Big Bang HTL 2, Schulbuch

88 Bereich Anorganische Technologie und Ökologie (II. Jahrgang, 4. Semester) Wir sehen also, dass Wasser sowohl Säure als auch Base sein kann. Solche Stoffe, die Säure und Base sein können, werden mit dem Adjektiv amphoter beschrieben, sie sind sogenann­ te Ampholyte . –H + +H + OH – ¬ H 2 O ® H 3 O + als Säure als Base Weitere Beispiele für Ampholyte sind das Hydrogencarbo­ nat (HCO 3 – ) oder Hydrogensulfat (HSO 4 – ). Das sind Anionen die aus Säuren mit mehreren Atomen durch Abgabe nur eines Protons entstanden sind. Säuren und Basen selbst können gasförmig (z. B. HCl, NH 3 ), flüssig (z. B. H 2 SO 4 ) oder fest (z. B. Zitronensäure) sein, ihre Anwendung erfolgt aber zumeist gelöst in Wasser. Wenn wir also im Alltag eine Säure oder Base erleben oder im Chemiesaal verwenden, handelt es sich um saure oder basi­ sche wässrige Lösungen. Diese enthalten dann jeweils H 3 O + oder OH – . Der Unterschied zwischen Säuren und saurer Lösung ist also die Anwesenheit von Wasser. F3 In der Begriffsverwirrung rund um Säuren und Basen tau­ chen oft auch noch die Begriffe „Lauge“ und „alkalisch“ auf. Lauge ist historisch gesehen der ältere Begriff, womit man eigentlich eine basische Lösung meint. Das Wort Base selbst kann die gleiche Bedeutung haben, es kann damit aber auch die ungelöste z. B. feste oder gasförmige Base ge­ meint sein. Der Begriff alkalisch rührte ursprünglich von den Alkali metallhydroxiden NaOH und KOH (beides starke Basen) her. Er wird aber heute zumeist gleichbedeutend mit basisch verwendet. F4 V 7.1 Reaktion im Gasraum Geräte und Chemikalien: Salzsäure (HCl, konzentriert ), Ammoniak (NH 3 , kon­ zentriert ) Durchführung: Vor einem möglichst dunklen Hintergrund werden die zwei Öffnungen der Salzsäure und Am­ moniakflasche neben einander ge­ halten. Über den Gefäßen bildet sich dichter weißer Rauch aus Ammoni­ umchlorid (NH 4 Cl). Am allereinfachs­ ten lässt sich dieser Effekt zeigen, wenn man die Verschlusstopfen einer Salzsäure und einer Ammo­ niakflasche nebeneinander hält. Durchführung: –– Stelle die Reaktionsgleichung von Salzsäure mit Ammo­ niak auf! –– Erläutere, wie die beiden Stoffe aus den Flaschen mit­ einander zur Reaktion kommen konnten! e Abb. 7.5: Ammoni­ umchloriddämpfe Tab. 7.1: Wichtige Säuren und Basen Wichtige Säuren Wichtige Basen Name Formel Name Formel Salpetersäure HNO 3 Natronlauge NaOH Salpetrige Säure HNO 2 Kalilauge KOH Salzsäure HCl Kalkwasser Ca(OH) 2 Flusssäure HF Ammoniak NH 3 Essigsäure* CH 3 COO H Methylamin CH 3 NH 2 Schwefelsäure H 2 SO 4 Schwefelige Säure H 2 SO 3 Phosphorsäure H 3 PO 4 Kohlensäure H 2 CO 3 Blausäure HCN * Nur das rot markierte H kann als H + abgegeben werden Lewis Säuren und Basen 1923, beinahe zeitgleich mit Brønsted und Lowry, definierte der Amerikaner G. N. Lewis Säuren und Basen in einer viel allgemeineren Art. Lewis fiel auf, dass, wenn eine Base ein Proton (H + ) aufnimmt, sie dies tut, indem sie ein freies Elek­ tronenpaar mit dem Proton teilt. Mit Ammoniak als Beispiel kann das folgendermaßen dargestellt werden: In dieser Reaktion nimmt also H + ein Elektronenpaar an und Ammoniak stellt ein Elektronenpaar zur Verfügung. Lewis definiert nun Säuren und Basen folgendermaßen: Lewis-Säure = Stoff der Elektronenpaar(e) annimmt ( Elektronenpaar-Akzeptor ) Lewis-Base = Stoff der Elektronenpaar(e) zur Verfügung stellt ( Elektronenpaar-Donator ) In diesem Sinne sind alle Brønsted-Basen auch Lewis-Basen und umgekehrt, weil jedes freie Elektronenpaar auch H + - Ionen binden kann. Bei Säuren ist dies allerdings nicht der Fall. So sind etwa alle Metall-Kationen, die gerne Komplex­ verbindungen eingehen, auch Lewis-Säuren, weil ja e – -Paare akzeptiert werden. Wir erinnern uns vielleicht an das Kupferion, das sowohl die freien Elektronenpaare des Wassers, aber noch viel lieber das des Ammoniaks akzep­ tiert. Dabei entstehen blau gefärbte Komplexverbindungen: i Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv