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Institut für Anorganische Chemie/Materialchemie Fachdidaktik Chemie Chemische Schulversuche aus Allgemeiner und Anorganischer Chemie 1 8. Woche Säuren und Basen Inhaltsverzeichnis Seite 8.1. Saure und basische Lösungen 2 8.2. Säuren, Basen, Ampholyte 4 8.3. Neutralisationsreaktionen 7 8.4. Pufferlösungen 11 8.5. Verbrennen von Schwefel 13 8.6. Schwefelsäure 15 8.7. Salzsäure 17

Säuren und Basen - Fachdidaktik Chemie · (Acidimetrie, Alkalimetrie). Unter Zuhilfenahme eines pH-Indikators bzw. einer pH-Elektrode Unter Zuhilfenahme eines pH-Indikators bzw

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8. Woche

Säuren und Basen

Inhaltsverzeichnis Seite

8.1. Saure und basische Lösungen 2

8.2. Säuren, Basen, Ampholyte 4

8.3. Neutralisationsreaktionen 7

8.4. Pufferlösungen 11

8.5. Verbrennen von Schwefel 13

8.6. Schwefelsäure 15

8.7. Salzsäure 17

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8.1. Saure und basische Lösungen

Theorie

Die Begriffe „Säure“ und „Base“ haben im Laufe der Chemiegeschichte mehrmals bedeutende

Wandlungen erfahren. Heute ist es wichtig zu verstehen, dass Stoffe je nachdem, mit welchem

Partner sie reagieren, die Funktion einer Säure oder die einer Base einnehmen können. Säure

und Base sind also relative Begriffe – ähnlich wie Oxidations- und Reduktionsmittel. Nach

Brønsted sind Säuren Verbindungen, die bei Anwesenheit eines entsprechenden

Reaktionspartners Protonen abgeben können (Protonendonatoren) und Basen Verbindungen,

die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren). Lewis erweiterte das Säure-Basen-

Konzept auch auf Verbindungen, die keine Protonen austauschen. Er definierte Säuren als

Elektronenpaarakzeptoren und Basen als Elektronenpaar-donatoren.

Der pH-Wert (von lat. pondus Hydrogenii, pondus = Gewicht) ist heute als negativer

dekadischer Logarithmus der Wasserstoffionenaktivität in einer Lösung definiert:

pH = - lg a(H+).

In verdünnten Lösungen ist die Aktivität näherungsweise gleich der Konzentration, sodass gilt:

pH ≈ - lg c(H+). Aus der Definition ergibt sich zwangsläufig, dass die pH-Skala nicht nur von 0

bis 14 reicht, sondern auch kleinere (negative) und größere pH-Werte denkbar sind.

Rotkraut-Universalindikator und Malventee-Indikator: Verschiedene Farbstoffe in der

Natur ändern ihre Farbe in Abhängigkeit vom pH-Wert. Oft handelt es sich dabei aber um ein

Gemisch vieler chemischer Verbindungen. Für den Einsatz als pH-Indikator darf ein Farbstoff

aber nur aus einer oder aus wenigen Verbindungen bestehen. Im Chemielabor werden deshalb

hauptsächlich synthetische Indikatoren verwendet. Saft von Rotkraut enthält relativ wenige

Verbindungen (Anthocyane) und kann im Schulversuch direkt als Universalindikator

verwendet werden.

Didaktische Hinweise

Schon in der Unterstufe sollen Begriffe wie Säure und Base sowie pH-Wert eingeführt

werden, ohne dass bei den Schülern Abstraktionsvermögen und mathematisches Grundwissen

für ein grundlegendes Verständnis vorhanden sind. Eine gute Möglichkeit, mit diesen Dingen

erstmals Bekanntschaft zu machen, ist die grobe Bestimmung des pH-Wertes bei

Lebensmitteln und Haushaltschemikalien mit Indikatorstreifchen (für pH = 1-14). Dies wird

am besten in Gruppen als Schülerversuch durchgeführt. Geeignet sind alle wässrigen Lösungen

sowie Feststoffe, die man in Wasser lösen kann, z.B. Backpulver.

