Aufstellen einer Reaktionsgleichung in Symbolschreibweise

1) Summenformel ermitteln

Die Summenformel gibt die Zusammensetzung einer Verbindung an. Ich benutze lieber den aussagekräftigeren Begriff "Verbindungsformel".

Zuerst muss man feststellen, wie viele Teilchen eines Elementes mit wie vielen Teilchen eines zweiten Elementes in der Verbindung verbunden sind. Hierzu benutzen wir die Wertigkeit. Zu ihrer Ermittlung brauchen wir ein Periodensystem der Elemente (PSE), denn die Wertigkeit steht im Zusammenhang mit der Hauptgruppenzugehörigkeit. Letztendlich erhalten wir durch Anwendung der Wertigkeit die hinter dem jeweiligen Symbol in der Formel kleingeschrieben notierten Indexzahlen. Die Wertigkeit gibt an, wie viele Wasserstoffteilchen das Teilchen eines Elementes in einer Verbindung ersetzen kann (positive Wertigkeit, z.B. Na hat die Wertigkeit +I, Be die Wertigkeit +II, Al die Wertigkeit +III ... oder wie viele Wasserstoffteilchen es in einer Verbindung an sich binden könnte (negative Wertigkeit = Abstand zur Hauptgruppe VIII, z.B. Sauerstoff (VI. Hauptgruppe, Wertigkeit: VI-VIII = -II). Bei einer richtigen Formel für eine Verbindung ist die Summe der Wertigkeiten aller beteiligter Teilchen = 0. Siehe auch:  Artikel zur Wertigkeit bei Wikipedia.

2) Koeffizienten ermitteln und einfügen

Nachdem die Verbindungsformel gefunden ist, muss die Anzahl jeder Teilchensorte auf der Eduktseite (links vom Reaktionspfeil) mit der auf der Produktseite (rechts vom Reaktionspfeil) ausgeglichen werden, denn Teilchen und Masse können weder verschwinden, noch aus dem Nichts auftauchen! Dazu verwendet man Koeffizienten (das sind die groß geschriebenen Zahlen vor den Symbolen).

Stöchiometrisches Rechnen

Die Reaktionsgleichung teilt uns mit, wie viele Teilchen bei einer chemischen Reaktion jeweils miteinander reagieren.  Bei der Reaktion von Mg und Schwefel reagieren 1 Teilchen Mg (Wertigkeit +II) und ein Teilchen Schwefel (Wertigkeit -II) zu Magnesiumsulfid MgS.

Mg + S ----> MgS

Die Reaktionsgleichung gilt auch für größere Teilchenzahlen von z.B. 1000 Teilchen Mg. 1000 Teilchen Mg reagieren also mit 1000 Teilchen Schwefel zu 1000 Teilchen MgS und 1 mol  (6,023 x 10 hoch 23) Mg-Teilchen und 1 mol (6,023 x 10 hoch 23) S-Teilchen reagieren zu 1 mol (6,023 x 10 hoch 23) MgS. Große Teilchenzahlen fasst man unter dem Begriff Stoffmenge (Abkürzung n) mit der Einheit mol zusammen.

Eine Stoffmenge n von 1 mol enthält 6,023 x 10 hoch 23 Teilchen, also 602.300.000.000.000.000.000.000 Teilchen.

1 mol Mg-Teilchen haben die Masse 24,3 g, 1 mol S-Teilchen wiegen 32 g. Das Molgewicht MG von Mg beträgt also 24,3 g/mol, das Molgewicht MG von S ist 32 g/mol. Hier findet sich das Gewicht des einzelnen Stoffteilchens wieder, allerdings jetzt mit der Einheit g (Gramm) statt u (atomare Masseneinheit) , da ein Mol 602.300.000.000.000.000.000.000 Teilchen enthält und 1g = 602.300.000.000.000.000.000.000 u entspricht.

Was wir gerade gemacht haben nennt man stöchiometrisches Rechnen:

"Die Stöchiometrie (...) ist ein grundlegendes mathematisches  Hilfsmittel in der Chemie. Mit ihrer Hilfe werden aus der qualitativen Kenntnis der Reaktanten und Produkte einer Reaktion die tatsächlichen Mengenverhältnisse (Reaktionsgleichung) und Stoffmengen berechnet." Zitiert von www.de.wikipedia.org/wiki/Stöchiometrie

(1) Stoffmenge n (mol) = Stoffportion m (g) : Molgewicht MG (g/mol)

Nach Umformung erhalten wir durch Multiplikation mit dem Molgewicht MG auf beiden Seiten des Gleichheitszeichens und Kürzen für die Stoffportion mit der Masse m die Gleichung:

(2) Stoffportion m (g) = Stoffmenge n (mol) x Molgewicht MG (g/mol)

Wieviel Schwefel muss man verwenden, damit 12,15 g Magnesium vollständig zu MgS umgewandelt werden können?

