Chemie Abschlussprüfung

Hydroxidion HO- + Wasserstoffion H+ -> Wasser H₂O

Ammoniak NH₃ + Wasserstoffion H+ -> Ammoniumion NH₄+

Wasser H₂O + Wasserstoffion H+ -> Hydroxoniumion = Oxoniumion H₃O+

Säure und die aus ihr durch Protonenabgabe entstandene konj. Base und ungekehrt. 

Beispiele: 

Ammoniumion / Ammoniak

Wasser / Hydroxidion

Salzsäure / Chloridion

Hydroxoniumion / Wasser

1. Schwefelsäure H₂SO₄ -> -H+ -> Hydrogensulfation -> -H+ -> Sulfation SO_4^-2

2. Phosphorsäure H₃PO₄ -> -H+ -> Dihydrogenphosphation -> Hydrogenphosphation -> Phosphation PO₄^-3

1. Oxidion^-2 + H+ -> Hydroxidion OH- -> + H+ -> Wasser H₂O -> + H+ -> Hydroxoniumion H₃O+

1. Salzsäure + Natronlauge -> Wasser + Kochsalz

HCl           +      NaOH     ->     H₂O   +     NaCl

 H+                     Na+

 Cl-                     OH-  <- Base

2. Schwefelsäure + Kaliumhydroxid -> ... + ....

H₂SO₄                 +     2KOH           ->    2H₂O + K₂SO₄

H+                                  K+

H+                                   K+

SO₄-                               OH- <-Base

                                       OH- <-Base

1. Natriumoxid 2Na+O⁺² = höchste Ox. Zahl (Salze)

2. Natriumfluorid Na+F- = kleiner als Cl <- stärkere Anziehung (Salze)

3. Natriumchlorid Na+Cl- = grösser als F <- kleinere Anziehung (Salze)

4. Wasser EN-Diff. = 1.4 -> stark polar (Dipolkräfte)

5. Ammoniak EN-Diff. = 0.9 -> mittel polar (Dipolkräfte)

6. Sauerstoff O₂ = 16e- (Van der Waals Kräfte)

7. Wasserstoff H₂ = 2e- (Van der Waals Kräfte)

1. Van der Waals Kräfte:

kurzfristige asymmetrische Verteilung der Elektronen (je grösser die Anzahl e- / Oberfläche der MBS desto grösser die V. der W. Kräfte)

2. Dipolkräfte:

perm. asymmetrische Ladungsverschiebung führt zu permanentem Dipol (je grösser die EN-Diff. und je mehr El. im Molekül desto grösser der Dipol -> desto stärker können die anderen andocken)

3. Ionen

Übertragung der Bindungselektronen auf ein el. negativeren Bindungspartner (Ionenbindung) 

Wenn Wasserstoffatome an Sauerstoff- Halogen- oder Stickstoffatome gebunden sind (Elemente mit hoher EN-Diff.)

Zwischen solchen Verbindungen gibt es Wasserstoffbrücken. ((deshalb hat Wasser einen hohen Siedepunkt)

Da die Atome mit höheren EN-Diff. das Elektron des Wasserstoffes so stark anziehen, dass das Wasserstoffatom nur noch aus einem Proton besteht und somit positiv geladen ist, können weitere negativ geladene Atome nahe an dieses Wasserstoffatom anknüpfen.

1. Wassermoleküle lagern sich als Dipole an die Ionen. <- Hydrathülle (Hydratisierung)

im festen Zustand sind die Ionen durch Gitterkräfte (elektrostatische Kräfte, Coulomb-Kräfte) zusammengehalten. 

Die angel. Wassermoleküle schwächen die Gitterkräfte, und die Gitter werden durch die thermischen Bewegungen der Ionen und der Wassermoleküle aufgelöst, das Salz geht in Lösung. 

- Salze, die aus einfach geladenen Ionen bestehen, sind in der Regel wasserlöslich

Bsp. Kochsalz, Kaliumchlorid KCl, Kalziumchlorid CaCl₂, Natriumsulfat Na₂SO₄

Beachte:

Auflösen der Gitterkräfte benötigt Energie = endothermer Vorgang

Bindung von Wassermolekülen an Ionen liefert Energie = exothermer Vorgang

2. 

- Sind die Gitterkräfte wesentlich höher als die Hydratisierungsenergie, ist das Salz schwerlöslich

- Sind beide Ionenarten zwei- oder mehrfach geladen, sind die Salze schwerlöslich.

Gips = Kalziumsulfat CaSO₄

Aluminiumoxid = Al₂O₃

Kalk = Kalziumcarbonat CaCO₃

(Kalziumhydrogencarbonat Ca(HCO₃)₂ ist wieder löslich (weiss es zu gross ist), was wichtig beim Verständnis der Wasserhärte ist)

1. Moleküle welche mit Wasser keine Wasserstoffbrücken ausbilden können, sind "nicht" wasserlöslich.

Wasserstoffbrücken können gebildet werden, wenn das Molekül stark polare Bindungen aufweist (O, F, Cl, N)

2. Je grösser der Anteil der unpolaren Bindungen in einem Molekül desto geringer ist die Wasserlöslichkeit.