktober 2010
Verstrichene Zeit
:
1000 ‰
Arbeitstage
:
950
Geplante Arbeitstage
:
27
Tage bis zum geplanten Abgabedatum
:
-923
Um das Ganze bildlich darzustellen . . .
Status:
Status:
19
(verstrichene Zeit)
(eigenes Ermessen)
Robin Schneider
Informationen zu den Quelldateien
Nr.
20
Dateibeschreibung
1
Hauptdatei
2
Bytes
Änderungsdatum
2998
2013-04-20
Titelseite
656
2013-04-11
3
Einleitung
1615
2013-04-11
4
Salze
9960
2013-04-21
5
Säuren
5168
2013-04-11
6
Basen
3453
2013-04-21
7
Rest
10 913
2013-04-11
Eingebunden
Robin Schneider
Versionshinweise
Abkürzung
V
Tag
Fm
La
Ld
V
Bedeutung
Version
Markierung einer Menge von Dateien, aus denen sich zu einem
beliebigen Zeitpunkt eine bestimmte Version wiederherstellen lässt
Wie viele Dateien innerhalb dieser Version verändert wurden
Wie viele Zeilen innerhalb dieser Version neu hinzugekommen sind
Wie viele Zeilen innerhalb dieser Version gelöscht wurden
Tag
1
2
origin/master
Datum
Versionsbericht
2013-04-21
Initial commit.
2013-04-21
Added README.md.
Fm
La
Ld
18
923
0
1
2
0