1 Mg + 1 S ----> 1 MgS 

Zuerst die Stoffmenge n für 12,15 g Mg mit Gleichung 1 ausrechnen:

Hat man eine Stoffportion m von 12,15 g Magnesium, so enthält diese eine Stoffmenge n = 12,15 g : 24,3 g/mol =  0,5 mol.

Um diese Stoffmenge n bei einem Reaktionsverhältnis von 1:1 (ein Teilchen Mg reagiert mit einem Teilchen S, siehe Koeffizienten = große Zahlen vor Mg und S in der Reaktionsgleichung) vollständig reagieren zu lassen braucht man daher gleich viel Schwefel, also 0,5 mol Schwefel.

Jetzt mit Gleichung 2 die Stoffportion für 0,5 mol S ausrechnen:

Eine Stoffmenge n von 0,5 mol Schwefel entspricht einer Stoffportion (Masse) m von 0,5 mol x 32 g/mol = 16 g Schwefel.

Ergebnis:  12,15 g Mg reagieren mit 16 g S vollständig zu MgS.

Kontrolle: Laut den Koeffizienten in der Reaktionsgleichung muss die gleiche Stoffmenge MgS entstehen, wie die eingesetzten Stoffmengen von Magnesium und Schwefel. In unserem Fall wurden jeweils 0,5 mol Schwefel und 0,5 mol Magnesium zu 0,5 mol Magnesiumsulfid umgesetzt. Das Molgewicht MG von Magnesiumsulfid ist 24,3 g/mol + 32 g/mol = 56,3 g/mol. Die Stoffmenge 0,5 mol Magnesiumsulfid hat eine Masse von

m = n x MG MgS = 0,5 mol x 56,3 g/mol = 28,15 g. 12,15g Mg und 16g S reagieren also zu 28,15g MgS (siehe Ergebnis oben. Denkt auch an die Masseerhaltung: in der Chemie geht nichts verloren!)

Zusammenfassung: Wissenswertes über chemische Reaktionen

Bei der Elementaranalyse von Methan zeigten die Verbrennungsprodukte Wasser und Kohlenstoffdioxid, das Kohlenwasserstoffe aus Kohlenstoff und Wasserstoff aufgebaut sind. Weitere in organischen Verbindungen oft vorkommende Atomsorten sind Sauerstoff und Stickstoff.

Die einfachsten organischen Verbindungen sind die kettenförmigen Alkane. Sie enthalten unterschiedlich viele Kohlenstoffatome und bilden eine homologe Reihe: CH4 (Methan), C2H6 (Ethan), C3H8 (Propan), C4H10 (Butan) .... Ihre allgemeine Summenformel lautet CnH2n+2. Ihr habt die besonderen Eigenschaften der Alkane kennen gelernt und aufgeschrieben. 

Vielfalt durch viele Verknüpfungsmöglichkeiten für C, H, O, N und andere Elemente

Für die Summenformel (C4H10), das Butan, gibt es mehr als eine Strukturformel. Man kann ein kettenförmiges und ein verzweigtes Molekül bauen. Beim Pentan sind schon 3 verschiedene Strukturen möglich und beim C20H42 schon 366.319  ! Diese Strukturvielfalt nennt man ISOMERIE. 

Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen 

Organische Verbindungen können Mehrfachbindungen zwischen Kohlenstoffatomen enthalten. Zwischen Kohlenstoff sind Zweifach- / Doppelbindungen und Dreifachbindungen möglich. Kohlenstoffverbindungen mit Doppelbindungen heißen Alkene, z.B. Ethen, Propen und solche mit Dreifachbindung Alkine, z.B. Ethin.

Die Alkane werden auch als gesättigte Kohlenwasserstoffe bezeichnet, da sie die maximale mögliche Anzahl an Wasserstoffatomen enthalten. Alkene und Alkine mit Mehrfachbindungen sind demzufolge ungesättigte Kohlenwasserstoffe. 