Es ist günstig, auch in der Oberstufe einen phänomenologischen Einstieg in das Thema pH-

Wert zu wählen. Im Allgemeinen wird man sich dann in weiterer Folge auf das Säure-Basen-

Konzept nach Brønsted beschränken. Es ist ein weit verbreiteter Irrtum, dass die pH-Skala nur

von 0 bis 14 geht. Der pH-Wert ist allerdings nur für verdünnte Lösungen definiert.

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Geräte

Messer und Brett

Mixer

Reagenzgläser

Bechergläser

Trichter mit Filtriergestell und Filter

Chemikalien und Lebensmittel

Rotkraut (frisch)

Malventeebeutel

Diverse Lebensmittel und Haushaltschemikalien

Verdünnungsreihe (Wasser, Salzsäure, Natronlauge) pH = 2 bis 12

Salzsäure 2M

Natronlauge 2M

Versuchsablauf

Rotkrautindikator

Man zerschneidet frisches Rotkraut und zerhackt dieses mit etwas Wasser im Mixer. Die dabei

entstehende blauviolette Lösung wird abfiltriert und sofort verwendet. Mit einer geeigneten

Verdünnungsreihe wird gezeigt, dass mit diesem Indikator beinahe in 1er-Schritten pH-Werte

unterschieden werden können. Der Saft kann eingefroren und portionsweise aufgetaut werden,

wenn kein frisches Rotkraut erhältlich ist. Es ist auch möglich, Rotkraut zu schneiden und zu

trocknen.

Malventeeindikator

Ein Beutel Malventee wird in ein Becherglas mit kaltem Wasser gehängt. Der extrahierte

Farbstoff wird mit einigen Tropfen 2 M Natronlauge bzw. 2 M Salzsäure versetzt und die Farbe

beobachtet.

Universalindikatorpapier

Proben von diversen flüssigen Lebensmitteln oder Haushaltschemikalien bzw. Lösungen

derselben werden mit Indikatorstreifchen untersucht. Gut geeignet sind z.B. Essig, Cola,

Seifenlösung, WC-Reiniger, Waschmittel, Zitronensaft, Rotwein, Shampoo usw.

Entsorgung

Natronlauge verd. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Salzsäure verd. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

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Sicherheitshinweise

Natronlauge verd.

2M

Salzsäure verd.

2M

8.2. Säuren, Basen, Ampholyte

Theorie

Siehe hierzu auch Kapitel 8.1.

Die notwendige Bedingung dafür, dass ein Stoff als Brønsted-Säure wirken kann, ist das

Vorhandensein eines H-Atoms in seiner Formel, das als H+ abgegeben werden kann. Das H

+

wirkt gegenüber unedlen Metallen wie z.B. Magnesium als Oxidationsmittel und wird dabei

selbst zum molekularen Wasserstoff (H2) reduziert, der entstehende Wasserstoff kann mit der

Knallgasprobe nachgewiesen werden.

Viele Säure-Base-Reaktionen finden in wässrigen Lösungen statt, es gibt aber auch Beispiele

für Salzbildung in der Gasphase. So bildet sich Ammoniumchlorid („Salmiak“) direkt, wenn

die beiden Gase Chlorwasserstoffl und Ammoniak miteinander in Kontakt gebracht werden:

HCl + NH3 NH4Cl

Stoffe, die je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base wirken, werden Ampholyte

genannt. Das wichtigste Beispiel für einen amphoteren Stoff ist das Wasser. Dieses wirkt

gegenüber Säuren als Base und wird zum H3O+ protoniert:

HA + H2O H3O+ + A

-

H3O+ ist hier die konjugierte Säure zur Base H2O. Gegenüber Basen hingegen wirkt es als

Säure und protoniert diese, wobei aus dem H2O ein OH- wird:

A- + H2O HA + OH

-

Das OH- ist hier die konjugierte Base zur Säure H2O. Als weiteres Beispiel sei das

Dihydrogenphosphatanion (H2PO4-) genannt, das z.B. gegenüber NH3 eine Säure ist, gegenüber

HNO3 hingegen eine Base.

