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verrät eine alkalische Lösung. Das farblose Gas wird durch die Knallgasprobe als Wasserstoff identifiziert. Die alkalische Lösung ist eine Lithiumhydroxidlösung. 2 Li(s) fest salid + 2H ₂012 (1) liquid -flüssig H₂, 2 H₂ 103 Eigenschaften von Natriumhydroxid NaOH 02433 +2 LiOH / Lithiumhydroxid gårförmig 2 H₂0 (1) (aq) (in Wasser) aclöst Ergibt mit Wasser eine alkalische Lösung 2Na+ 2H₂O → 2NaOH + H₂ ▸ Natronlauge Konzentrierte Natronlauge (45-50%) ist ölig/flüssig ▸ Verdünnte Natronlauge (ca. 7% ist dünnflüssig) ▸ NaOHaq - Natronlauge ▸ NaOH, - festes Natriumhydroxid NaOH ist hygroskopisch, d.h. es zieht Wasser aus der Luft Das Periodensystem der Elemente (PSE) Die Ordnung der Elemente 19. Jh.: Anordnung der Elemente nach steigender Atommasse ▸ Dimitij Mendelejew (1834-1907): ,,System der Elemente" (1869) Lothar Meyer (1830-1895) Erkenntnisse beider Forscher: Ordnet man die Atome nach steigender Atommasse, treten in bestimmten Abständen Elemente mit ähnlichen Eigenschaften auf. Diese werden im Periodensystem untereinander getrieben (Gruppen). Mendelejew erkannte, dass man an einigen Stellen, die Reihnfolge der Elemente nach steigender Atommasse umkehren muss, um immer ähnliche Eigenschaften untereinander stellen zu können (z.B. Argon (Ar)) und Kalium (K)). Außerdem war es dadurch möglich Aussagen über noch unbekannte Elemente zu machen. 3 Heutzutage: PSE Ordnung der Elemente nach: 1. Chemischer Verwandtschaft 2. Steigender Atommasse System aus: Spallen - Elementgruppen: • Hauptgruppen kz. 3. Halogene, Edelgase) Nebengruppen HG HG HG HG HG HG HG HG Die Ordnungszahl gibt die genaue Stellung eines Elements im PSE an. 8 Hauptgruppen I || ||| IV V VI VII VIII Alkalimetalle Erdalkalimetalle Borgruppe Kohlenstoffgruppe Stickstoffgruppe Chalkogene Halogene Edelgase Hauptgruppe: 6 Periode 2 : Reihen Perioden Elementname: Sauerstoff . 16 O 8 •16 Atommasse -0 Elementsymbol -8 Ordnungszahl 4 Atombau Nach John Daltons Vorstellung (1808) sind Atome: - Unteilbar Kugelförmig Eines Elements gleich groß und gleich schwer Atombausteine Elektronen (negative Ladungsträger) Merke: 1. Alle Elektronen sind untereinander gleich 2. Zeichen e 3. Elektronen können aus Atomen abgespalten werden (Wanderung von Elektronen = elektronischer Strom) Weitere Atombauteile Protones positive Ladungsträger Neutronen besitzen keine Ladung •1u) (Masse ~1) Elektronen, Protonen und Neuronen sind die Bauteile der Atome. Man nennt sie Elementarteilchen. a Masse Ⓒ D 7 Atommodelle 1) Thomsonsche Atommodell (Rosienenkuchenmodell). Positiv geladene Masse ist gleichmäßig in dem Atom verteilt, darin bewegen sich negativ geladene Elektronen. 5 2) Kern-Hülle-Modell e e 16 • Hülle: Dort befinden sich die negativ geladenen Elektronen. Atomkern Ort, an dem sich Protonen und Neutronen befinden) 0 Kem: Dark befinden sich die positiv geladenen Protronen und die neutral geladenen Neutronen fast die gesamte Masse der Atoms. 