Namensgebung bei Kohlenwasserstoffen und davon abgeleiteten organischen Verbindungen

Video zur Namensgebung bei einfachen Kohlenwasserstoffen (Alkanen)

Video zur Namensgebung bei etwas anspruchsvolleren Kohlenwasserstoffen (z.B. Alkene, Alkine ...)

Am Anfang des neunten Schuljahres werden die Inhalte der 8. Klasse wiederholt: Was habt ihr bisher über Chemie und chemische Reaktionen gelernt?

Wer noch einmal nachschauen möchte oder muss: die Inhalte der achten Klasse findet ihr hier.

Einige chemische Verhaltensweisen und Gesetze habt ihr ja bereits kennen gelernt. Das Thema Atombau in diesem Schuljahr wird Euch verstehen lassen, warum die Stoffe so reagieren, wie wir es im Experiment jeweils beobachtet haben.

Erste Ideen zum Aufbau der Materie stammen von den alten Griechen Demokrit und seinem Lehrer Leukipp: Sie erdachten das Atom (von atomos = unteibar (griechisch) in einem Gedankenexperiment. Etwas später führte Aristoteles mit seiner "Vier Elemente" (Feuer, Wasser, Erde und Luft) -Theorie alle erstmal jahrhundertelang völlig auf den falschen Weg!

Schließlich kam der britische Naturforscher John DALTON und räumte 1808 mit diesem Fehlglauben ordentlich auf. Dalton griff Demokrits Gedanken wieder auf und erweiterte dessen Atommodell.

Er postulierte:

1) Materie besteht aus Atomen, kleinen und unteilbaren Teilchen. 

2) Die verschiedenen chemischen Grundbausteine (= Elemente) bestehen jeweils aus einer für sie typischen Atomsorte, d.h. Eisen aus Eisenatomen, Gold aus Goldatomen ....

3) Eisen- und Goldatome haben jeweils ein unterschiedliches, für dieses Element typisches Gewicht und Größe.

4) Die Atome unterschiedlicher Atomsorten können sich fest zu Atomgruppen, die dann neue Stoffe sind, verbinden.  

Nach dem Rutherford´schen Atommodell bestehen Atome aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Der Atomkern enthält die positiv geladenen Protonen und die ungeladenen Neutronen, während die Atomhülle nur die fast masselosen, negativ geladenen Elektronen enthält.

Atombau nach Rutherford im Film (musstewissen-Reihe)

Atombau interaktiv:

Im Detail: Was geschieht beim Versuch auf der Atomebene? 

Interaktive Animation (unbedingt die Auslassöffnung der Strahlenquelle „Slit width“ vergrößern und beobachten was geschieht !! )

Das Ergebnis des Rutherford´schen Streuexperimentes

Aufbau der Elektronenhülle

Nach dem Atommodell von Niels Bohr existieren in der Atomhülle einzelne Energieniveaus für Elektronen, die wir uns wie Schalen vorstellen können. Der Kern ist von maximal sieben unterschiedlich großen Elektronen-enthaltenden Schalen umgeben, welche zusammen die Atomhülle bilden. Die negativ geladenen Elektronen unterschiedlicher Schalen besitzen unterschiedliche Energie, da sie dem Anziehungsfeld des positiv geladenen Atomkerns verschieden stark ausgesetzt sind. Die Elektronen werden von der Natur nach bestimmten Regeln auf die unterschiedlichen Schalen verteilt.

Film zum Schalenmodell nach Bohr (musstewissen-Reihe)

Film zum Periodensystem und Atombau (musstewissen-Reihe) und Teil 2

Aufbau des Atoms aus Elementarteilchen (Protonen, Neutronen und Elektronen)

Die Elemente der 1. Hauptgruppe (Alkalimetalle) Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und Francium (radioaktiv) zeigen typische Eigenschaften von Metallen, z.B. hohe elektrische Leitfähigkeit, gute Wärmeleitfähigkeit, gute Verformbarkeit und metallischen Glanz. Sie sind sehr weich und zeigen ähnliches chemisches Reaktionsverhalten. Sie reagieren mit Wasser heftig exotherm. Dabei entsteht jeweils Wasserstoff und eine Lauge. Sie haben eine hohe Sauerstoffaffinität. An der Luft überziehen sich die glänzenden Schnittflächen sofort mit einer Oxidschicht.