Didaktische Hinweise

Es soll vermittelt werden, dass Säure- und Basenfunktion etwas Relatives sind und vom

jeweiligen Reaktionspartner abhängen (ähnlich wie beim Begriff des Reduktions- bzw.

Oxidationsmittels, in beiden Fällen steckt ein allgemeines Donor-Akzeptor-Konzept dahinter).

Im Zusammenhang mit der Bildung von Ammoniumchlorid sollte man auch auf dessen

Anwendungen eingehen (v.a. in Trockenbatterien als Elektrolyt und beim Löten zum Entfernen

von Oxidschichten durch das sich beim Erhitzen bildende HCl).

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Geräte

Sandpapier

Bechergläser

Reagenzgläser

Chemikalien

Magnesiumband

1 M Salzsäure

10%ige Essigsäure

Konz. Ammoniaklösung

Konz. Salzsäure

Versuchsablauf

Wasserstoff-Freisetzung mit unedlen Metallen

Ein Stück Magnesiumband wird mit Sandpapier blank geschliffen. Anschließend lässt man das

Metall in einem Becherglas einmal mit der verdünnten Mineralsäure Salzsäure und einmal mit

verdünnter Essigsäure reagieren. Das gebildete Gas wird aufgefangen und mittels

Knallgasprobe als Wasserstoff identifiziert.Bildung von NH4Cl in der Gasphase

Man öffnet je eine Vorratsflasche mit konzentrierter Ammoniaklösung und eine mit

konzentrierter Salzsäure und stellt die beiden nebeneinander. Nach kurzer Zeit kann man einen

weißen Rauch (Aerosol) von Ammoniumchlorid beobachten. Diese Reaktion kann sowohl zum

qualitativen Nachweis von NH3-Gas als auch zum Nachweis von HCl-Gas herangezogen

werden.

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Entsorgung

Magnesium – getrennt von anderen Gefahrenstoffen in eigenen Behälter entsorgen

Salzsäure – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Essigsäure – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Ammoniaklösung – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Sicherheitshinweise

Magnesium

Salzsäure konz.

Bildung von Ammoniumchlorid

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Essigsäure

10%

Ammoniaklösung konz.

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8.3. Neutralisationsreaktionen

Theorie

Lässt man eine Säure mit einer Base reagieren, so entsteht das entsprechende Salz sowie

Wasser. Reagieren äquimolare Mengen miteinander, so kann man beobachten, dass der

Temperaturanstieg bei der Reaktion verschiedener Säuren und Basen miteinander gleich groß

und in erster Näherung unabhängig von der Art der Säure oder Base ist. Die Neutralisations-

wärme wird hier im Wesentlichen von der exothermen Reaktion

H+ + OH

- H2O H = - 55,6 kJ/mol

bestimmt. Die anderen beteiligten Ionen bleiben dissoziiert in Lösung und tragen kaum zur

Wärmetönung bei.

Neutralisationsreaktionen spielen in der quantitativen Analytik eine bedeutende Rolle

(Acidimetrie, Alkalimetrie). Unter Zuhilfenahme eines pH-Indikators bzw. einer pH-Elektrode

wird bis zum pH-Umschlag titriert. Mit Hilfe einer pH-Elektrode und eines Tropfenzählers,

die an die ChemBox angeschlossen sind, lässt sich der Verlauf (pH gegen mL Titrierlösung)

einer Neutralisationstitration sehr gut darstellen.

Titration einer schwache Säure mit NaOH

Didaktische Hinweise

Es ist zu beachten, dass der auf der y-Achse aufgetragene pH-Wert eine logarithmische Größe

ist. Steigt die H+-Ionenkonzentration z.B. auf das Zehnfache, so verringert sich der pH-Wert um

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1. Der Äquivalenzpunkt liegt nur bei der Neutralisation einer starken Säure mit einer starken

Base (oder umgekehrt) bei pH = 7 – das gebildete Salz ergibt eine neutrale Lösung. Liegt der

pH-Wert so wie in der obigen Abbildung im Basischen, wurde eine schwache Säure mit einer

starken Base titriert – das gebildete Salz (z.B. Natriumacetat) reagiert basisch.