1> 16-Nukleonenzahl (Massenzahl) 8 - Kernladungszahl (Protonenzahl) Nukleonenzahl = Summe der Protonen und Neutronen Kernladungszahl = Anzahl der Protonen bzw. Elektronen Nukleonenzahl - Kernladungszahl = Anzahl der Neutronen 6 Element 160 427 ● ● H 53 56 Fe Ca 20 I. H. "H ²H/D ³H/T Atom, wovon Nukleonen 16 127 56 Isotope (isotope Atome) 140 FO 2 Schreibweise: 3 Protronen Kationen: Elektronenmangel Anionen: Elektronenüberschuss 8 Ionisierung = Abspaltung/ Aufnahme eines Elektrons von einem Atom lon 53 26 Schreibweise: Na-Kation 20 t t Neutronen 8 74 30 20 to A Elektronen abgespalten wurden → positive Ladung → Kationen Elektronen aufnehmen → negative Ladung → Anionen 2 Elekkonen 80 Atome, die sich nur in der Anzahl ihrer Neutronen unterscheiden Unterscheiden sich nicht in ihrem chemischen Verhalten →gleiches Symbol (außer Wasserstoff) Die meisten Elemente bestehen aus Gemischen von Isotopen (Mischelemente) 53 26 20 t 1 1 I Na reinfach positiv geladenes Natriumion) Ca- Kation - Ca²ª" (zweijach positiv geladenes Calciumion). 7 CI- Anion - Cl- (einfach negativ geladenes Chlorion) O- Anion - 0²- (zweifach negativ geladenes Sauerstoffion) Ionisierungsenergie Ist die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus seinem Platz in der Atomhülle herauszulösen. Abspaltung von Elektronen aus einem Heliumatom. e He ro - He He Bohr'sches Schalenmodell Schalen: He 2+ K-Schale L-Schale M-Schale N-Schale Fe + e + Trend im Periodensystem ▸ In der Hauptgruppe: Ionisierungsenergie sinkt durch größere Entfernung zum Kern ▸ In der Periode: Ionisierungsenergie steigt durch steigende Anziehungskräfte zwischen Kern und Hülle T Elektronen befinden sich außerhalb des Kerns Bewegung auf Kreisbahn um den Kern Pro neue Periode weitere Kreisbahn für Elektronen 1. Ionisierung 2. Ionisierung 8 Sihat 14 Elektronen K-Schale: voll mit 2 Elektronen → 12 übrig L-Schale: voll mit 8 Elektronen → 4 übrig M-Schale: restliche 4 Elektronen Oktettregel/Edelgasregel Edelgase besitzen (außer He) 8 Valenzelektronen (VE) und sind dadurch besonders energetisch stabil. Alle anderen Atome sind bemüht, ebenfalls energetisch stabil zu werden → möchten 8 VE besitzen →geben Elektronen ab oder nehmen welche auf. Bsp.: S→ möchte 2e aufnehmen → Edelgaskonfiguration von Argon. Edelgaskonfiguration" - Ziel aller Atome Edelgaskonfiguration: Elektronenanzahl und Verteilung ist identisch mit der von einem Edelgas. F My - tr h e Elektronenkonfiguration Elektronenkonfiguration -N M -K F Mg² •Anion 2+ -Kation Pfeil= symbolisiert die steigende Energie mit jeder Schale. Unterster Strich = K-Schale 12.12.16 Pfeil : symbolisiert die Steigende Energie mit jeder Schale unterster Strich = K-Schale jeder weitere Strich weitere Schalen (L.M.D.,...) 9 Jeder weitere Strich = weitere Schalen (L,M,N,...) Bsp.: TH • •Be H u Na M4 S LEWIS - Schreibweise Ist eine Darstellungsform für die Elektronen der äußersten Schale der Atome, den Valenzelektronen Punkte: stellen einfache Elektronen dar Striche: stellen zwei Elektronen das (Elektronenpaar) Bsp.: K •He .8. .C. W. 101 171 We Halogene (II, HG) Griech. Hals Salz; gennan = bilden → Halogene = Salzbildner Versuch: Chlor reagiert mit Natrium Durchführung: In einem mit Chlorgas gefüllten Standzylinder wird heißes, geschmolzenes Natrium gegeben. Beobachtung: 10 In einem heftigen exothermen Reaktion entsteht ein weißer, pulverförmiger Farbstoff. Erklärung: Bei der Reaktion ist Natriumchlorid entstanden, ein Salz. → 2NaCl Cl₂ + 2 Na Na +•Cl → Naci AHZO Bei der von Metallen mit Nichtmetallen ntstehen Salze. Dabei geben die Metallatome Elektronen ab. Es entstehen Kationen. Die Nichtmetalle nehmen diese Elektronen auf, es entstehen Anionen. Salze sind also lonenverbindungen. Die entstehenden lonen haben meist die gleiche Elektronenanzahl