volle Außenschale mit 8 e- bzw. bei He 2 e-).
5 Elemente, die Verbindungen eingehen, zeigen folgende Arten von Reaktionen: Austausch von Elektronen, Austausch von Protonen oder Austausch von Ionen.
Säure-Base-Reaktionen (Protolyse, Protonenaustausch)
1 Eine Säure ist ein Stoff, der Protonen H+ abgibt (Bezeichnung auch als: Protonendonator). Beispiel: Chlorwasserstoff gibt ein Proton H+ an Wasser ab: HCl + H2O H3O+ + Cl-
2 Eine Base(Lauge) ist ein Stoff, der Protonen aufnimmt (Protonenakzeptor). Beispiel: Ammoniakgas nimmt ein H+ von Wasser auf: NH3 + H2O NH4+ + OH-
3 Eine Protolyse ist eine Übertragung (ein Austausch) von H+-Teilchen (Protonen), also eine Säure-Base-Reaktion. Beispiel: Chlorwasserstoffgas gibt ein Proton an ein Ammoniakgas ab: HCl + NH3 NH4+ + Cl- (Der Doppelpfeil zeigt an, dass es sich um einen umkehrbaren Vorgang handelt, er kann auch rückwärts ablaufen!)
4 Der Protolysegrad gibt an, wieviel % der Moleküle eines Stoffes ihre Protonen abgeben.
5 Neutralisation ist die Reaktion von Säuren mit Basen 1:1 zu Salz und Wasser (es bleiben weder freie Säure noch freie Laugeübrig, also nahezu keine H+-Ionen und keine OH- -Ionen)
6 Dissoziation ist der Zerfall einer Ionenbindung in einzelne Ionen beim Auflösen in Wasser (Elektrolyt). Beispiele: NaCl Na+ + Cl- HCl H+ + Cl- NaOH Na+ + OH- NH4OH NH4+ + OH- Na2CO3 2 Na+ + CO32- AlCl3 Al3+ + 3 Cl- NaHSO4 Na+ + H+ + SO42-
7 Hydratation ist der Vorgang, bei dem sich kleinste Teilchen eines Stoffes (Moleküle, Ionen) in Wasser mit einer Hülle aus Lösemittelmolekülen umgeben (Hydrathülle; Solvatation nennt man den entsprechenden Vorgang in anderen, nichtwässrigen Lösemitteln).
8 Die Stoffmengen-Konzenteration ist eine Gehaltsangabe, die angibt, welche Stoffmenge (in Mol) in einem Rauminhalt (in Liter) eines Stoffgemisches enthalten sind: c = n / V (Symbole: Stoffmengenkonzentration c , Stoffmenge n, Volumen V)
9 Die Protonenkonzentration ist die Stoffmengenkonzentration der Protonen H+in einer Flüssigkeit.
10 Der pH-Wert ist der negative, dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration (in neutralem Wasser pH=7, in Säuren: pH<7, in Basen pH>7): pH = – log c(H+) oder: c(H+) = 10-Ph
11 Eine Verdrängungsreaktion ist die Säure-Base-Reaktion einer starken Säure oder Base mit dem Salz einer schwachen Säure oder Base, wobei die schwächere Säure oder Base aus ihrem Salz freigesetzt wird. Dabei bleibt das Salz der stärkeren Säure bzw. Base zurück:Säure 1 + Salz von Säure 2 → Säure 2 + Salz 1 (Säurestärke Säure 1 > Säure 2)
12 Die Säurestärke (Der pKs-Wert einer Säure) gibt an, wie groß das Bestreben einer Säure ist, ihre Protonen abzugeben.
13 Ein Puffer ist ein Stoffgemisch, dessen pH-Wert sich bei Zugabe von Säure oder Lauge nicht ändert (1:1 aus einer schwachen Säure oder Base und deren Salz).
14 Amphoterie ist die Fähigkeit eines Stoffes, sowohl als Base als auch als Säure reagieren zu können. Beispiele: amphoter ist z.B. das Anion HCO3-: HCO3- + H+H2O + CO2 HCO3-+ OH- CO32- + H2O
15 Titration ist ein Verfahren zur Bestimmung des Säure- oder Base-Gehaltes einer Probe mithilfe einer Maßlösung bekannter Stoffmengenkonzentration.