Filme:

Lithium und Wasser

Natrium und Wasser

Cäsium in Wasser

Reaktion der Alkalimetalle Li bis Cs mit Wasser    (Sodium = englische Bezeichnung für Natrium, Potassium = Kalium)

Reaktionsverhalten  der Alkalimetalle Li bis Cs mit Wasser (spektakuläres BRAINIAC Video)

Durch Reaktion von Kaliumpermanganat und Salzsäure haben wir gelbgrünes Chlorgas erzeugt und seine Eigenschaften, z.B. die bleichende Wirkung auf das Chlorophyll eines grünen Laubblattes kennen gelernt. Die Halogene haben als Nichtmetalle relativ niedrige Schmelz- und Siedepunkte, sind farbig, bestehen aus zweiatomigen Teilchen ("Zwillingsteilchen") und sind sehr reaktiv. Fluor und Chlor sind bei Raumtemperatur und Normaldruck gasförmig, Brom ist flüssig und Iod ein Feststoff. Alle Halogene sind im gasförmigen Zustand schwerer als Luft.

Als nächstes haben wir Chlor mit Natrium reagieren lassen. Video einer Reaktion von Natrium und Chlor . Bei der stark exothermen Reaktion entsteht unter grellgelber Lichtabstrahlung ein weißer Feststoff, das uns bestens bekannte Natriumchlorid (Kochsalz).

Mit dem Wissen über den Atombau kommen wir jetzt noch einmal zurück zur Reaktion von Natrium und Chlor. Der folgende Filmstreifen zeigt, was bei der chemischen Reaktion auf der atomaren Ebene geschieht.

Ergebnis: Bei der Reaktion entstehen durch Elektronenübertragung vom Natrium zum Chlor geladene Atome, die man Ionen nennt. Positiv geladene Ionen wie die Natrium-Ionen heißen Kationen und negativ geladene Ionen wie die Chlorid-Ionen heißen Anionen. Das Salz Natriumchlorid besteht also aus Ionen - es ist eine Ionenverbindung.

Unterrichtsmaterialien für die Erarbeitung und das Verstehen der typischen Eigenschaften von Ionenverbindungen (Salzen).

Die folgende Animation erklärt die Elektrolyse von Kupferchlorid.

3) Formel für Aluminiumoxid?

Aluminium ist in der dritten Hauptgruppe ---> Wertigkeit +III

Sauerstoff ist in der sechsten Hauptgruppe ---> Abstand zur achten Hauptgruppe => VI - VIII  = -II

Hier wendet man zum Herausfinden der Zahlen das kleinste gemeinsame Vielfache an:  II und III haben 6 als kleinstes gemeinsames Vielfaches.

Mit 2x +III und  3x -II kommt man auf 0 => wir brauchen jeweils 2x Al

und 3x  O: 

Al₂O₃

_{Hier die Vorgehensweise beim Aluminiumoxid mit Erklärung noch einmal im Video:}

Weihnachtsferien 2020/2021

Achtung: Aus technischen Gründen können hier auf dieser Seite bei Formeln im Text die Zahlen leider nicht korrekt, also klein als Index, geschrieben werden. Die Formel für Wasser wird daher zu H2O statt

Traubenzucker und reines Wasser leiten den elektrischen Strom nicht. Auch eine Zuckerlösung, also in Wasser gelöster Zucker, leitet den elektrischen Strom nicht und unterscheidet sich daher deutlich von Ionenverbindungen / Salzen. Zucker und Wasser bestehen offenbar nicht aus Ionen. Was hält dann die 24 Atome im Zucker- und die drei Atome im Wasserteilchen zusammen?

Es sind so genannte Elektronenpaarbindungen. Bei ihrer Bildung steuern beide Bindungspartner jeweils ein zuvor ungepaartes Elektron zu einem gemeinsamen bindenden Elektronenpaar bei.

Die durch Elektronenpaarbindungen (auch Atombindungen genannt) zusammen gehaltenen Teilchen einer Verbindung nennt man Moleküle. Durch die Bildung der gemeinsamen Elektronenpaare erreichen beide Bindungspartner die energetisch vorteilhafte Edelgaskonfiguration ihrer Elektronenhülle. 

Man kann mit der Lewisschreibweise und wenigen Regeln mittels Atomsymbolen und Streichhölzern Moleküle "basteln". So geht´s:

Elektronenpaare mit ihren zwei Elektronen werden durch Streichhölzer dargestellt. Ein halbes Streichholz entspräche einem Elektron.

Regel 1: Alle Atome müssen eigene Valenzelektronen entsprechend ihrer Stellung im Periodensystem haben. 1. Hauptgruppe = 1 Außenelektron, 2. Hauptgruppe 2 Außenelektronen ....

