Die vier Klassen anorganischer Stoffe
Oxide sind Verbindungen eines Elements mit Sauerstoff, zum Beispiel CaO oder CO₂. Metalloxide sind meist basisch, Nichtmetalloxide meist sauer. Einige, wie Al₂O₃ und ZnO, sind amphoter (sie reagieren mit Säuren und mit Basen).
Säuren geben in Wasser H⁺-Ionen ab (HCl, H₂SO₄, HNO₃). Basen geben OH⁻-Ionen ab oder nehmen H⁺ auf (NaOH, Ca(OH)₂, NH₃). Eine Base, die sich in Wasser löst, heißt Lauge. Salze bestehen aus einem Metall-Ion (oder NH₄⁺) und dem Rest-Ion einer Säure (NaCl, CuSO₄, NH₄NO₃).
Säure-Base-Theorien, die du kennen solltest
- Arrhenius: Eine Säure gibt in Wasser H⁺ ab, eine Base gibt OH⁻ ab.
- Brønsted–Lowry: Eine Säure gibt ein Proton ab, eine Base nimmt ein Proton auf. NH₃ ist eine Base, weil es H⁺ aufnimmt.
- Lewis: Eine Säure nimmt ein Elektronenpaar auf, eine Base gibt eines ab.
Säuren, Basen und Salze benennen
- Sauerstofffreie Säuren: Wasserstoff + Name des Elements + -id: HCl Chlorwasserstoff (in Wasser: Salzsäure), HBr Bromwasserstoff.
- Sauerstoffsäuren: Die Säure mit mehr Sauerstoff hat die höhere Oxidationsstufe: H₂SO₄ Schwefelsäure, H₂SO₃ schweflige Säure; HNO₃ Salpetersäure, HNO₂ salpetrige Säure.
- Basen: Metall + Hydroxid: NaOH Natriumhydroxid, Fe(OH)₃ Eisen(III)-hydroxid (die römische Zahl gibt die Ladung an).
- Salze: erst das Metall, dann der Säurerest: Schwefelsäure → -sulfat, schweflige Säure → -sulfit, Salzsäure → -chlorid. H₂SO₄ gibt also Sulfate, H₂SO₃ Sulfite, HCl Chloride.
- Saure Salze enthalten noch H: NaHCO₃ Natriumhydrogencarbonat. Basische Salze enthalten noch OH: Mg(OH)Cl.
Der genetische Zusammenhang der Klassen
Man kann ein Element durch die Klassen verfolgen, wie eine Familienlinie:
Metall: Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃ (2Ca + O₂ → 2CaO; CaO + H₂O → Ca(OH)₂; Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O)
Nichtmetall: S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃
Beide Linien treffen sich in einem Salz. Salze entstehen auf viele Arten: Säure + Base, Säure + Metall, Säure + basisches Oxid, Base + saures Oxid und Säure + Carbonat.
Einführung in die Titration
Eine Titration bestimmt die unbekannte Konzentration einer Lösung, indem man sie mit einer Lösung bekannter Konzentration reagieren lässt (die Maßlösung oder Titrant).
- Gib mit einer Pipette ein genaues Volumen (zum Beispiel 25.0 mL) der unbekannten Säure in einen Erlenmeyerkolben. Füge 2–3 Tropfen Indikator hinzu.
- Fülle die Bürette mit der Maßlösung (Base). Lies das Startvolumen am unteren Rand des Meniskus ab, in Augenhöhe.
- Gib die Base unter Schwenken zu. Kurz vor dem Ende tropfenweise.
- Stopp bei der ersten bleibenden Farbänderung: dem Endpunkt. Notiere den Endstand. Wiederhole, bis zwei Ergebnisse auf 0.10 mL übereinstimmen (konkordant).
Äquivalenzpunkt = Die Stoffmengen von Säure und Base passen nach der Reaktionsgleichung genau zusammen. Endpunkt = der Indikator ändert seine Farbe. Ein guter Indikator macht beide fast gleich.
Titrationskurven und die Wahl des Indikators
Trägt man den pH gegen das zugegebene Basenvolumen auf, entsteht eine S-förmige Titrationskurve.
- Starke Säure + starke Base (HCl + NaOH): Der pH startet bei etwa 1, springt steil von etwa 3 auf 11, der Äquivalenzpunkt liegt bei pH 7. Phenolphthalein und Methylorange funktionieren beide.