Neutralisationstitrationen sind ein wichtiger Bestandteil der Chemieolympiade-

Vorbereitungskurse. Auch hier sollte man praxisrelevante Beispiele heranziehen (z.B. Gehalt

an Essigsäure im Speiseessig).

Geräte

Bechergläser

Thermofühler

pH-Elektrode

Tropfenzähler

ChemBox

Kleine Spritze (1-2 mL)

Große Spritze (5 mL)

Chemikalien

Natronlauge 0,1 M

Salzsäure 1 M

Schwefelsäure 0,5 M

Speiseessig

Versuchsablauf

Neutralisationswärme

Zu 200 mL 0,1 M Natronlauge in einem Becherglas wird 1 M Salzsäure bzw. 0,5 M

Schwefelsäure gegossen. Dabei wird mit dem Thermofühler die Temperatur gemessen. Die

Säure sollte in einem Zug zur Lauge gegossen werden. Die Menge, die gerade zur

Neutralisation ausreicht, ist zu berechnen und in einem Vorversuch mit Hilfe eines Indikators

genau zu ermitteln.Neutralisationstitration

Mit Hilfe einer pH-Elektrode und eines Tropfenzählers, die an die ChemBox angeschlossen

sind, lässt sich der Verlauf (pH gegen mL Titrierlösung) einer Neutralisationstitration sehr gut

darstellen. Als einfaches Beispiel der Titration einer starken Säure mit einer starken Lauge wird

geeignet verdünnte HCl-Lösung mit 0,1 M NaOH-Lösung titriert.

Weiters wird Speiseessig mit 0,1 M NaOH-Lösung titriert. Dabei kann man den

Essigsäuregehalt bestimmen, den Verlauf einer Titration schwacher Säure mit starker Base

studieren und auch gleich zu Lösungen von Salzen schwacher Säuren, Puffersystemen, u.a.

überleiten. Dies sind Versuche für die Oberstufe.

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Neutralisationstitration

Variante: Schülerversuch

Eine Variante, die als Schülerversuch auch schon in der Unterstufe durchgeführt werden kann,

sei hier vorgestellt. Man gießt etwas Speiseessig in ein Becherglas und entnimmt mit der

kleinen Spritze 0,5 mL Essig und füllt diesen in den Titrierkolben. Nun gibt man destilliertes

Wasser dazu, sodass etwa 2-3 cm hoch Flüssigkeit im Kolben ist. Nun fügt man einige

Tropfen Indikator (Bromthymolblau) hinzu. Die Lösung wird gelb, da sie Essigsäure enthält

und daher sauer ist. Aus ca. 10–15 mL 0,1 M Natronlauge in einem Becherglas werden mit der

größeren Spritze genau 3 mL davon entnommen und in den Titrierkolben gefüllt. Nach gutem

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Umschwenken muss die Lösung im Titrierkolben noch immer gelb sein. Nun füllt man die

größere Spritze mit genau 5 mL Lauge und gibt tropfenweise x mL unter ständigem

Umschwenken Lauge zur gelben Lösung, bis diese blau wird. An der Spritze wird nun

abgelesen, wie viele mL Lauge zugesetzt wurde. Dieser Wert ist in die Formel

%Säure = (3 mL + x mL) · 1,2

einzusetzen und man erhält den Gehalt an Essigsäure. Die Methode ist ausreichend genau, um

als kleine Analyseaufgabe verschiedene Sorten Speiseessig mit z.B. 5% und 7,5 % Essigsäure

zu unterscheiden.

Entsorgung

Natronlauge verd. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Salzsäure verd. – in den Abfluss, mit Viel Wasser nachspülen

Schwefelsäure verd. – in den Abfluss, mit Viel Wasser nachspülen

Sicherheitshinweise

Natronlauge verd.

Salzsäure verd.

Schwefelsäure verd.

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8.4. Pufferlösungen

Theorie

Pufferlösungen haben die Eigenschaft, dass sich ihr pH-Wert bei Zugabe einer – nicht allzu

großen Menge – Säure oder Base praktisch nicht verändert.