Regel 2: Alle Atome im Molekül erreichen die Edelgaskonfiguration (Oktettregel), d.h. sie kommem mit ihren eigenen und den Bindungselektronen auf 8 oder wie Helium auf 2 Außenelektronen in der äußersten bzw. ersten Elektronenschale. Hierbei werden die beiden Elektronen von Elektronenpaarbindungen jeweils bei beiden Bindungspartnern mitgezählt. 

Regel 3: Die Gesamtzahl der Elektronen im Molekül entspricht der Summe der Elektronen aller Atome des Moleküls.

Dies bedeutet z.B. beim Wassermolekül H2O, dass insgesamt maximal 6 (vom O) + 2x 1 (von den zwei H) = 8 Außenelektronen zur Verfügung stehen.  

Lewisschreibweise und Valenzstrichformeln

Und wie man sieht, werden in der Strukturformel tatsächlich insgesamt vier Striche verwendet. Da jeder Strich gleichbedeutend mit 2 Elektronen ist, kommt man auf insgesamt 8 Außenelektronen im Wassermolekül. Alle Atome erreichen Edelgaskonfiguration. Sauerstoff hat insgesamt 8 Außenelektronen zur Verfügung (6 eigene plus zwei zusätzliche aus den zwei Bindungen zum Wasserstoff), Wasserstoff hat insgesamt zwei Außenelektronen auf der innersten Schale zur Verfügung und erreicht damit die Edelgaskonfiguration vom Heliumatom (je ein eigenes und eins aus der Bindung zum Sauerstoff).

Elektronenpaarbindung 

Ungewöhnliche Eigenschaften von Wasser und ihr chemischer Hintergrund

Zwischen Atomen mit gleichartiger Elektronegativität sind die bindenden Elektronenpaare gleich verteilt, z.B. im Wasserstoff H2, im Sauerstoff O2 etc.... Es liegt eine unpolare Atombindung vor. Bei ungleichen Bindungspartnern wird das bindende Elektronenpaar durch den elektronegativeren Bindungspartner stärker angezogen und etwas in seine Richtung gerückt. Es liegt ein polare Atombindung vor. Im Molekül hat der elektronegativere Partner eine partiell negative Teilladung und der schwächere Partner eine partiell positive Teilladung. Bei gewinkelten Molekülen wie dem Wasserteilchen entsteht dadurch ein Dipol, da in ihnen die Ladungsschwerpunkte nicht übereinander liegen. Dies ist die Grundlage der erstaunlichen Eigenschaften von Wasser, siehe Buch S. 204-205 und 208 (Praktikum).

Videos hierzu:

Wasserstoffbrückenbindungen und polare Elektronenpaarbindungen

Wasser und Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen

Eine dritte Art von Bindung zwischen Atomen findet man in den Metallen. Metalle sind im festen und geschmolzenen Zustand gute elektrische Leiter. Daher müssen sie frei bewegliche elektrische Ladungsträger (z.B. Elektronen) enthalten. Durch das einander Anlagern der einzelnen ungeladenen Metallatome entstehen im festen Metall offenbar frei bewegliche Ladungsträger.

Man kann sich dies so vorstellen: Die nur locker gebundenen Valenzelektronen auf der äußersten belegten Elektronenschale werden von den Metallatomen in den leeren Raum zwischen den Atomen abgegeben. Sie sind dort frei beweglich und bilden das so genannte Elektronengas, das die verbleibenden positiv geladenen Atomrümpfe (bestehend aus dem Atomkern und allen inneren Elektronenschalen) umgibt und die Abstossungskräft zwischen den Atomrümpfen kompensiert und sie dadurch zusammen hält.

Die Elektronen des Elektronengases sind leicht verschiebbar, so dass Metalle auch als Feststoff den elektrischen Strom gut leiten.

• Übersicht der allgemeinen Stoffeigenschaften und des Aufbaus der Metalle .

• Unterschiede bei der elektrischen Leitfähigkeit von verschiedenen Stoffen und ihre Ursachen

Welche Bindungsart in einer Verbindung vorliegt kann man aufgrund ihrer Eigenschaften erkennen. Leitfähigkeit im festen, flüssigem und gasförmigen Zustand findet man bei Metallen, aber nicht bei Salzen oder Verbindungen mit Elektronenpaarbindungen. Salze sind nur im flüssigen oder gasförmigen Zustand elektrische Leiter. Verbindungen mit Elektronenpaarbindungen sind selten elektrisch leitfähig. 