- Schwache Säure + starke Base (CH₃COOH + NaOH): Start bei etwa pH 3, dann ein flacher Pufferbereich, der Äquivalenzpunkt liegt über 7 (etwa 8.7). Nimm Phenolphthalein (Umschlag 8.2–10). Bei halber Äquivalenz gilt pH = pKs (pKa).
- Starke Säure + schwache Base (HCl + NH₃): Der Äquivalenzpunkt liegt unter 7 (etwa 5). Nimm Methylorange (Umschlag 3.1–4.4).
- Schwach + schwach: kein scharfer Sprung, also passt kein Indikator gut. Nimm ein pH-Meter.
Regel: Wähle einen Indikator, dessen Farbumschlagbereich im steilen Teil der Kurve liegt.
Titrationsrechnungen
Stoffmenge = Konzentration (mol/L) × Volumen (L). Nutze das Verhältnis aus der ausgeglichenen Gleichung.
Für HCl + NaOH (1 : 1): CaVa = CbVb.
Für H₂SO₄ + 2NaOH: n(NaOH) = 2 × n(H₂SO₄), also 2CaVa = CbVb.
Vor dem Äquivalenzpunkt (starke Säure): [H⁺] = (übrige Stoffmenge Säure) ÷ (Gesamtvolumen). Danach: [OH⁻] = (überschüssige Stoffmenge Base) ÷ (Gesamtvolumen), dann pH = 14 − pOH (bei 25 °C).
Wichtige Formeln und Definitionen
- n = C × V (V in Litern)
- 1 : 1-Reaktion: C₁V₁ = C₂V₂
- a·CₐVₐ = b·C_bV_b (a, b = Anzahl H⁺ / OH⁻, die jeder Stoff abgibt)
- pH = −log[H⁺]; pH + pOH = 14 (25 °C)
- Schwache Säure bei halber Äquivalenz: pH = pKa
Gelöste Beispiele
1. Benenne: (a) HNO₂ (b) K₂SO₄ (c) Fe(OH)₂ (d) NaHCO₃.
(a) salpetrige Säure (weniger O). (b) Kaliumsulfat (von Schwefelsäure). (c) Eisen(II)-hydroxid. (d) Natriumhydrogencarbonat, ein saures Salz.
2. Schreibe die genetische Kette für Magnesium bis zum Magnesiumchlorid.
2Mg + O₂ → 2MgO; MgO + H₂O → Mg(OH)₂; Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O.
3. 25.0 mL HCl brauchen 20.0 mL 0.100 M NaOH. Berechne [HCl].
n(NaOH) = 0.100 × 0.0200 = 0.00200 mol = n(HCl). C = 0.00200 ÷ 0.0250 = 0.0800 M.
4. 20.0 mL H₂SO₄ werden von 32.0 mL 0.250 M NaOH neutralisiert. Berechne [H₂SO₄].
n(NaOH) = 0.250 × 0.0320 = 0.00800 mol. H₂SO₄ : NaOH = 1 : 2, also n(H₂SO₄) = 0.00400 mol. C = 0.00400 ÷ 0.0200 = 0.200 M.
5. 25.0 mL 0.100 M HCl. Berechne den pH nach Zugabe von 20.0 mL 0.100 M NaOH.
Säure 0.00250 mol, Base 0.00200 mol. Übriges H⁺ = 0.000500 mol in 45.0 mL. [H⁺] = 0.000500 ÷ 0.0450 = 0.0111 M. pH = 1.95.
6. Gleicher Kolben, nach 30.0 mL NaOH. Berechne den pH.
Base 0.00300 mol, überschüssiges OH⁻ = 0.000500 mol in 55.0 mL. [OH⁻] = 0.00909 M, pOH = 2.04, pH = 11.96. Der pH sprang in nur 10 mL von etwa 2 auf 12 – der steile Teil der Kurve.
Häufige Fehler
- Vergessen, mL vor der Berechnung der Stoffmenge in L umzurechnen.
- C₁V₁ = C₂V₂ bei H₂SO₄ + NaOH benutzen; man muss das Verhältnis 1 : 2 verwenden.
- Glauben, der Äquivalenzpunkt liege immer bei pH 7. Nur starke Säure + starke Base ergibt 7.
- Die Bürette von oben oder unten statt auf Höhe des Meniskus ablesen (Parallaxenfehler) oder die Bürette nicht zuerst mit der Maßlösung spülen.