Reaktionen mit Protonenübergang: Säure

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Reaktionen mit Protonenübergang: Säure – Base – Reaktionen
Neben den Redoxreaktionen [also Reaktionen mit Elektronenübergang] gibt es auch sehr viele
chemische Reaktionen, bei denen Protonenübergänge stattfinden. Man nennt sie auch Protolysen.
Mit Protonen sind Wasserstoffionen gemeint. Zu den Protolysen gehören auch Neutralisationen.
Säure-Base-Konzept nach BRÖNSTED, 1923
• Säuren ➝ Teilchen, die bei Reaktionen Protonen H+ abgeben können [Protonendonatoren]
§ Molekülsäuren [Neutralsäuren] ➝ z.B. HCl, H2SO4, H2O, CH3COOH
§ Kationsäuren ➝ z.B. NH4+, H3O+
§ Anionsäuren ➝ z.B. HSO4-, HCO3-, HPO42-, H2PO4• Basen ➝ Teilchen, die bei Reaktionen Protonen H+ aufnehmen können [Protonenakzeptoren]
§ Molekülbasen [Neutralbasen] ➝ z.B. NH3, H2O
§ Kationbasen ➝ z.B. [Al(OH)(H2O)5]2+, N2H5+
§ Anionbasen ➝ z.B. OH-, HCO3-, CO32-, HPO42-, PO43-, O2-, CH3COO• Ampholyte ➝ Teilchen, die [je nach Reaktionspartner] Protonen H+ abgeben oder aufnehmen
können und somit entweder als Säure oder als Base fungieren Beispiele → z.B. H2O, HCO3-,
HSO3-, HSO4-, HPO42• Wasser als Ampholyt ➝ Wassermoleküle reagieren je nach Reaktionspartner als Säure oder
Base
§ Protonenabgabe [als Säure] ➝ durch Protonenabgabe [H+] entstehen Hydroxidionen [OH-]:
H2O ⇌ H+ + OH§ Protonenaufnahme [als Base] ➝ durch Protonenaufnahme [H+] entstehen Oxoniumionen
[H3O+]: H2O + H+ ⇌ H3O+
§ Hinweis: Oxoniumionen verbinden sich im Normalfall mit 3 Wassermolekülen; dabei
entstehen Hydroniumionen [H9O4+]. Diese Wechselwirkungen mit Wassermolekülen
vernachlässigen wir hier zwecks Vereinfachung.
• Protolyse ➝ ... ist eine Reaktion mit Protonenübergang [Säure-Base-Reaktion], z.B. Reaktion
von Chlorwasserstoff mit Wasser, von Ammoniak mit Wasser oder von Säurelösungen mit
Basenlösungen [Neutralisationen]
• Protolysegleichgewichte ➝ Protolysen sind umkehrbar [bestehend aus Hin- und Rückreaktion];
es stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein
Korrespondierende Säure-Base-Paare
• Protonen [H+] ➝ treten in Lösungen o.a. Phasen niemals isoliert auf - daher kann eine Säure
Protonen abgeben, wenn auch eine Base vorhanden ist, die die Protonen bindet
[korrespondierende Säure-Base-Paare]; dafür braucht die Base mindestens ein freies
Elektronenpaar, um ein Proton [oder mehr] zu binden
• Säure-Base-Reaktion ➝ bei einer Säure-Base-Reaktion [Protolyse] existieren daher zwei
korrespondierende Säure-Base-Paare, die miteinander in Wechselwirkung treten; dabei entsteht
aus Säure 1 infolge Protonenabgabe die Base 1 und durch Aufnahme der Protonen aus Base 2
die Säure 2
• Prinzip ➝ Korrespondierende Säure-Base-Paare bei einer Protolyse ...