Setzt man zu reinem Wasser 0,01 mol/L HCl-Lösung zu, so ändert sich der pH-Wert

dramatisch von 7 auf 2 – also um 5 Größenordnungen. Anders verhalten sich Lösungen, die

sowohl eine schwache Säure, als auch ihre konjugierte Base enthalten, ein wichtiges Beispiel

dafür ist der Essigsäure-Acetat-Puffer. Setzt man nun zu einer Lösung aus 1 M Essigsäure

und 1 M Natriumacetat wiederum 0,01 mol/L HCl-Lösung zu, so verringert sich der pH-Wert

lediglich um 0,009 Einheiten. Setzt man zur Pufferlösung H+-Ionen zu, so reagieren sie mit dem

Acetat zur Essigsäure, setzt man OH–-Ionen zu, reagieren sie mit der Essigsäure unter Bildung

von Acetat, und der pH-Wert bleibt in beiden Fällen praktisch konstant. Für Pufferlösungen, die

aus äquimolaren Mengen der beiden Komponenten bestehen gilt, dass ihr pH-Wert gleich dem

pKS-Wert der Säure ist, der Acetatpuffer ist also im sauren Bereich anwendbar (pH = 4,7).

Will man im neutralen Bereich puffern, kann man z.B. den Phosphatpuffer einsetzen (pH =

7,2), der aus Hydrogenphosphat und Dihydrogenphosphat besteht. Das physiologisch

wichtigste Beispiel für einen Puffer ist das Blut, wo eine Vielzahl an Enzymen nur in einem

bestimmten pH-Bereich wirken kann. Das Blut des Menschen ist auf pH = 7,35 bis 7,42

gepuffert. Im Meerwasser besteht ein Carbonat/Hydrogencarbonat-Puffer.Didaktische

Hinweise

Puffersysteme besitzen eine enorme physiologische Bedeutung, ein grundlegendes Verständnis

über die Abläufe ist daher wichtig. Eine genauere quantitative Betrachtung (Henderson-

Hasselbalch-Gleichung) würde den Rahmen dieses Praktikums sprengen, kann aber unter

Umständen in Wahlpflichtfach oder Chemieolympiade erfolgen.

Geräte

Bechergläser

pH-Elektrode

ChemBox

Chemikalien

1 M Essigsäure

1 M Natriumacetatlösung

0,1 M Natronlauge

0,1 M Salzsäure

0,5 M NaH2PO4-Lösung

0,5 M Na2HPO4-Lösung

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Versuchsablauf

Acetat-Puffer

Es werden 200 mL Acetatpuffer durch Mischen von je 100 mL 1 M Essigsäure und 1 M

Natriumacetatlösung hergestellt. Die Pufferlösung wird auf zwei Bechergläser aufgeteilt. Man

gibt nun tropfenweise 0,1 M Natronlauge bzw. 0,1 M Salzsäure zu und verfolgt den pH-Wert

mittels pH-Elektrode, die an die ChemBox angeschlossen ist.Phophat-Puffer

Man mischt 100 mL 0,5 M Natriumdihydrogenphosphat- und 100 mL 0,5 M

Natriumhydrogenphosphatlösung. Um zu untersuchen, wie sich der pH-Wert bei Zugabe einer

Säure oder einer Base verändert, geht man wie oben beschrieben vor. Zum Vergleich kann

parallel die Änderung des pH-Wertes von Wasser bei Zugabe einer Säure oder einer Base

beobachtet werden.

Entsorgung

Essigsäure verd. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Natronlauge verd. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Salzsäure verd. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Sicherheitshinweise

Essigsäure verd.

Natronlauge verd.

Salzsäure verd.

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8.5. Verbrennen von Schwefel

Theorie

Schwefel brennt mit blauer Flamme: S + O2 SO2.

Das entstehende Schwefeldioxid ist ein farbloses, stechend riechendes, nicht brennbares,

korrodierendes Gas (Sdp. –10 °C, Smp. –75°C).