und Verteilung in den Schalen wie ein Edelgasatom, das heißt sie sind isoelektronisch mit dem entsprechenden Edelgas. Diesen Zusammenhang bezeichnet man auch als Oktettregel oder Edelgasregel. Mg + Cl₂ → Mg²+ Cl₂ Eigenschaften von Salzen Bilden Kristalle Hart und spröde Bestehen aus lonen (Metall-Kationen, Nichtmetall-Anionen) Hohe Schmelztemperaturen Je größer die Gitterenergie, desto schwerer ist das Salz wasserlöslich Versuch: Leitfähigkeit eines Salzkristalls Beobachtung: Die Lampe leuchtet nicht Erklärung: Salzkristalle leiten keinen Strom Versuch: Leitfähigkeit von Salzschmelzen Beobachtung: Die Lampe leuchtet Erklärung: In der Schmelze sind die lonen frei beweglich und können so den elektrischen Strom leiten. Versuch: Leitfähigkeit von Salzlösungen Beobachtung: Die Lampe leuchtet sehr hell. Erklärung: Beim Lösen in Wasser verlassen die lonen ihre Gitterplätze und können so elektrischen Strom leiten. 11 Metall 88888 Abstoßung Salzkristall Schlägt man hart auf einen Salzkristall, so zerbricht er in Stücke. Durch einen Schlag werden Schichten im lonengitter gegeneinander verschoben. Gleichartig geladene Teilchen liegen dann nebeneinander und stoßen sich ab: Der Kristall zerbricht. Salze zeigen kristalline Struktur e 0:0 Ⓒ Salze besitzen meist hohe Schmelz- und Siedetemperatur elektrischen Strom Wässrige Lösungen von Salzen leiten den Salze lösen sich gut in Wasser Benennung von lonen und Salzen Die lonen der Metalle sind stets positiv geladen. Die Benennung der Metall-lonen ist einfach. Dem entsprechenden Namen des Metalls wird mit einem Bindestrich noch das Wort lon angehängt. Wenn ein Natriumatom also ein Elektron abgibt, so wird aus ihm ein Natrium-Ion, kurz schreibt man: Nat. Weitere Beispiele für Metall-lonen sind das Magnesium-Ion (Mg²+), das Aluminium-Ion (A1³+) usw. Die lonen der Nichtmetalle sind negativ geladen (Ausnahme: Wasserstoff) und enden auf die Silbe -id. Die lonen der Halogene (VII. Hauptgruppe), die Halogenid-lonen sind stets einfach negativ geladen: Fluorid-lon (F), Chlorid-Ion (Cl-), Bromid-Ion (Br) und lodid-Ion (1). Die zweifach negativ geladenen lonen des Sauerstoffes (VI. Hauptgruppe) heißen Oxid-Ionen (0²-), die des Schwefels heißen Sulfid-lonen (S²-). Vom Stickstoff (V. Hauptgruppe) kennt man das dreifach negativ geladene Nitrid-Ion (N³). Salze entstehen bei chemischen Reaktionen zwischen Metallen und Nichtmetallen, deshalb setzen sich die Namen der Salze auch aus dem Namen der Metall- und Nichtmetall-lonen zusammen. An den unveränderten Namen des Metalls, das an der Salzbildung beteiligt war, wird der Name des Nichtmetall-lons angehängt, so entsteht Magnesiumoxid. lonenladung 12 Ein Magnesium-Ion ist zweifach positiv geladen, das Symbol für dieses lon ist Mg2+ (Hinweis: Metall-lonen sind immer positiv geladen). Das lon des Sauerstoffes ist zweifach negativ geladen, das Symbol für dieses lon ist O²- (Nichtmetall-lonen sind immer negativ geladen, eine Ausnahme stellt das Wasserstoff-lon dar, es ist einfach positiv geladen H+). Das Symbol für lonen entspricht dem Symbol des jeweiligen Elements. Dann folgt die Anzahl der Ladungen (einfache Ladung wird nicht gekennzeichnet (z.B. Nat), zweifach wird 2 geschrieben, dreifach als 3) die das lon trägt und zum Schluss wird durch + oder gekennzeichnet, ob das lon positiv oder negativ geladen ist. lonenladung und Verhältnisformeln von