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Hydratisierte Metallionen als Säuren 08:09 min

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Transkript Hydratisierte Metallionen als Säuren

Hallo, herzlich willkommen zu deiner Chemiestunde.

Du hast sicher schon einmal Salz in Wasser gelöst. Versetzen wir diese Lösung mit Unitest, sehen wir, dass sie neutral ist. Wenn wir nun aber Eisennitrat in Wasser lösen, zeigt sich ein anderer pH-Wert. Diese Lösung ist sauer. Warum reagiert denn Eisennitrat sauer wenn man es in Wasser löst? Dies werde ich dir nun in diesem Video erklären. Um den Effekt zu verstehen, klären wir zuerst was eine Säure ist. Dafür benutzen wir die Säuredefinition nach Brönsted. Dann werde ich auf das Eisen(III)-Salz in Lösung eingehen. Anschließend zeige ich dir einige Beispiele für Kationensäuren und am Schluss fasse ich die wichtigsten Punkte kurz zusammen.

Was ist denn nun eigentlich eine Säure? Brönsted fand heraus das die saure Wirkung eines Stoffes erst durch die Reaktion mit Wasser zustande kommt. Säuren fungieren dabei als Protonendonator. Sie geben also positive Wasserstoffionen ab. Dahingegen sind Basen Protonenakzeptoren. Sie nehmen positive Wasserstoffionen auf. Eine allgemeine Reaktiongleichung für die Protolyse einer Säure sieht folgendermaßen aus. HA+H2O reagiert zu A- und H3O+. HA ist hier die Säure, H2O natürlich Wasser. A- ist das Säurerestion und H3O+ ist als Hydronium- oder auch Oxoniumion bekannt. Als Beispiel habe ich Salzsäure gewählt. Sie besitzt die Summenformel HCl. Sie reagiert mit Wasser zu einem Chloridion und einem Oxoniumion. Gut, wir wissen nun also was eine Säure ausmacht. Aber warum reagieren denn Fe3+-Ionen in Lösung sauer? Wenn ein Eisen(III)Salz gelöst wird, wird das Fe3+ Ion von 6 Wassermolekülen umgeben. Es bildet sich der Hexaqua-Eisen(III)-Komplex. Die Wasser-Liganden sind in einem Oktaeder um das Fe3+ Ion angeordnet. Da dieses eine hohe Ladung besitzt, polarisiert es die Wassermoleküle noch stärker. Das heißt durch diese hohe positive Ladung werden die Bindungselektronen der O-H Bindungen noch weiter zum Sauerstoff verschoben. Dadurch ist diese Bindung geschwächt und die Abspaltung eines Wasserstoff-Ions wird erleichert. Der Hexaqua-Eisen(III)-Komplex kann nun mit Wasser reagieren. Es wird ein H+ abgespalten. Es entsteht ein Oxoniumion und ein Pentaaquahydroxido-Eisen(III)-Komplex. Somit ist die Lösung sauer. Durch die negative Ladung des Hydroxid-Liganden verringert sich außerdem die Ladung des Komplex von 3+ auch 2+.

Dieser neu entstandene Komplex kann noch weitere H+ abspalten. Dadurch steigt die Zahl der Hydroxido-Liganden im Komplex. Da diese negativ geladen sind, fällt die Ladung des ganzen Komplexes um 1 für jeden Hydroxido-Ligand. Daher hat zum Beispiel der Triaqua-trihydroxido-Eisen(III)-Komplex keine Ladung mehr. Das Eisen(III)-Ion ist dreifach positiv geladen. Es sind im Komplex 3 Hydroxido-Liganden enthalten, also bringen diese 3 negative Ladungen mit ein. Somit ist der Komplex elektrisch neutral. Der Hexahydroxido-Eisen(III)-Komplex ist dreifach negativ geladen, da die Liganden hier 6 negative Ladungen besitzen und das Zentralion 3 positive Ladung hat. Bitte auch noch zeigen, wie der Pentaaquahydroxido-Komplex weiter reagiert. Es ist ja nicht bei der Abgabe von einem Proton schluss, es kann ja theoretisch jeder Wasserligand ein Proton abgeben, also 6 Protolysestufen… also schon ein paar davon zeigen und auch erklären, wie sich die Ladung am Komplex verändert

Der Hexaqua-Eisen(III)-Komplex ist also eine Säure. Gleichzeitig ist es auch ein Kation. Daher spricht man hier von einer Kationensäure. Ich werde dir nun noch ein paar weitere Beispiele für Kationensäuren zeigen. Als erstes das Ammonium-Ion NH4+. Es kann mit Wasser reagieren. Es bildet sich Ammoniak, der stark in der Nase sticht, und ein Oxoniumion. Das Oxoniumion selbst ist ebenfalls eine Kationensäure. Bei einer Neutralisation reagiert es mit einem Hydroxidion und es bilden sich 2 Moleküle Wasser. Es gibt aber auch noch andere Beispiele für Auquakomplexe, die sauer reagieren. Ein Beispiel: das Al3+ Ion bildet auch einen Komplex mit 6 Wasser-Liganden. Es reagiert ebenfalls sauer, analog zum Hexaqua-Eisen(III)-Komplex. (Reaktionsgleichung danach aufschreiben) Du weißt nun also warum manche Salze sauer reagieren wenn sie gelöst werden und kennst einige Vertreter der Kationensäuren. Ich werde das Video nun kurz zusammenfassen.

Säuren nach Brönsted sind Protonendonatoren. Die allgemeine Reaktion für die Protolyse einer Säure lautet. Säure + Wasser reagiert zu Säurerestion und Oxoniumion. Einige gelöste Ionen bilden Aquakomplexe. 3-fach positiv geladene Ionen polarisieren Wasser sehr stark. Dadurch wird die Abspaltung eines Wasserstoffions erleichtert und der Komplex reagiert sauer. Beispiele für Kationensäuren sind der Hexaqua-Aluminium(III)-Komplex, Ammoniumionen, Oxoniumionen und der Hexaqua-Eisen(III)-Komplex. Vielen Dank für deine Aufmerksamkeit. Ich hoffe ich konnte dich beim Lernen etwas voranbringen. Bis zum nächsten mal, dein Mathias.

Hydratisierte Metallionen als Säuren Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Hydratisierte Metallionen als Säuren kannst du es wiederholen und üben.

  • Schildere die Gründe für das Verhalten von Eisen(III)-Nitrat als Säure.

    Tipps

    Der pH-Wert einer Lösung ist definiert als der negativ dekadische Logarithmus der Protonen in Lösung.

    Tetra = Vier

    Lösung

    Metall-Ionen sind häufig in der Lage, Bindungen mit elektronenreichen Teilchen einzugehen. Dabei gibt ein Elektronendonator, der über ein freies Elektronenpaar verfügt, Elektronendichte an das Metall-Kation ab. Dieses ist also der Elektronenakzeptor. Dies geschieht zum Beispiel, wenn $Fe^{3+}$-Ionen in Wasser gelöst werden: Sechs Wassermoleküle gehen eine Wechselwirkung mit dem Metall-Kation ein und ordnen sich dabei oktaedrisch um dieses an. Dies erhöht die Elektronendichte am Metall-Kation und verändert die Verteilung der Elektronendichte in den Wassermolekülen. Diese verschiebt sich von den Wasserstoffatomen zum Sauerstoffatom.
    Durch diese Verschiebung werden die Bindungen zwischen Sauerstoffatom und Wasserstoffatomen des Wassers deutlich geschwächt. In der Folge verschiebt sich das Gleichgewicht der Protolysereaktion des Wassers ein wenig auf die rechte Seite - $H^+$-Ionen können also leichter abgespalten werden. Dies senkt den pH-Wert der Lösung ab.

  • Gib die Gesamtladung des Komplexes an.

    Tipps

    Zähle die negativen und die positiven Ladungen im Komplex.

    Lösung

    Die Gesamtladung des Komplexes ergibt sich aus den Ladungen des Metall-Kations in der Mitte und den Ladungen der angelagerten Moleküle (Liganden). Da es sich bei allen dargestellten Komplexen um Eisen(III)-Komplexe handelt, ist die Ladung des Kations immer 3+. Angelagerte Wassermoleküle sind ungeladen und beeinflussen die Gesamtladung des Komplexes daher nicht. Die Hydroxid-Ionen sind einfach positiv geladen. Die Anzahl der angelagerten Hydroxid-Ionen entspricht also der Anzahl der negativen Ladungen. Die Gesamtladung des Komplexes erhält man also durch eine einfache Rechnung: Die Anzahl der Hydroxid-Ionen wird von +3 abgezogen. Da zwischen keinem und sechs Hydroxid-Ionen angelagert sein können, liegt die Ladung der Komplexe zwischen +3 und -3.

    $[Fe(OH)(H_2O)_5]^{2+}$

    $[Fe(OH)_3(H_2O)_3]^{0}$

    $[Fe(H_2O)_6]^{3+}$

    $[Fe(OH)_6(H_2O)]^{2-}$

  • Erkläre den pH-Wert einer Kupfersulfatlösung.

    Tipps

    Auch Eisen(II)-Nitrat reagiert sauer, wenn auch weniger stark als Eisen(III)-Nitrat.

    Lösung

    Das $Cu^{2+}$-Ion bildet, wie sehr viele Metall-Kationen, in wässrigen Lösungen einen Hexaquakomplex der Formel $[Cu(H_2O)_6]^{2+}$. Das Kupfer(II)-Kation ist relativ klein und ist mit einer Ladung von +2 in der Lage, die angelagerten Wassermoleküle stark zu polarisieren. Dies sorgt dafür, dass, wie auch bei den Eisen-Salzen, die $O-H$-Bindungen der Wassermoleküle stark geschwächt werden. $H^+$-Ionen können daher leichter abgespalten werden als bei freien Wassermolekülen, daher ist der Kupfer(II)-hexaqua-Komplex eine Kationsäure.
    Das Anion hat keinen Einfluss auf den pH-Wert der Lösung. Da Schwefelsäure eine sehr starke zweiprotonige Säure ist, ist das Sulfat - die korrespondierende Base der Schwefelsäure - eine sehr schwache Base. Das Gleichgewicht der Reaktion ${SO_4}^{2-} + H_2O \leftrightarrows {HSO_4}^- + OH^-$ liegt sehr weit auf der linken Seite.
    Insgesamt ist die Kupfersulfat-Lösung daher sauer.

  • Vergleiche die Acidität von $Fe^{3+}$ und $Fe^{2+}$.

    Tipps

    Eine wässrige Lösung ist stärker sauer, wenn sie mehr $H_3O^+$-Ionen enthält.

    Lösung

    Bei Komplexen übt das zentrale Metall-Kation einen Einfluss auf die elektronische Struktur der angelagerten Liganden-Moleküle aus. Dieser unterscheidet sich je nach Kation und nach Ligand. Das Metall-Kation zieht die Elektronen der angelagerten Wassermoleküle an und verlagert so die Elektronendichte in den Wassermolekülen. Dieser Effekt ist größer, je stärker die Elektronen angezogen werden. Neben der Größe des Kations ist dabei die Ladung des Kations entscheidend. Je stärker positiv die Ladung ist, desto stärker ist die Coulomb-Kraft zwischen dem Kation und den Elektronen der Liganden. Dies verursacht eine stärkere Verschiebung der Elektronendichte bei höher geladenen Metall-Kationen, was wiederum zu einer stärkeren Schwächung der $O-H$-Bindungen der Wassermoleküle führt.

  • Bestimme die Kationsäuren.

    Tipps

    Der Name Kationsäure sagt etwas über die Ladung des Moleküls aus.

    Lösung

    Der Name Kationsäure verrät schon, um was für Verbindungen es sich hierbei handelt. Die Verbindungen sind Kationen, haben also eine positive Gesamtladung. Außerdem sind die Verbindungen Säuren, das heißt, beim Lösen in Wasser werden $H^+$-Ionen abgegeben.
    Das Ammonium-Ion ${NH_4}^+$ stellt ein einfaches Beispiel hierfür dar. Das Molekül ist eindeutig positiv geladen, beim Lösen in Wasser reagiert es zum Teil mit einem Wassermolekül zu $NH_3$ und ${H_3O}^+$. Damit ist es eine Kationsäure. Bei $HCl$ handelt es sich zwar um eine starke Säure, das $HCl$-Molekül trägt jedoch keine Ladung. Daher ist es auch keine Kationsäure.
    Die Hexaqua-Komplexe von Eisen(III) und Aluminium(III) sind beide positiv geladen. Die Wassermoleküle werden durch die Kationen polarisiert. Dadurch verschiebt sich die Elektronendichte in den Wassermolekülen von den Wasserstoff-Atomen zu den Sauerstoffatomen und die $O-H$-Bindungen werden geschwächt. Diese Wassermoleküle können daher leichter ein $H^+$-Ion abgeben als nicht-koordinierende Wassermoleküle. Daher reagieren diese Verbindungen ebenfalls wie Säuren, es handelt sich also um Kationsäuren.

  • Sortiere die Kationsäuren nach der Säurestärke.

    Tipps

    Chlorid-Ionen als Liganden geben Elektronendichte an das Metall-Kation ab.

    Lösung

    Die Ladung des zentralen Metall-Kations bestimmt weitgehend die Säurestärke von Metall-Hydraten. Daher nimmt die Säurestärke der dargestellten Verbindungen vom Chrom(IV)- über den Aluminium(III)- zum Cobalt(II)-Hexaquakomplex ab.
    Die Chlorid-Ionen, die beim Komplex $[Co(Cl)_4(H_2O)_2]^{2-}$ an das Cobalt(II)-Ion angelagert sind, geben Elektronendichte an das zentrale Metall-Kation ab. Dies verringert die Ladung des Ions. Dadurch beeinflusst das Metall-Kation die Verteilung der Elektronendichte in den beiden Wassermolekülen weniger als bei den Wassermolekülen im Hexaqua-Komplex und die $H^+$-Ionen werden weniger leicht abgespalten. Der Komplex hat daher eine geringere Säurestärke als der Hexaquakomplex des gleichen Metall-Kations.