SO2 entsteht nicht nur beim Verbrennen von Schwefel, sondern auch beim Rösten sulfidischer

Erze: z.B. 4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2

Es wird zur Desinfektion von Wein- und Bierfässern („Ausschwefeln“), als Konservierungs-

mittel (z.B. „Harzen“ von Wein [Retsina]) sowie als Antioxidationsmittel verwendet.

SO2 ist das Anhydrid der schwefeligen Säure H2SO3 und ein Zwischenprodukt bei der

Schwefelsäure-Herstellung. Die Schwefeldioxid-Belastung in der Luft konnte durch Reinigung

der Erdölprodukte in den letzten Jahren erheblich gesenkt werden.

Im Versuch wird Schwefel zu Schwefeldioxid verbrannt und das Verbrennungsprodukt in

Wasser gelöst, sodass schwefelige Säure entsteht. Mittels Indikator kann dann der saure

Charakter nachgewiesen werden.

Didaktische Hinweise

Die Verbrennung von Schwefel und die Reaktion des entstehenden Schwefeldioxid mit Wasser

zu Säure ist ein Klassiker im Schulversuchsrepertoir. Technologisch sind Schwefeloxide und

Schwefelsäuren von großer Bedeutung. Industrie- und Verkehrsabgase enthalten immer noch

gewisse Mengen an Schwefeldioxid – wenn auch im weit geringeren Ausmaß als noch vor 20

Jahren, als der „saure Regen“ ein gängiger Begriff war. Der Geruch von Schwefeldioxid, der

auch beim Verbrennen von Schwefel im Abzug noch ausreichend wahrgenommen wird, ist

allgemein bekannt (Feuerwerk, Knallkörper, Industrieabgase etc.). Er wird aber meist als

Schwefelgeruch bezeichnet. An dieser Stelle kann gezeigt werden, dass Schwefel geruchlos ist.

Es bietet sich auch an, hier auf das Thema „Anhydride“ einzugehen.

Geräte

Teclubrenner

Verbrennungslöffel

Erlenmeyerkolben mit Stopfen

Chemikalien

Schwefel

Indikatorpapier

Versuchsablauf

Etwas Schwefelpulver wird auf einem Verbrennungslöffel im Abzug mit dem Teclubrenner

entzündet. Der Schwefel verbrennt mit bläulicher Flamme. Der brennende Schwefel wird in

einen Erlenmeyerkolben eingebracht, der ca. 1 cm hoch mit Wasser gefüllt ist. Nach dem

Erlöschen wird ein Stopfen aufgesetzt und die Anordnung kräftig geschüttelt. Anschließend

wird der pH-Wert der Lösung mit einem Indikatorpapierstreifen bestimmt. Man kann statt des

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Wassers auch eine neutrale Lösung von Bromthymolblau (grün) verwenden, sobald sich die

schwefelige Säure bildet erfolgt dann ein Farbumschlag nach gelb.

Verbrennung von Schwefel

Entsorgung

Schwefel – im Abzug verbrennen.

Sicherheitshinweise

Schwefel

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8.6. Schwefelsäure

Theorie

Reine Schwefelsäure ist eine farblose, ölige, stark hygroskopische Flüssigkeit, Schmelzpunkt:

10°C, Dichte 1,85 g/L. Sie bildet mit Wasser ein Azeotrop (98%ig), das bei 338°C siedet.

Beim Mischen mit Wasser kommt es zu einer erheblichen Wärmeentwicklung. ACHTUNG!

Verdünnen der Schwefelsäure nur durch langsames Eingießen der Säure in Wasser,

Schutzbrille! Andernfalls kann es zu einer lokalen Überhitzung kommen und Säure

herausspritzen: „Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure!“

Die stark hygroskopische (wasserentziehende) Wirkung führt dazu, dass H2O sogar aus

organischen Verbindungen entzogen werden kann. Übergießt man Saccharose mit

konzentrierter Schwefelsäure, so verkohlt der Zucker: C12H22O11 11 H2O + 12 C. Die

exotherme Reaktion lässt das Wasser verdampfen und treibt so den Kohlenstoff nach oben – es

entsteht der klassische Kohlepilz. Außerdem wird der Schwefel in der Schwefelsäure teilweise

reduziert und es entsteht Schwefeldioxid, das am Geruch erkennbar ist. Es ist günstig,

Staubzucker einzusetzen, weil dieser eine größere Oberfläche hat als Kristallzucker und die

Reaktion so schneller vor sich geht.