Überblick: Reaktionen von Säuren und Basen
Reaktionsweisen von Säuren:
1) Nichtmetalloxid + Wasser → Säure (Säure-Bildung)
2) Säure + Metall → Salz + Wasserstoff (Elektronenaustausch)
3) Säure + Metalloxid → Salz + Wasser (Protonenaustausch)
4) Säure + Metallhydroxid *→ Salz + Wasser * Metallhydroxid = Base
5) Säure + Salz schwächerer Säure → Schwächere Säure + Salz stärkerer Säure
Typ 5 = Protonenaustausch („Protolyse“, Übertragung von H + -Teilchen oder Verdrängungs-Reaktion (Starke Säure verdrängt schwächere aus deren Salz), Typ 3 Neutralisation.
Reaktionsweisen von Basen:
1) Metalloxid + Wasser → Metallhydroxid (= Base; nur bei unedlen Metallen)
2) Base + Säure → Salz + Wasser (Neutralisation, Säure-/Base-Reaktion)
3) Starke Base + Salz der schwächeren Base → Schwächere Base + Salz stärkerer Base
Typ 1-3 sind Protonenübertragungen, Typ 3 zudem eine Verdrängungsreaktion.
Redoxreaktionen (Elektronenaustausch)
1 Die Abgabe vonElektronen nennt man Oxidation (ox, auch der umgekehrte Vorgang ist u.U. möglich, Symbol dann: , s.u.!). Beispiele: Mg → Mg2+ + 2 e- 2 I-→ I2 + 2 e- Fe2+→ Fe3+ + e- H2→ 2 H+ + 2 e- S2-→ S + 2 e- SO32- + O2-→ SO42- + 2 e-MnO2 + 2 O2-→ MnO4- + 3 e-
2 Die Aufnahme von Elektronen nennt man Reduktion (red, Umkehrvorgang zur Oxidation). Beispiele: O2 + 4 e-→ 2 O2- Cl2 + 2 e-→ 2 Cl- H+ + e-→ H0 (atomar) Cu2+ + 2 e-→ Cu Fe3+ + e- → Fe2+ S + 2 e-→ S2- NO3- + e-→ NO2 + O2- NO3- + 2 e- → NO2- + O2-Mn2+ + 5 e- + 4 O2- → MnO4-
3 Bei Redoxreaktionen (red/ox) werden Elektronen e- ausgetauscht: Beispiele: ox: Li Li+ + e- (2x) Mg Mg2+ + 2 e- red: O + 2 e- O2- Cl + e- Cl- (2x).redox: 2 Li + O → Li2O Mg + 2 Cl → MgCl2 Deshalb ändern sich immer auch Ionenladungen oder Oxidationszahlen (das sind gedachte, rein rechnerische Oxidationszahlen, „hypothetische“ Ladungszahlen)!
4 Oxidationsmittel nehmen vom Partner e- auf, sie oxidieren ihn.Gute Oxidationsmittel sind die Elemente im PSE rechts oben, Edelmetall-Kationen und Elemente mit hohen Oxidationszahlen. Beispiele: F2, O2, Cl2, NO3-, SO42-, H2O2 (Peroxid mit O-1), Ag+, Cu2+, Mn4+ (in KMnO4),Cr6+ (in CrO42-und Cr2O72-), Pb4+ (in PbO2),gelegentlich auch H+.
5 Reduktionsmittel geben dem Partner e- ab, sie reduzieren ihn (und seine Ladungs-/ Oxidationszahl!), werden also selber oxidiert.Gute Reduktionsmittel sind die Elemente im PSE links und Elemente mit ungewöhnlich niedrigen Oxidationszahlen. Beispiele: H- (z.B. in LiH, NaH), H0 (atomar), Alkali- und Erdalkalimetalle, Al0, Zn0, Fe0 (und weitere unedle Metalle), Fe2+, H2, CH4, H2S, H2SO3, CO, C, HNO2
6 Reaktionsgleichungen für (kompliziertere) Redoxreaktionen erstellt man über die Teilgleichungen (red/ox). Beispiele:ox: Na Na+ + e- (2x) red: H2O + 2 e- H + OH- (2x)redox: 2 Na + 2 H2O → H2 + 2 NaOH
ox: Fe2+ Fe3+ + e- (5x) red: MnO4- +5e- +8 H+ Mn2+ + 4 H2O redox: 5 Fe2+ MnO4- +8 H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
Hinweis: Bei jeder Redoxreaktion ändert sich die Oxidationszahl der Reaktionspartner. Die Oxidationszahl ist die gedachte Ladungszahl eines Atoms. Sie wird in anorganischen Verbindungen nach folgenden Regeln bestimmt:
Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen:
Für Elemente / Elementverbindungen gilt die Oxidationszahl Null Beispiel: O2 Oxidationszahl O = 0 .
Alle Metalle haben immer positive Oxidationszahlen