Salzen Die Anzahl der positiven Elementarladungen muss mit der Anzahl der negativen Elementarladungen einer Formeleinheit des Salzes übereinstimmen. Ist die Ladungszahl der positiv geladenen lonen gleich der, der negativ geladenen lonen ergeben sich Verhältnisformeln wie NaCl oder MgO. Bei der Kombination von einfach und zweifach positiv geladenen lonen erhält man Verhältnisformeln wie z.B. MgCl2, denn im Magnesiumchlorid ausgeglichen werden. Für das Aufstellen der Verhältnisformel eines Salzes (z.B. Magnesiumchlorid) können das Aufschreiben der Zeichen für die lonen (a) und das anschließende Ausgleichen der Ladungen (b) eine Hilfe darstellen. (a) Mg²+; CI- (b) MgCl₂ Nomenklatur von lonenverbindungen Gleiche Elementpaare können verschiedene Verbindungen bilden, z. B. gibt es 2 Kupferoxide. CuO (schwarzes Kupferoxid) Cu₂0 (rotes Kupferoxid) Kann ein Kation verschiedene Ladungen tragen, so wird bei der systematischen Benennung hinter den Namen des Metalls eine römische Zahl in Klammern gestellt, die der lonenladung des Metalls entspricht. CuO Kupfer (II)oxid Cu₂0 Kupfer (I) oxid Fe O Eisen oxid Fe₂O3 Eisen (oxid Blex (I)oxid lonengitter Eisen(I) bramic Quecksilber (I) chlorid Fe Bez Hg Cl 13 Eigenschaften der lonen: Elektrostatische Kräfte zwischen den lonen wirken nach allen Seiten gleichmäßig Gleich geladene lonen stoßen sich ab Ungleich geladene lonen ziehen sich an ➜ Anziehung und Abstoßung führen zu einer symmetrischen Anordnung der Anionen und Kationen, es entsteht ein lonengitter z.B. Natriumchlorid (NaCl) - Koordinationszahl (KZ): Zahl der nächsten Nachbarn eines Teilchens mit gleichem Abstand. Naci: N₂® K²+6 C₁³ K8.6. Wa® Elektronenübergänge - Redoxreaktionen Reaktion von Magnesium mit Sauerstoff 0₂ + Ye 2 2 Mg Q-Chlorid-lon O=Natrium-lon Cl₂ ма Cl₂ + Mg - 2 нд гог 2 маг Reaktion von Magnesium mit Chlor + 2 e 201 20€ (Elektronenay/nahme) •2Mg +Ye ( Elekkonenabgabe) (Elektronenübertragung) L 0 Mg +26 +2.Ⓒ M₂2 Cl₂ 14 Oxidation: Abgabe von Elektronen Reduktion: Aufnahme von Elektronen Oxidationsmittel: Stoff, der e aufnimmt → Elektronenakzeptor wird selbst reduziert Reduktionsmittel: Stoff, der e abgibt → Elektronendonator wird selbst oxidiert Bsp.: Reaktion von Magnesium mit Stickstoff 3Mg2+ + N₂³ Mg3N₂ N₂ + 6e N₂³- 3Mg3Mg2+ + 6e Ges. gleichung: 3Mg Oxidation: 3μg Reduktion: 1₂ +6e0 Redoxreihe der Metalle Zn Fe Cu Ag Bestreben e abzugeben nimmt ab Erweiterung der Rexodreihe der Metalle K Mg Al Fe Sn Pb Cu Ag Bestreben e abzugeben nimmt ab unedel Zn Oxidation N₂. - Problem: Wie entsteht H₂? 1. Ansatz: H. + - Atombildung / Elektronenpaarbildung HI H₂ H. Hg мазиг 3 μg ²² +2e0 200 Elektrolyse Bei einer Elektrolyse wird ein Stoff durch elektrische Energie in seine Bestandteile zerlegt. Die lonen bewegen sich zu den Elektroden, man nennt diesen Vorgang lonenwanderung. Anode Pluspol Kathode Minuspol Pt Au edel 15 → Nur ein H-Atom hat jetzt Edelgaskonfiguration ➜ KEINE lonenverbindung 2. Ansatz: H. toll + + H-Alome - H O (+ ↑ H bindendes Elektronen paar Elektronen- Wolke O (+) 00 (7 gemeinsame Elektronenwolhe Die beiden e befinden sich im Einflussbereich beider Kerne; damit hat jedes H-Atom Edelgaskonfiguration erreicht. Doppelbindung Zwei Atome werden durch ein gemeinsames Elektronenpaar (oder mehrere gemeinsame Elektronenpaare) im Molekül zusammengehalten. Diese Art der chemischen Bindung nennt man