Man kann auch die Reaktion mit Papier, Holz oder Stoff zeigen. Papier besteht vor allem aus

Cellulose ((C6H10O5)n). Auch hier kann H2O entzogen werden und es kommt zu einer

Braunfärbung.

Didaktische Hinweise

Das Verdünnen von Schwefelsäure ist ein weiteres Beispiel für einen exothermen Vorgang.

Außerdem eignet es sich als Beispiel für den sicheren Umgang mit Gefahrenstoffen im

chemischen Labor. Es bietet sich an, auf die Kennzeichnung mit Gefahrensymbolen

einzugehen und auf die Schutzbrillenpflicht hinzuweisen. Gegen Spritzer von Schwefelsäure

kann man sich weiters durch Verwendung von säurefesten Handschuhen schützen.

Da die Kohlepilz-Reaktion sehr beeindruckend ist, könnte es passieren, dass sie als „typische

Säure-Reaktion“ identifiziert wird. Es ist deshalb wichtig, darauf hinzuweisen, dass es sich um

eine Besonderheit der konzentrierten Schwefelsäure handelt.

Geräte

Becherglas 150 mL

Pipette

Graue Papierhandtücher

Stofffetzen

Chemikalien

Konzentrierte Schwefelsäure

Staubzucker

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Versuchsablauf

Kohlepilz

In ein 150 mL Becherglas gibt man 30 g Staubzucker und anschließend 14 mL konzentrierte

Schwefelsäure. Mitunter dauert es 20 - 30 Sekunden, ehe die exotherme Reaktion einsetzt. Der

entstehende Kohlepilz wird bis zu 30 cm hoch. Es ist empfehlenswert, die Versuchsanordnung

gleich nach dem Abkühlen zu wässern, weil sonst die Reinigung schwer fällt.

Kohlepilz

Reaktion mit Papier oder Stoff

Mit Hilfe einer Pipette schreibt man auf Papier (z.B. graue Papierhandtücher) oder Stoff mit

Schwefelsäure (80%ig). Es entsteht ein Loch und schwarzer Kohlenstoff.

Entsorgung

Schwefelsäure konz. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Sicherheitshinweise

Schwefelsäure konz.

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8.7. Salzsäure

Theorie

Chlorwasserstoff ist unter Normalbedingungen ein farbloses, stechend riechendes,

unbrennbares Gas, schmilzt bei –114 °C und siedet bei –85 °C. Die Dichte bei 0 °C beträgt 1,64

g/L. Bei 0 °C lösen sich ca. 525 L HCl-Gas in 1 L Wasser (!), HCl-Gas eignet sich deshalb

ebenso wie NH3-Gas zu einem Springbrunnenversuch. Eine bei 20 °C gesättigte Lösung ist ca.

40 %ig. Wässrige Lösungen von Chlorwasserstoff werden als Salzsäure bezeichnet.

Chlorwasserstoff fällt heute in großen Mengen bei der Chlorierung organischer Verbindungen

an. Salzsäure ist eine der gebräuchlichsten, starken anorganischen Säuren. Sie gehört zu den

nicht oxidierenden Säuren und ist auch im Magensaft (0,1 – 0,5 %ig) enthalten.

Metalle, die in der Spannungsreihe links von 2 H+/H2 stehen – also unedle Metalle – lösen sich

in Salzsäure unter Bildung von molekularem Wasserstoff auf, sofern es nicht zu

Passivierungsreaktionen kommt (z.B. bei Eisen und Aluminium), die meist durch Verdünnen

der Säure vermieden werden können.

Manche nicht wasserlösliche, basische Metalloxide (z.B. CuO, ZnO) lösen sich in HCl-Lösung

in einer Säure-Base-Reaktion (z.B. CuO + 2 HCl(aq.) CuCl2 + H2O).