Falls aber die Eigenschaften einer Verbindung nicht bekannt sind kann man sich mit einer Faustregel behelfen:

• Liegt der Unterschied der Elektronegativität der Bindungspartner zwischen 0 und größer / gleich 0,4, so liegt eine unpolare Elektronenpaarbindung / Atombindung vor. Der Stoff gehört zu den unpolaren Molekülverbindungen und ist elektrischer Nichtleiter.  
• Liegt der Unterschied der Elektronegativität der Bindungspartner zwischen 0,41 und 1,7, so handelt es sich um eine polare Elektronenpaarbindung  / Atombindung. 
• Bei einem Unterschied der Elektronegativität der Bindungspartner größer als 1,7 liegt eine Ionenverbindung / salzartige Verbindung mit Ionenbindung vor. 

Zusammenfassung:

unpolare Elektronenpaarbindung < = 0,4 polare Elektronenpaarbindung < = 1,7 Ionenbindung

Leitfähigkeitsexperimente mit Zitronensäure und HCl zeigen, dass erst beim Kontakt von Säure mit Wasser durch eine chemische Reaktionen des Säuremoleküls mit dem Wasser Ionen und eine saure Lösung (pH < 7) entstehen. Die Ionenbildung ist durch das Auftreten von elektrischer Leitfähigkeit erst nach dem Lösen der Säure in Wasser erkennbar (geschmolzene Zitronensäure leitet den elektrischen Strom nicht!).  

Das hier gezeigte Experiment funktioniert übrigens genauso gut mit Zitronensaft. Woran könnte dies liegen?

Leitfähigkeitsexperimente mit Zitronensäure und HCl zeigen, dass erst beim Kontakt von Säure mit Wasser durch eine chemische Reaktionen des Säuremoleküls mit dem Wasser Ionen und eine saure Lösung (pH < 7) entstehen. Die Ionenbildung ist durch das Auftreten von elektrischer Leitfähigkeit erst nach dem Lösen der Säure in Wasser erkennbar (geschmolzene Zitronensäure leitet den elektrischen Strom nicht!).  

HCl-Springbrunnenversuch-Video mit der R9a (Video-Chat) bei Youtube 

Bitte Video ansehen!

HCl-Springbrunnenversuch-Video bei Youtube (Fremdfilm)

Der Springbrunnenversuch mit HCl-Gas zeigt, dass sich HCl-Gas sehr gut in Wasser löst. Ein Indikator im Wasser zeigt zudem, dass hierbei durch eine chemische Reaktion eine saure Lösung entstanden ist. Das HCl-Molekül zerfällt (der Chemiker sagt hierzu "es dissoziiert") bei der Reaktion mit Wasser in ein positiv geladenes Hydronium-Kation und ein Chlorid-Anion (s.o.).

Die Dissoziation von HCl-Molekülen

 

Das Hydronium-Kation lässt sich nachweisen, indem man elektrischen Gleichstrom durch eine beliebige saure Lösung leitet. An der negativ geladenen Elektrode, der Kathode, entsteht bei allen sauren Lösungen ein Gas, das sich durch die Knallgasprobe als Wasserstoff identifizieren lässt.

Das Hydronium-Kation ist in allen sauren Lösungen enthalten und exakt dieses Teilchen wird vom pH-Indikator erkannt (detektiert).

Vom Naturwissenschaftler Arrhenius stammt die Säuredefinition, wonach Säuren aus wasserstoffhaltigen Molekülen bestehen, die in Wasser H+-Ionen (Protonen) abspalten. Die H+-Ionen sind ein "nackter" Wasserstoff-Atomkern ohne Elektronen. Sie werden sofort von anderen Teilchen mit mindestens einem freien Elektronenpaar, in der Regel Wassermoleküle, gebunden. Dadurch entstehen die säuretypischen H3O+-Moleküle der sauren Lösungen ( = verdünnte Säuren), oder aber z.B. das H+-Indikatormolekül, das eine andere Farbe hat als das H+-freie, "normale" Indikatormolekül.

Zwei wesentliche Wege zur Herstellung von Säuren gibt es:

1) Säuren entstehen durch die Reaktion von Wasserstoff und Halogen und die Lösung des Halogenwasserstoffes in Wasser.

Beispiel: Wasserstoff und Chlor reagieren in der Chlorknallgasreaktion zu Chlorwasserstoff (HCl). Dieser wird dann gelöst in Wasser (siehe Salzsäurespringbrunnen) und dies ergibt Salzsäure.

