Reaktionsgeschwindigkeit von Säuren mit unedlen Metallen
Im Haushalt steht ein Entkalker, im Labor eine Flasche Salzsäure: Beide enthalten Säure, und beide greifen unedle Metalle an. Wirft man aber ein Stück Magnesium in Salzsäure, sprudelt es sofort. In Essigsäure gleicher Konzentration geht es viel langsamer. Warum? Und entsteht am Ende trotzdem gleich viel Gas? Diese Frage klären wir in diesem Abschnitt.
Säuren und unedle Metalle: die Reaktion
Unedle Metalle wie Magnesium und Zink stehen in der Spannungsreihe links von Wasserstoff. Sie geben leicht Elektronen ab und werden von $\mathrm{H_3O^+}$-Ionen oxidiert. Dabei entsteht Wasserstoff.
Beispiel Magnesium in Salzsäure:
$$\mathrm{Mg(s) + 2\,H_3O^+(aq) \rightarrow Mg^{2+}(aq) + H_2(g) + 2\,H_2O(l)}$$Teilgleichungen:
-
Oxidation: $\mathrm{Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2\,e^-}$
-
Reduktion: $\mathrm{2\,H_3O^+ + 2\,e^- \rightarrow H_2 + 2\,H_2O}$
Das Gas ist Wasserstoff. Nachweis mit der Knallgasprobe: Ein mit dem Gas gefülltes Reagenzglas wird mit der Öffnung nach unten an eine Flamme gehalten. Es ertönt ein leises Pfeifen oder Knallen ($\mathrm{2\,H_2 + O_2 \rightarrow 2\,H_2O}$).
Magnesiumband reagiert mit Salzsäure unter Gasentwicklung. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. b) Nennen Sie das entstehende Gas und seinen Nachweis.
Magnesiumband reagiert mit Salzsäure unter Gasentwicklung.
- a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.
- b) Nennen Sie das entstehende Gas und seinen Nachweis.
Was bestimmt die Geschwindigkeit?
Die Reaktionsgeschwindigkeit gibt an, wie schnell sich Stoffmengen oder Konzentrationen ändern, hier z. B. das gebildete Wasserstoffvolumen pro Zeit. Reagieren können Teilchen nur, wenn sie zusammenstoßen. Je mehr geeignete Zusammenstöße pro Zeit, desto schneller die Reaktion.
| Einflussgröße | Wirkung | Begründung |
|---|---|---|
| Konzentration von $\mathrm{H_3O^+}$ | größer → schneller | mehr $\mathrm{H_3O^+}$ pro Volumen, mehr Stöße mit der Metalloberfläche |
| Oberfläche des Metalls | größer → schneller | mehr Metallatome für die $\mathrm{H_3O^+}$-Ionen erreichbar |
| Temperatur | höher → schneller | Teilchen bewegen sich schneller, mehr erfolgreiche Stöße |
Magnesiumpulver reagiert daher viel schneller als Magnesiumband gleicher Masse: Das Pulver hat die weitaus größere Oberfläche.
Zwei Reaktionen: Magnesiumpulver und Magnesiumband mit gleicher Salzsäure. a) Sagen Sie voraus, welche schneller reagiert. b) Begründen Sie mit der Oberfläche.
Zwei Reaktionen: Magnesiumpulver und Magnesiumband mit gleicher Salzsäure.
- a) Sagen Sie voraus, welche schneller reagiert.
- b) Begründen Sie mit der Oberfläche.
Starke und schwache Säure im Vergleich
Salzsäure ($\mathrm{HCl}$) und Essigsäure ($\mathrm{CH_3COOH}$) mit $c = 1\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ reagieren mit Magnesium sehr verschieden schnell. Der Unterschied liegt in der Gleichgewichtslage der Protolyse.
- Starke Säure (Salzsäure): Die Protolyse verläuft praktisch vollständig, $c(\mathrm{H_3O^+}) \approx c_0$.
$\mathrm{HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-}$
- Schwache Säure (Essigsäure): Das Gleichgewicht liegt weit links, nur ein kleiner Teil der Moleküle gibt ein Proton ab.
$\mathrm{CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + CH_3COO^-}$
Bei gleicher Konzentration enthält die starke Säure also viel mehr $\mathrm{H_3O^+}$ pro Liter. Daher stoßen anfangs mehr $\mathrm{H_3O^+}$-Ionen auf das Metall: Die Anfangsgeschwindigkeit ist größer.