Elektronenpaarbindung. Bindungsenergie: Die Energie, die bei der Bildung einer Elektronenpaarbindung frei wird. H. + •H AH = - 486 kJ/mol ↑ Reaktionsenthalpi/Bindungsenergie Gitterenergie: die Energie, die bei der Bildung einer lonenverbindung frei wird (Bildung eines lonengitters). & Sauerstoff O₂ <0=0> 2. Stickstoff 3. Chlor C₂ Elektronenpaarbildung zwischen verschiedenen Elementen IN NI IC- Cik-freie Elektionenpaare 16 Wasserstoy + Chlor H₂ + Ciz Wasserstaff + Sauerstoff 24₂ 0₂ Wasserstoff Stickstoff 34₂ + N₂ - + Kugelwolkenmodell ● ● L Edelgasregel (Oktettregel): Die Gesamtzahl der Elektronen der bindenden und der freien Elektronenpaare um einen Atomrumpf ist identisch mit der Anzahl der Außenelektronen des Edelgases, das in der selben Periode im Periodensystem steht. Chlorwasserstol HCI 2 HACI ● - Elektronen bewegen sich in Kugelwolken ● Jede Kugelwolke fasst maximal 2 Elektronen Die äußerste Energiestufe enthält maximal 8 Elektronen in 4 Kugelwolken Kugelwolken werden zunächst einzeln und dann doppelt besetzt Wasser H₂O •B. →→ Ammoniah WH₂ (HA) W(H) Darstellung: Leerer Kreis - einfach besetzte Kugelwolke (1 Elektron) Gefüllter Kreis - doppelt besetzte Kugelwolke (2 Elektronen) Räumlicher Bau der Moleküle H Elektronenabstoßungsmodell (VSE PR) Außenelektronen halten sich in sogenannten Elektronenwolken auf Negativ geladene Elektronen stoßen sich ab 17 Beispiel: Methan CH4 4 Bindungspaare → Tetraeder S'BOL Elektronegativität Elektronegativität ist die Kraft, mit der ein Atom in einem Molekül ein bindendes Elektronenpaar anzieht. PAULING Führte EN als dimensionslose Zahl ein Fluor 4 (höchste EN) Je größer der Wert der Elektronegativität, desto größer ist die Kraft des Atoms ein Elektronenbindungspaar an sich zu ziehen. Die EN im PSE zunehmende EN (Grund: Abnahme des Atomradius und Zunahme der Protonen im Kern) abnehmende EN (Grund: Zunahme des Radius) Wichtige EN: H-H FONS CH weiz 4,0 3,5 3,0 2,5 2,5 2,1 Unpolare Atombindung 18 Keen des H-Aloms Xpositiver Ladungsschoverpunkt X negativer Ladungsschwerpunkt Besitzen in einem Molekül zwei Atome die gleiche EN, so wird das bindende Elektronenpaar von den beiden Atomkernen gleich stark angezogen. Der negative und der positive Ladungsschwerpunkt fallen zusammen → unpolare Atombindung. Polare Atombindung Polare Alombindung H-F Kern des H-Aloms 8+ H Besitzen in einem Molekül zwei Atome unterschiedlicher EN, so wird das bindende Elektronenpaar vom elektronegativeren Atom stärker angezogen. Der positive und der negative Ladungsschwerpunkt fallen nicht zusammen → polare Atombindung. 8 • Teil- oder Partialladung - * Loft des Huar-Aloms x positiver Ladungsschwerpunkt X negativer Ladungeschwerpunkt oder H Dipolmolekül (Dipol) Dipole sind Moleküle, bei denen der positive und der negative Ladungsschwerpunkt nicht zusammenfallen. Bsp: Ĥ ĉi → Dipol. Molekül oder lon 19 Die Differenz der Elektronegativitätswerte (AEN) der Elemente ist ein Maß für die Ladungsverschiebung in einer chemischen Bindung. AEN = 0-0,4 → unpolare Elektronenpaarbindung 0,4 <AEN <1,7 polare Elektronenpaarbindung AEN > 1,7 lonenverbindung Ausnahmen: H-F AEN = 1,9 polare Atombindung AICI 3 AEN=1,5 Metallbindung ● Ist ein Sonderfall der lonenverbindung Bitten wie lonen ein Gitter → besteht aus positiv geladenen Atomrümpfen Dazwischen befinden sich die Elektronen (Elektronenwolke), die eine Abstoßung der positiven