Durch Bildung von Halogenwasserstoffen und lösen der Produkte in Wasser lassen sich auch die anderen Halogenwasserstoffsäuren und saure Lösungen dieser Säuren herstellen: Wasserstoff und Fluor ----> Fluorwasserstoff (HF). Dieser reagiert mit Wasser zur verdünnten Flusssäure, Wasserstoff und Brom ----> Bromwasserstoff (HBr). Dieses reagiert mit Wasser zur verdünnten Bromwasserstoffsäure ....

2) Die zweite Möglichkeit zur Herstellung von Säuren kennt Ihr bereits aus dem letzten Schuljahr. Da haben wir uns ein Umweltproblem aus den 90-igern angesehen - Waldsterben durch Sauren Regen. 

Wie die unten folgenden Bilder zeigen, reagieren Pflanzen sehr empfindlich auf die Einwirkung der Säure (jeweils rechts im Bild, zur Vergrößerung bitte auf die Bilder klicken). Hier wurde der Schwefel in einer Glasglocke verbrannt, in der sich Gartenkresse (das ist die grüne Pflanze) befindet und dann in der jetzt Schwefeldioxid-haltigen Atmosphäre mit einer Sprühflasche Regen simuliert.

Im Kontrollexperiment (jeweils links) wurde bis auf das Verbrennen des Schwefels alles gleichartig gemacht.

Säuren entstehen also auch durch die Reaktion von Nichtmetalloxiden mit Wasser. Zum Beispiel:

1a) Schwefel (s) + Sauerstoff (g) -----> Schwefeldioxid (g)

          S (s)        +            O2 (g) -----> SO2 (g)

1b) Schwefeldioxid (g) + Wasser (l) -----> Schweflige Säure (l)

          SO2 (g)            +    H2O (l)  ------>       H2SO3 (l)

2a) Kohlenstoff (s)  + Sauerstoff (g) -----> Kohlenstoffdioxid (g)

          C (s)        +            O2 (g) -----> CO2 (g)

2b) Kohlenstoffdioxid (g) + Wasser (l) -----> Kohlensäure (l)

          CO2 (g)            +    H2O (l)  ------>       H2CO3 (l)

Phosphor und Stickstoff reagieren auf ähnliche Weise zur Phosphorsäure und Salpetersäure. 

Säuren bilden sich aus den Halogenwasserstoffen oder Nichtmetalloxiden (Säureanhydriden) bei ihrer Reaktion mit Wasser. 

Säurestärke

Säuren sind unterschiedlich stark!

Wie sauer eine wässrige Säurelösung ist, ist abhängig von der Stoffmengenkonzentration (angegeben in mol pro Liter) der Säure und ihrem typischen Dissoziationsgrad, d.h. wie häufig die Säuremoleküle dieser Säure in die sauren H3O+-Ionen und die Säurerestionen zerfallen. So zeigt eine 0,1 mol pro Liter konzentrierte Salzsäurelösung den pH-Wert 1, eine gleich stark konzentrierte Essigsäurelösung dagegen aufgrund geringerer Dissoziation (nur ca. 1% der Essigsäuremoleküle zerfallen im Wasser in Ionen) nur den pH-Wert 3. Essigsäure ist also eine schwache, Salzsäure wegen ihrer vollständigen Dissoziation dagegen eine sehr starke Säure.

Es gilt für die Säurestärke: Salzsäure > Schwefelsäure > Salpetersäure >> Phosphorsäure > Essigsäure >> Kohlensäure.

Der Ammoniakspringbrunnen: Ammoniakgas reagiert mit Wasser zu einer Lauge

Wir haben im Unterricht gesehen, dass sich Ammoniakgas NH3 (g) sehr gut in Wasser löst. Dabei zeigte uns der dem Wasser zugefügte Indikator, dass im Gegensatz zum HCl-Springbrunnen diesmal eine alkalische Lösung entstanden ist  (Experiment im Film anschauen). Die Hydroxidionen können nur durch Protonenübertragung von einem Wassermolekül auf das Ammoniakmolekül entstanden sein.

NH3 + H20 ---> NH4+    +   OH- 

Auch beim Lösen von NaOH, LiOH, Mg(OH)2 und anderen Hydroxiden in Wasser lässt sich eine Blaufärbung des Indikators Bromthymolblau beobachten. Es ist eine alkalische Lösung, eine Lauge, entstanden. Da alle Metallhydroxide (MeOH) beim auflösen in Wasser alkalische Lösungen entstehen lassen, muss dies auf die Hydroxidgruppe OH- zurückzuführen sein. 