• Beispiel ➝ korrespondierende Säure-Base-Paare bei der Reaktion von Ammoniumionen mit
Wasser [übrigens der Grund, weshalb Ammoniumsalze sauer reagieren]
NH4+
+
H 2O
NH3
+
H 3O +
⇌
S1
B2
B1
S2
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Chemische Reaktion von Chlorwasserstoff mit Wasser als Protolyse
• Reaktion [Modell] ➝ Protonenübergang bei der Reaktion von Chlorwasserstoff
[Hydrogenchlorid] mit Wasser ...
• Erläuterung der Reaktion ➝ jedes HCl-Molekül gibt jeweils ein Protonen [H+] an je ein
Wassermolekül ab [Protolyse]:
§ Protonenabgabe: HCl ⇌ H+ + Cl§ Protonenaufnahme: H+ + H2O ⇌ H3O+
§ Protonenübergang [gesamt]: H2O + HCl ⇌ H3O+ + Cl- ; ΔH = -n kJ · mol-1
• Chemisches Gleichgewicht ➝ Förderung der Hinreaktion durch ....
§ Temperaturerniedrigung [da exotherm]
§ Druckerhöhung [da Volumenabnahme; nur HCl ist gasförmig]
§ Förderung der Rückreaktion durch entgegengesetzte Bedingungen
• Reaktion mit Indikatoren ➝ frei bewegliche Oxoniumionen [vereinfacht Wasserstoffionen]
verursachen eine Rotfärbung von Universalindikator [Unitest]
• Nachweis der Chloridionen ➝ weißer Niederschlag bei Zugabe von Silbernitratlösung durch
Bildung schwerlöslichen Silberchlorids Ag+ + Cl- ➝ AgCl
• elektrische Leitfähigkeit ➝ die wässrige Lösung von Chlorwasserstoff leitet den elektrischen
Strom infolge frei beweglicher Ionen
• korrespondierende Säure-Base-Paare ➝ bei dieser Reaktion:
H 2O
+
HCl
H 3O +
+
Cl⇌
B2
S1
S2
B1
Chemische Reaktion von Ammoniak mit Wasser als Protolyse
• Reaktion [Modell] ➝ Protonenübergang bei der Reaktion von Ammoniak mit Wasser ...
• Erläuterung der Reaktion ➝ jedes Ammoniak-Molekül nimmt jeweils ein Protonen [H+] von
einem Wassermolekül auf [Protolyse]:
§ Protonenabgabe: H2O ⇌ H+ + OH§ Protonenaufnahme: H+ + NH3 ⇌ NH4+
§ Protonenübergang [gesamt]: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH- ; ΔH = -m kJ · mol-1
• Reaktion mit Indikatoren ➝ frei bewegliche Hydroxidionen verursachen eine Blaufärbung von
Universalindikator [Unitest]
• Nachweis der Ammoniumionen ➝ z.B. durch Zugabe von Natronlauge wird die Rückreaktion
gefördert und es entweicht Ammoniak - Nachweis mittel Salzsäure am Glasstab in der
Gasphase möglich [weißer Rauch]
• elektrische Leitfähigkeit ➝ die wässrige Lösung von Ammoniak leitet den elektrischen Strom
infolge frei beweglicher Ionen
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• Chemisches Gleichgewicht ➝ Förderung der Hinreaktion durch ....
§ Temperaturerniedrigung [da exotherm]
§ Druckerhöhung [da Volumenabnahme; nur NH3 ist gasförmig]
§ Förderung der Rückreaktion durch entgegengesetzte Bedingungen
• korrespondierende Säure-Base-Paare ➝ bei dieser Reaktion:
NH3
+
H 2O
NH4+
+
OH⇌
B2
S1
S2
B1
Protolyse in der Gasphase
Beispiel ➝ chemische Reaktion von Chlorwasserstoff [Hydrogenchlorid] und Ammoniak in der
Gasphase: NH3 (g) + HCl (g) ⇌ NH4Cl (s)
• Praxis ➝ Stehen geöffnete Ammoniak- und Salzsäureflaschen geöffnet nebeneinander [hierbei
entweichen ständig die Gase Ammoniak bzw. Chlorwasserstoff], wird ein weißer Rauch
beobachtet. Dieser besteht aus feinkristallinem Ammoniumchlorid.
