Chemie 3.1
Salze, Säure, Basen,
Salze, Säure, Basen,
Kartei Details
| Karten | 19 |
|---|---|
| Sprache | Deutsch |
| Kategorie | Chemie |
| Stufe | Berufslehre |
| Erstellt / Aktualisiert | 22.01.2014 / 26.01.2014 |
| Weblink |
https://card2brain.ch/box/chemie_3_1
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Eigenschaften von Salzen
- bestehen aus Kationen und Anionen -> Ionenbindungen (Bindungs-/ Anziehungskräfte zwischen Ionen)/Ionengitter
- bildet Kristalle
- besitzen hohe Schmelz- und Siedetemperatur
- hart und spröde
- z.T. gut wasserlöslich
- z.T. Einlagerung von Kristallwasser
- Salzlösungen und Salzschmelzen leiten den elektr. Strom, feste Salze nicht
- Die Bildung der Ionengitters bei Salzen ist ein stark exotermer Vorgang. Es wird Energie freigesetzt -> Gitterenergie, die wieder zum Aufbrechen des Ionengitters zugeführt werden muss.
Möglichkeiten zur Herstellung von Salzen
1. Metall + Nichtmetall = Salz
2. Metall + (verd.) Säure-lsg. = Salz(-Lsg.) + Wasserstoff
3. Metalldioxid + (verd.) Säure-lsg.= Salz(-Lsg.) + Wasser
4. Metallhydroxid + (verd.) Säure-lsg. = Salz(-Lsg.) + Wasser
Eigenschaften von Säuren
- wasserlösliche Säuren schmecken sauer (Zitronensäure )
- leicht flüchtige Säuren (mit geringen Siedepunkt) haben einen stechenden Geruch (Salzsäure, Essigsäure, keine Schwefelsäure)
- starke, konzentrierte Säuren wirken ätzend auf organisches Material vor allem : H2SO4 (konz.); HNO3 (konz.)
- nur wässrige Säurelösungen verfärben Indikatoren
Bromkresolgrün: blau →gelb
Universalindikator: grün→rot
Blaukrautsaft: violett →rot
- wässrige Säurelösungen reagieren mit unedlen metallen unter Wasserstoffbildung (mg + H2SO4 -> MgSO4 + H2)
Säure (Definition)
sind Stoffe, die H+-Ionen (Protonen) abgeben können
Base (Definition)
- sind Stoffe, die Protonen mit einem freien Elektronenpaar aufnehmen können.
- Protenenakzeptanz/Protonenempfänger
Reaktionstyp: Protolyse
H<A + H2O ⇔ H3O+ +A- + Energie
Säure + Wasser -> Hydroxonium-Ion + Säurerest
Durch was werden typische Säureeigenshaften verursacht?
Die typischen, gemeinsamen Säureeigenschaften werden durch die in Wasser gebildeten H+/H3O+ verursacht
Zwei Arten von Basen
1. Hydroxide: - enthalten ein OH--Ion
- z.b.: NaOH, KOH -> hydroskopisch, Plätzchen
- z.b.: Ca(OH)2 -> Ätz-/Löschkalk
2. Andere
- Na2CO3 - Soda
- NH3 - Ammoniak (gasf.)
- CaO Branntkalk
- LiH - Lithiumhydroxid
Kalkkreislauf
CaCO3 → Hitze Kalkbrennen CO2 → CaO (Branntkalk) → H2O → Ca(OH)2 (Löschkalk) → CO2 → CaCO3
Wie entstehen Laugen (Besispiel LiH und NH3)
LiH + H2O → Li+ + OH-
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Laugen = wässrige OH--Lösungen
Laugen (Eigenschaften)
- haben einen seifig-bitteren Geschmack und fühlen sich seifig an
- färben Indikator:
Universalindikator: grün → violett
Phenolphthalein: farblos → rot-violett
Blaukrautsaft: violett → grün
- Laugen (Hydroxidschmelze) leiten den elektr. Strom
- wirken ätzend (in konz. Form evtl. auch auf Glas, daher Kunststoffflaschen)
Salzsäurespringbrunnen: Verusch
Ein mit Chlorwasserstoffgas (HCl) gefüllter Rundkolben wird mit einer Glasdüse verschlossen und umgekehrt in eine mit Wasser gefüllte Schale gehalten. Das Wasser wurde zuvor mit Indikatorlösung versetzt.
Beschreibe, was man veobachten kann.
- Chlorwasserstoff löst sich gut im Wasser.
- Ein Tropfen genügt, um das Gas im Kolben zu lösen.
- Es entsteht ein Unterdruck, durch den Wasser in den Kolben gesaugt wird.
- Die entstehende Ladung färbt den Indikator gelb und heißt Salzsäure
Salzsäurespringbrunnen (Reaktionsgleichung)
Beschreibe, was bei dieser Reaktion passiert.
HCl(g) + H2O -> H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Salzsäuregas + Wasser -> Salzsäure
- pos. geladene Atom (H+) des HCl-Moleküls wandert zum Wasser-Molekül
- Das Elektron bleibt beim Chlor-Atom -> neg. geladenes Chlorid-Ion
- Das Wasser-Molekül wird zu einem pos. geladenen Hydroxonium-Ion (H3O+-Ion)
- Reine Säuren sind ungeladen und bilden mit Wassermolekülen Hydroxonium-Ionen.
- Wässrige Lösung von Chlorwasserstoff nennte man Salzsäure
Sauaerstoffhaltige Säure mit Cl-Stammsäure
HClO4 (Perchloräure) → ClO4- (Perchlorat)
HClO3 (Chlorsäure) → ClO3- (Chlorat)
HClO2 (chlorige Säure) → ClO2- (Chlorit)
HClO (hylochlorige Säure) → ClO- (Hypochlorit)
HCl (Chlorwassersoff) → Cl- (Chlorid)
Bildung von Salzformeln
- Kationen stehen vorne
- Anionen stehen hinten
z.B.: NaCl, MgBr2, Na2SO4,...
Laugen (Anwendungen)
- Waschmittel
- Abflussreiniger
- Laugengebäck
- Ätzmittel (Möbel)
- Desenfiktionsmittel (Kalkmilch)
Herstellung von Sauerstoffhaltigen Säuren, Basen und Salzen
1. Bespiel: Schwefel (Säure
2. Besispiel: Calcium (Lauge)
3. Neutralisation von 1+2
1. Nichtmetall → Nichmetallosid → Säure → Säurelösung
2. unedle Metalle →Metallosid →Lauge-Hydroxid-Lsg.
1+2 → Neutralisation → neutrale Salzlösung
1. S + O2 → SO2 + H2O → H2SO3 + H2O → H3O+ + HSO3- (H2SO3)
2. Ca +1/2 O2 → CaO + H2O → Ca(OH)2 + H2O → Ca2+ + 2OH- (Ca(OH)2)
3. CaSO3 + 2H2O + Energie (Salz + Wasser + Neutralisaionsenergie → neutrale Salzlösung
Neutralisation
Gibt man zur Lösung starker säure soviel Lauge, dass H3O+ und OH-- Ionen vollständig reagieren, so enthält man eine neutrale Lösung.
Neutrlisation (gasfrmig)
Beispiel: salzsäure und Ammoniak
Neutralisation kann auch in der Fasphase ablaufen, es muss nicht Wasser entstehen
normalerweise: H3O++OH- → 2H2O + Energie
z.B.: HCl + HN3 → NH4Cl
(Chlorwasserstoff + Ammoniak → Ammoniumchlorid)
(Säure + Wasser → Salz
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