Möglichkeiten zur Herstellung alkalischer Lösungen:

1.) Einfachster Weg: Auflösen eines Metallhydroxides in Wasser.

2.) Unedle Metalle und Wasser. Unedle Metalle wie z.B. die Alkalimetalle  Li, Na, K .... reagieren mit Wasser zu alkalischen Lösungen und Wasserstoff, siehe Reaktion der Alkalimetalle Li bis Cs mit Wasser (FILM).

3.) Metalloxide lösen sich in Wasser unter Bildung alkalischer Lösungen.

4.) Ammoniakgas in Wasser einleiten.

Basen  bestehen nach der erweiterten Säure-Base-Theorie von  Bronsted und Lowry aus Molekülen, welche ein Proton (H+) an sich binden können. Sie sind Protonenakzeptoren. Für die Bindung des Protons brauchen sie ein freies Elektronenpaar.

Nach  Bronsted und Lowry sind Säuren dagegen Stoffe, die ein H+ (Proton) abgeben können. Sie sind Protonendonatoren (Protonenspender). Für die Abspaltung als H+ muss das H-Atom über eine polare Atombindung gebunden sein. Über eine unpolare Atombindung gebundene H-Atome lassen sich nicht abspalten! Methan (CH4) enthält vier H-Atome und ist trotzdem keine Säure!

Neutralisation

Zusammengeben von Säure und Lauge führt zur Neutralisation. Gibt man zu einer sauren Lösung, z.B. Salzsäure HCl(aq), mit dem Indikator Bromthymolblau langsam eine Lauge, z.B. Natronlauge (Na+(aq) und OH-(aq)), so beobachtet man Erwärmung und einen Farbumschlag von gelb zu grün und mit noch mehr Lauge schließlich zu blau. Diese Beobachtung zeigt, dass H30 + / H+-Ionen verschwinden. Sie reagieren mit den Hydroxidionen (OH-) zu ungeladenen Wassermolekülen. Zurück bleiben die gelösten Restionen der Säure und Lauge, die beim Abdampfen des Wasser Salz, hier Kochsalz NaCl, bilden. Bei der Neutralisation entsteht Wärme, Wasser und ein Salz.

Virtuelle Titration I: https://www.seilnacht.com/Analyse/titrier.htm

Interaktives Titrieren am PC / Handy https://kappenberg.com/akminilabor/apps/titrationstrainer.html#titrationstrainer-game

1) Summenformel ermitteln

Die Summenformel gibt die Zusammensetzung einer Verbindung an. Ich benutze lieber den aussagekräftigeren Begriff "Verbindungsformel".

Zuerst muss man feststellen, wie viele Teilchen eines Elementes mit wie vielen Teilchen eines zweiten Elementes in der Verbindung verbunden sind. Hierzu benutzen wir die Wertigkeit. Zu ihrer Ermittlung brauchen wir ein Periodensystem der Elemente (PSE), denn die Wertigkeit steht im Zusammenhang mit der Hauptgruppenzugehörigkeit. Letztendlich erhalten wir durch Anwendung der Wertigkeit die hinter dem jeweiligen Symbol in der Formel kleingeschrieben notierten Indexzahlen. Die Wertigkeit gibt an, wie viele Wasserstoffteilchen das Teilchen eines Elementes in einer Verbindung ersetzen kann (positive Wertigkeit, z.B. Na hat die Wertigkeit +I, Be die Wertigkeit +II, Al die Wertigkeit +III ... oder wie viele Wasserstoffteilchen es in einer Verbindung an sich binden könnte (negative Wertigkeit = Abstand zur Hauptgruppe VIII, z.B. Sauerstoff (VI. Hauptgruppe, Wertigkeit: VI-VIII = -II). Bei einer richtigen Formel für eine Verbindung ist die Summe der Wertigkeiten aller beteiligter Teilchen = 0. Siehe auch:  Artikel zur Wertigkeit bei Wikipedia.

2) Koeffizienten ermitteln und einfügen

Nachdem die Verbindungsformel gefunden ist, muss die Anzahl jeder Teilchensorte auf der Eduktseite (links vom Reaktionspfeil) mit der auf der Produktseite (rechts vom Reaktionspfeil) ausgeglichen werden, denn Teilchen und Masse können weder verschwinden, noch aus dem Nichts auftauchen! Dazu verwendet man Koeffizienten (das sind die groß geschriebenen Zahlen vor den Symbolen).