• Hinweis ➝ dadurch lassen sich die beiden Gase übrigens gegenseitig nachweisen
• Erläuterung der Reaktion ➝ jedes Ammoniak-Molekül nimmt jeweils ein Protonen [H+] von
einem Chlorwasserstoffmolekül auf [Protolyse]:
§ Protonenabgabe: HCl ⇌ H+ + Cl§ Protonenaufnahme: H+ + NH3 ⇌ NH4+
§ Protonenübergang [gesamt]: NH3 + HCl ⇌ [NH4+ + Cl-] ; ΔH = -x kJ · mol-1
Ionen des Produktes eingeklammert, da nicht gelöst, sondern fest entstehend
• korrespondierende Säure-Base-Paare ➝ bei dieser Reaktion:
NH3
+
HCl
NH4+
+
Cl⇌
B2
S1
S2
B1
Mehrstufige Protolyse mehrprotoniger Säuren
• Info ➝ mehrprotonige [mehrwertige] Säuremoleküle [wie H2SO4, H3PO4 oder H2CO3] sind
dadurch charakterisiert, dass sie mehrere Protonen abgeben können, was sich stufenweise
vollzieht
• Beispiel ➝ Reaktion von Schwefelsäure mit Wasser ...
• stufenweise Protolyse ➝ Protonenübergang [H+] in 2 Stufen:
§ Bildung von Hydrogensulfationen (Stufe 1): H2SO4 + H2O ⇌ H3O+ + HSO4§ Bildung der Sulfationen (Stufe 2): HSO4- + H2O ⇌ H3O+ + SO42§ gesamt: H2SO4 + 2 H2O ⇌ 2 H3O+ + SO42• Reaktionsgleichung gesamt ➝ Jeweils ein Schwefelsäuremolekül reagiert mit zwei
Wassermolekülen zu zwei Oxoniumionen H3O+ sowie einem Sulfation SO42- [exotherm]:
H2SO4 + 2 H2O ⇌ 2 H3O+ + SO42- ; ΔH = -a kJ ·mol-1
Autoprotolyse des Wassers
Infos ➝ Autoprotolyse ist die Reaktion von Wassermolekülen mit sich selbst. Dabei gibt ein
Wassermolekül je 1 Protonen ab, das vom anderen aufgenommen wird. Dadurch entstehen
Oxoniumionen und Hydroxidionen im Verhältnis 1 : 1.
Das chemische Gleichgewicht ist allerdings stark zu Gunsten der Wassermoleküle verschoben, so
dass die elektrische Leitfähigkeit nur geringfügig [aber dennoch vorhanden und mit empfindlichem
Messgerät messbar] ist.
• Protonenabgabe: H2O ⇌ H+ + OH• Protonenaufnahme: H+ + H2O ⇌ H3O+
• Protonenübergang [Autoprotolyse des Wassers]: H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-
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pH – Wert
• Begriff pH-Wert ➝ Zahlenangabe
zur Charakterisierung der
Oxoniumionen- bzw.
Hydroxidionenkonzentration in
einer wässrigen Lösung
• Zusatz-Info pH-Wert ➝ ... ist der
negative dekadische Logarithmus
der Oxoniumionen-Konzentration
• pH-Wert-Skala ➝ Farbreaktionen
verschiedener Stoffe mit
Universalindikator [Unitest]
• Messung ➝ mittels Messgerät
oder mit Hilfe von Indikatoren
• Indikatoren für Säuren ➝ Universalindikator [Unitest], Lackmus, Bromthymolblau, Methylrot,
Methylorange
• Indikatoren für Basen ➝ Universalindikator [Unitest], Phenolphthalein, Lackmus
Grundlagen der Neutralisation
• Modell ➝ Praktisches Vorgehen bei einer Neutralisation:
• Erläuterung ➝ Eine Säure- und eine Basenlösung mit gleicher Konzentration, z.B. c(H3O+) =
c(OH-) = 1 mol · L-1, werden zur Reaktion gebracht. Der Farbumschlag des Indikators zeigt den
Äquivalenzpunkt an - es entstehen unter Wärmeabgabe Wassermoleküle. Nach dem Eindampfen
der Lösung erhält man Salzkristalle.
• Wesen der Neutralisation ➝ Bei jeder Neutralisation reagieren Oxoniumionen [der Säure] mit
Hydroxidionen [der Base] bei einer Säure-Base-Reaktion [Protolyse] zu Wassermolekülen.
§ Protonenabgabe: H3O+ ⇌ H+ + H2O
§ Protonenaufnahme: H+ + OH- ⇌ H2O
§ Protonenübergang [gesamt]: H3O+ + OH- ⇌ 2 H2O ; ΔH = -n kJ · mol-1
• Neutralisation vereinfacht ➝ H+ + OH- ⇌ H2O
Hierbei wird die Bildung von Oxoniumionen aus Wassermolekülen und Wasserstoffionen
vernachlässigt.
• korrespondierende Säure-Base-Paare ➝ bei Neutralisationen [allgemein] in wässriger Lösung:
H 3O +
+
OHH 2O
+
H 2O
⇌
S1
B2
B1
S2
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Grundlagen der Neutralisationsanalyse
• Maßanalyse [Titration] ➝ quantitatives Analyseverfahrung zur Bestimmung
unbekannter Konzentrationen
• praktische Durchführung einer Titration zur Neutralisationsanalyse ➝ Die
Maßlösung in der Bürette wird solange in die Analysenlösung, die einen
geeigneten Indikator enthält, getropft, bis nach 1 Tropfen der
Farbumschlag erfolgt; aus dem verbrauchten Volumen an Maßlösung kann
die Konzentration der Analysenlösung berechnet werden
§ Maßlösung ➝ Lösung mit bekannter Stoffmengenkonzentration; hier
eine 0,1 M NaOH [Natriumhydroxidlösung mit einer Konzentration von
0,1 mol·L-1]
§ Analysenlösung ➝ Lösung mit unbekannter Konzentration, die
bestimmt werden soll bzw. deren Stoffmenge oder Masse [hier eine
Salzsäurelösung]
§ Äquivalenzpunkt ➝ Konzentration von Oxonium- und Hydroxidionen
sind gleich; dadurch Farbumschlag des Indikators [hier geeignet z.B.
Bromthymolblau oder Phenolphthalein; Universalindikator ist im
Umschlag eher zu grob]
• Tipp 1 ➝ je verdünnter die Lösungen, um so leichter ist die Titration
[Verdünnungsverhältnis muss man beim Berechnen berücksichtigen]
• Tipp 2 ➝ zur Erhöhung der Genauigkeit titriert man mehrmals und bildet
den Mittelwert aller Verbräuche
• Reaktion im Beispiel ➝ Chlorwasserstoffsäurelösung und Natriumhydroxidlösung reagieren zu
Natriumchlorid und Wasser: HCl + NaOH ⇌ NaCl + H2O ; exotherm
• Ionengleichung mit Oxoniumionen ➝ H3O+ + Cl- + Na+ + OH- ⇌ Na+ + Cl- + 2 H2O
• Ionengleichung verkürzt ➝ H3O+ + OH- ⇌ 2 H2O
• Ionengleichung ohne Oxoniumionen ➝ H+ + Cl- + Na+ + OH- ⇌ Na+ + Cl- + H2O
• Ionengleichung ohne Oxoniumionen, verkürzt ➝ H+ + OH- ⇌ H2O
Schritt
Erläuterung
Formeln
Am Äquivalenzpunkt ist die Stoffmenge der zu bestimmenden Säure
(Base) gleich der Stoffmenge der in der verbrauchten Maßlösung
enthaltenen Base (Säure) ...