Teilchen verhindert Metallgitter mit Elektronenwollhe ● ● ● ● 1 C lonenverbindung 0 2x D 0 0 0 03 Freie Elektronen sind verantwortlich für: Gute Leitfähigkeit von Strom und Wärme Für den metallischen Glanz der Metalle verantwortlich absorbieren und emittieren das Licht auf fast gleicher Wellenlänge → Glanz (Physik) Während die Metallatome fest an ihre Plätze im Gitter gebunden sind, gehören die e keinem bestimmten Kation mehr an alle e bilden das e - Gas, eine negative Ladungswolke zwischen den Atomrümpfen → daher ist es problemlos möglich, andere Atome in die Struktur einzubringen → Legierungen Metallbindung ist eine schwache Bindung 20 Saure Lösungen Versuch: Überprüfung verschiedener Lösungen auf elektrische Leitfähigkeit Beobachtung: Verdünnte Salzsäure → positiv Verdünnte Essigsäure → positiv Verdünnte Zitronensäure → positiv Versuch: Reine Essigsäure und reine Zitronensäure werden auf elektrische Leitfähigkeit geprüft Beobachtung: Beide Stoffe sind nicht leitfähig. Nach Zugabe von Wasser leiten sie den Strom. Erklärung: ➜Säuren bestehen aus Molekülen. Die lonen, die den elektrischen Strom leiten, entstehen erst beim Lösen der Säuren in Wasser. Reaktion von HCI mit Wasser 8+ H. IM HCL ky Olon 8- + St Hoạ --8- CLI H Reaktion von Essigsäure mit Wasser HS+ H HTCIC H Essigsäure Wasser + Oxonium-Ion Chlorid-Anion 131 H K H Acetat-lom TH-CIC Reaktion von Schwefelsäure mit Wasser + H₂O Oxonium-Ion 21 11 St S- 61O1SIO 11 Schwefelsäure St H-C H Brömsted-Soune o H + 561 748+ + o H St "H Brömsted-Base - Sulfat-Amion ➜ Alle sauren Lösungen enthalten H3O+ - lonen (Oxonium-Ionen) und Säurerest-Anionen. Die H3O+- lonen sind für die charakteristischen Eigenschaften von sauren Lösungen verantwortlich. Definition einer Säure nach Brönsted: Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben (Protonendonator) d.h. sie geben H* - lonen ab. Definition einer Base nach Brönsted: H Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren), d.h. sie nehmen H+ - lonen auf. St & 11 H-O-S-010 IL Im normaler Materie können H*- lonen nicht existieren, d.h. eine Säure kann ihr Proton nur in Gegenwart einer Base abgeben. Bei Säure-Base-Reaktionen werden Protonen übertragen, d.h. es handelt sich um eine Protonenübertragungsreaktion (PROTOLYSE). H Bransted-Base H 101 Hydrogensulfat-Anion +61 - H +0= - H Bramsted-Säure H 90-5-01 +4₂060 + H₂O® Oxamium-lon + H H-N-H H O + OH Wasser kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Wasser ist ein AMPHOLYT. Möglichkeiten der Bildung von sauren Lösungen 22 1. Nichtmetalle reagieren mit Sauerstoff zu Nichtmetalloxiden diese reagieren mit Wasser zu Sauerstoffsäuren und bilden saure Lösungen. →2 SO₂ H₂SO HSO₂ + HSO₂ + H₂O (ရ) Bsp. 25 +30₂ •SO₂ + H₂O H₂SO₂ + H₂O 2. Halogene reagieren mit Wasserstoff zu Halogenwasserstoff diese reagieren mit Wasser zu Halogenwasserstoffsäuren und bilden saure Lösungen. 2 HCL + H₂O112 Protolyse von Salpetersäure HNO3 HNO3 + H₂O → NO₂ + H₂O Ⓡ Bsg.: H₂ + CL ₂ → HCL. → Bildquellen: Alles aus meinem Chemie Heft → H₂O + C (aq) Wichtige Säuren und ihre Säurerest - Anionen Salzsäure HCI → Chlorid-lon Cl- Salpetersäure HNO3 → Nitrat-Ion NO3 Schwefelsäure H₂SO4 → Hydrogensulfat-lon HSO4, Sulfat-lon SO4²- Phosphorsäure H3PO4 → Dihydrogenphosphat-lon H₂PO3, Hydrogenphosphat-lon HPO4²-, Phosphat-lon PO4³- Kohlensäure H₂CO3 → HCO3 Hydrogencarbonat-lon, CO3²- Carbonat-lon 23