Metallsulfide (z.B. ZnS, CuS, FeS) lösen sich analog in Salzsäure unter Freisetzung der

schwächeren, flüchtigen Säure Schwefelwasserstoff (H2S). Ähnliches passiert mit Carbonaten

unter Freisetzung von Kohlensäure, die sogleich in CO2 + H2O zerfällt.

Didaktische Hinweise

Es bietet sich an, anhand der Reaktionen von Salzsäure die verschiedenen Arten von

chemischen Reaktionen zu besprechen (Redox-, Säure-Base-, Austreibungsreaktion). Das HCl-

Molekül ist weiters ein gutes Beispiel für ein stark polares Molekül und deswegen im polaren

Lösungsmittel Wasser sehr gut löslich.

Es ist wichtig, die Begriffe Chlorwasserstoff(gas) einerseits und Salzsäure andererseits

auseinander zu halten.

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Geräte

Spritzen zur Gasentwicklung

Rundkolben 500 mL mit Stopfen und Einleitrohr

Stativmaterial

Pneumatische Wanne

Reagenzgläser

Chemikalien

Natriumchlorid

Konz. Schwefelsäure

Konz. Salzsäure

Methylorange

Zinkgranalien

Aluminiumspäne

Eisennagel

Kupfer(II)-oxid

Calciumcarbonat (Marmor)

Versuchsablauf

Darstellung von Chlorwasserstoff

2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl↑

Die Reaktion kann in der Spritzenvariante durchgeführt werden, wobei das Natriumchlorid im

Reagenzglas vorgelegt wird und die konz. Schwefelsäure langsam zugetropft wird. Pro 0,5 mL

konz. Schwefelsäure werden so ca. 60 mL Chlorwasserstoffgas gewonnen. Das Gleichgewicht

dieser Reaktion liegt deshalb auf der rechten Seite, weil Chlorwasserstoffgas dem

Gleichgewicht laufend entzogen wird.

Löslichkeit von Chlorwasserstoff: Der HCl-Springbrunnen

Man nimmt einen Rundkolben (ca. 500 mL), füllt diesen mit HCl-Gas (aus der Flasche oder

durch Erhitzen von Salzsäure), und verschließt ihn mit einem durchbohrten Korken mit

Glasrohr (unten verjüngt). Nun wird der Kolben umgedreht und das Glasrohr in ein

Wasserreservoir getaucht. Etwas Methylorange im Wasser verschönert den Effekt und bringt

zusätzliche Informationen. Da sich weniger HCl-Gas als NH3-Gas in Wasser löst, ist der

„Springbrunneneffekt“ mit Ammoniak kräftiger.

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Chlorwasserstoff-Springbrunnen

Reaktionen mit Salzsäure

Redoxreaktion: Die oxidierende Wirkung von H+ wird mit halbkonzentrierter Salzsäure

gezeigt, weil es sonst bei bestimmten Metallen zu einer Oberflächenpassivierung kommt. Es

werden Zinkgranalien, Aluminiumspäne bzw. ein mit Sandpapier polierter Eisennagel

verwendet. Der entstehende Wasserstoff kann mittels Knallgasprobe nachgewiesen werden.

Säure-Basen-Reaktion: Etwas schwarzes Kupfer(II)-oxid-Pulver wird in einem Reagenzglas

mit konzentrierter Salzsäure übergossen. Es bildet sich Kupfer(II)-chlorid, was man an der

Blaufärbung der Lösung erkennen kann.

Austreibungsreaktion:

CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2↑

Ein paar Stückchen Marmor werden mit konzentrierter Salzsäure übergossen. Das gebildete

Kohlenstoffdioxid kann für Versuche mit Kohlenstoffdioxid (siehe Woche 9) verwendet

werden.

Entsorgung

Salzsäure konz. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Schwefelsäure konz. – in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen

Methylorange – feste organische Abfälle

Zinkgranalien – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

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Sicherheitshinweise

Salzsäure konz.

Schwefelsäure konz.

Methylorange