1
n1 = n2
Bedingung: einprotonige Säure und Base
1: Analysenlösung [hier HCl]
2: Maßlösung [hier NaOH]
Die Stoffmengenkonzentration ist der Quotient aus Stoffmenge und
2
Volumen ...
3
Umgestellt nach n ergibt sich ...
n=c·V
4
Aus Schritt 1 und 3 resultiert ...
c1 · V 1 = c2 · V 2
Um die Konzentration der Analysenlösung c1 [hier cHCl] zu berechnen,
stellt man um. Dabei sind ...
V1 ➝ das Volumen der Analysenlösung [hier VHCl]
5a
V2 ➝ das verbrauchte Volumen an Maßlösung [hier VNaOH]
c2 ➝ die Konzentration der Maßlösung [hier cNaOH]
5b
Zur Berechnung der Stoffmenge nutzt man ...
n1 = c2 · V 2
5c
Zur Massenberechnung ergibt sich ergibt sich wegen m = n · M:
m 1 = M 1 · c2 · V 2
Beispiel 1 einer Neutralisationsanalyse
• Aufgabe ➝ Bei einer Neutralisationsanalyse werden bei 3 Proben einer Chlorwasserstoffsäure
zu je 25 mL Verbräuche an 0,1 M Natronlauge von 15,29 mL, 15,33 mL und 15,34 mL ermittelt.
Welche Stoffmengenkonzentration hat die Chlorwasserstoffsäure?
• Reaktionsgleichung ➝ HCl + NaOH ➝ NaCl + H2O
• gegeben ➝ VNaOH = 15,32 mL [Mittelwert], cNaOH = 0,1 mol · L-1, VHCl = 25 mL
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• gesucht ➝ cHCl
• Lösung 
cNaOH  VNaOH
0,1 mol  L-1  15,32 mL
cHCl =
cHCl =
VHCl
25 mL
• Antwort ➝ Die untersuchte Salzsäure hat eine Stoffmengenkonzentration
von 0,0613 mol · L-1.
= 0,0613 mol  L-1
Beispiel 2 einer Neutralisationsanalyse
• Aufgabe ➝ Zur Neutralisation von 3 Proben Ethansäurelösung von je 25 mL werden
24,57 mL, 24,55 mL und 24,53 mL einer 0,1M Natriumhydroxidlösung verbraucht. Wie groß ist
die Stoffmenge sowie die Masse der gelösten Ethansäure [Essigsäure] in 25 mL Lösung?
• Reaktionsgleichung ➝ CH3COOH + NaOH ➝ NaCH3COO + H2O
• gegeben ➝ VNaOH = 24,55 mL [Mittelwert], cNaOH = 0,1 mol · L-1, VHCl = 25 mL
• gesucht ➝ nCH3COOH und mCH3COOH
• Lösung 1 ➝ nCH3COOH = cNaOH · VNaOH = 0,1 mol · L-1 · 0,02455 L = 0,002455 mol
= 2,455 mmol
• Lösung 2 ➝ mCH3COOH = MCH3COOH · cNaOH · VNaOH = 60 g · mol-1 · 0,1 mol · L-1 · 0,02455 L = 0,147 g
= 147 mg
• Antwort ➝ In 25 mL der untersuchten Ethansäurelösung sind 2,455 mmol bzw. 147 mg
Ethansäure enthalten.
Einige Fachbegriffe dieses Themas
• saure Lösung ➝ wässrige Lösung, die Wasserstoffionen H+ enthält [diese bilden gemeinsam mit
je einem Wassermolekül die Oxoniumionen H3O+]; pH-Wert ist kleiner als 7: H+ + H2O ⇌ H3O+
• basische Lösung ➝ wässrige Lösung, die frei bewegliche Hydroxidionen OH- enthält; diese
färben Universalindikatorlösung [Unitest] blau; pH-Wert liegt über 7
• Dissoziation [dissoziieren] ➝ Bildung von frei beweglichen Ionen in wässriger Lösung
• Säure [nach BRÖNSTED] ➝ Teilchen, die Protonen H+ abgeben können [Protonendonatoren]
• Base [nach BRÖNSTED] ➝ Teilchen, die Protonen H+ aufnehmen können [Protonenakzeptoren]
• Reaktionswärme [Reaktionsenthalpie] → exotherm [Abgabe von Wärmeenergie]
ΔH = -n kJ · mol-1; endotherm [Aufnahme von Wärmeenergie] ΔH = +n kJ · mol-1; manchmal
auch mit Q = ... statt ΔH angegeben (Q für Wärmemenge); Einheit kJ · mol-1 auch kJ/mol
Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion [für die Rückreaktion dann das
Gegenteil]!
• ΔH ➝ Änderung der Enthalpie bei einer Reaktion, also Energiebilanz bei einer chemischen
Reaktion unter konstantem Druck [Differenz der Enthalpie der Produkte und Ausgangsstoffe,
d.h. ihrer chemischen Energien]
• Protolyse [nach BRÖNSTED] ➝ Reaktion mit Protonenübergang; mindestens ein Proton H+ wird
von einem Teilchen abgegeben [Protonendonator; Säure], das von einem anderen Teilchen
[Protonenakzeptor; Base] wieder aufgenommen wird
• einprotonige Säure ➝ Säuremoleküle, die mehr ein Proton H+ abgeben können [z.B. HCl, HNO3,
CH3COOH]
• mehrprotonige Säure ➝ Säuremoleküle, die mehr als ein Proton H+ abgeben können [z.B. zweioder dreiprotonige Säuren, siehe H2SO4 oder H3PO4]
• umkehrbare Reaktion ➝ Einstellung eines chemischen Gleichgewichts zwischen Hin- und
Rückreaktion; gekennzeichnet mit einem Doppelpfeil ⇌
• Prinzip von Le Chateliér und Braun ➝ Prinzip vom kleinsten Zwang; wenn man auf das System
einer umkehrbaren chemischen Reaktion einen Zwang [Änderung der Reaktionsbedingungen
Druck, Temperatur und Konzentration] ausübt, so wird ein neues chemisches Gleichgewicht
eingestellt, das dem Zwang ausweicht
§ endotherme Teilreaktion [ΔH = +n kJ · mol-1] wird durch Wärmezufuhr begünstigt
§ exotherme Teilreaktion [ΔH = -n kJ · mol-1] wird begünstigt durch Wärmeentzug [niedrige
Temperatur]
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§ Reaktion mit Volumenabnahme [Erkennbar an der Abnahme der Stoffmenge von Gasen in
der Reaktionsgleichung] wird durch Druckerhöhung begünstigt; nur bei Reaktionen mit
mindestens einem Gas
§ Reaktion mit Volumenzunahme [Erkennbar an der Zunahme der Stoffmenge von Gasen in
der Reaktionsgleichung] wird durch Druckerniedrigung begünstigt; nur bei Reaktionen mit
mindestens einem Gas
§ Erhöhung der Stoffmengenkonzentration eines Ausgangsstoffes begünstigt die Reaktion, bei
der dieser Stoff verbraucht wird
§ Entzug eines Reaktionsproduktes aus dem Gleichgewicht begünstigt die Teilreaktion, bei der
dieser Stoff entsteht
• Kation ➝ positiv geladenes Ion
• Anion ➝ negativ geladenes Ion
Quellenangaben
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Hinweis
Dieses Thema ist speziell für die Sekundarstufe des Gymnasiums aufgearbeitet.

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