Die Konzentration der Oxonium-Ionen einer schwachen Säure lässt sich näherungsweise abschätzen (Hinweis: Die genaue Behandlung gehört zum Leistungskurs):
$$K_\mathrm{S} = \frac{c(\mathrm{H_3O^+})\cdot c(\mathrm{A^-})}{c(\mathrm{HA})} \approx \frac{c(\mathrm{H_3O^+})^2}{c_0} \quad\Rightarrow\quad c(\mathrm{H_3O^+}) \approx \sqrt{K_\mathrm{S}\cdot c_0}$$Magnesium wird mit gleichen Volumina Salzsäure und Essigsäure ($c = 1\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) umgesetzt. a) Geben Sie an, bei welcher Säure die Gasentwicklung…
Magnesium wird mit gleichen Volumina Salzsäure und Essigsäure ($c = 1\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) umgesetzt.
- a) Geben Sie an, bei welcher Säure die Gasentwicklung anfangs schneller verläuft.
- b) Begründen Sie mit den $\mathrm{H_3O^+}$-Konzentrationen.
Gleiche Volumina (je $50\,\text{mL}$) Salzsäure und Essigsäure (je $0{,}10\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) reagieren mit Zinkgranalien im Überschuss. a) Berechnen Sie…
Gleiche Volumina (je $50\,\text{mL}$) Salzsäure und Essigsäure (je $0{,}10\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) reagieren mit Zinkgranalien im Überschuss.
- a) Berechnen Sie näherungsweise die $\mathrm{H_3O^+}$-Konzentration der Essigsäure ($K_S = 1{,}8\cdot10^{-5}\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$).
- b) Vergleichen Sie mit der Salzsäure.
- c) Sagen Sie voraus, wie sich die Volumina an Wasserstoff nach vollständiger Reaktion unterscheiden.
Wie viel Wasserstoff entsteht?
Die Geschwindigkeit sagt nichts darüber, wie viel Gas insgesamt entsteht. Das bestimmt die Stoffmenge des Eduktes, das im Unterschuss vorliegt. Die Rechnung läuft über die Reaktionsgleichung.
Im Verlauf sinkt $c(\mathrm{H_3O^+})$, weil die Ionen verbraucht werden. Außerdem schrumpft das Metallstück. Deshalb nimmt die Geschwindigkeit mit der Zeit ab und geht gegen null, wenn das Magnesium aufgebraucht ist.
Das Experiment auswerten
Man misst das Wasserstoffvolumen $V(\mathrm{H_2})$ z. B. mit einem Gaskolbenprober alle 30 s und trägt es gegen die Zeit auf. Die Geschwindigkeit entspricht der Steigung der Kurve. Die Anfangsgeschwindigkeit ist die Steigung der Tangente bei $t = 0$.
$0{,}243\,\text{g}$ Magnesium ($M = 24{,}3\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$) reagieren mit $50{,}0\,\text{mL}$ Salzsäure ($1{,}00\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$). a)…
$0{,}243\,\text{g}$ Magnesium ($M = 24{,}3\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$) reagieren mit $50{,}0\,\text{mL}$ Salzsäure ($1{,}00\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$).
- a) Berechnen Sie die Stoffmenge $\mathrm{H_2}$ und das Volumen bei $V_m = 24{,}0\,\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}$.
- b) Beschreiben Sie, wie sich die Geschwindigkeit im Verlauf ändert und warum.
Ein Schüler lässt jeweils gleich viel Magnesiumband mit gleichen Volumina einer Säure reagieren und misst das entstehende Wasserstoffvolumen mit einer Gasspritze alle 30…
Ein Schüler lässt jeweils gleich viel Magnesiumband mit gleichen Volumina einer Säure reagieren und misst das entstehende Wasserstoffvolumen mit einer Gasspritze alle 30 s.
- a) Beschreiben Sie die Auftragung und die Bestimmung der Anfangsgeschwindigkeit.
- b) Skizzieren Sie in Worten die erwarteten Kurven für Salzsäure und Essigsäure gleicher Konzentration.
Gleiche Menge Gas am Ende: das Gleichgewicht
Warum erzeugt auch die schwache Essigsäure schließlich gleich viel Wasserstoff, wenn sie anfangs so wenig $\mathrm{H_3O^+}$ enthält? Gleiche Konzentration und gleiches Volumen heißen: gleiche Gesamtmenge an protonierbarer Säure.
Sobald $\mathrm{H_3O^+}$ vom Metall verbraucht wird, stört das das Protolysegleichgewicht der Essigsäure. Nach dem Prinzip von Le Chatelier weicht das System aus: Weitere Essigsäure-Moleküle geben Protonen ab, das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts:
$$\mathrm{CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + CH_3COO^-}$$So wird der „Vorrat“ nachgeliefert, bis die gesamte Säure umgesetzt ist. Die Geschwindigkeit bleibt aber kleiner, weil $c(\mathrm{H_3O^+})$ ständig niedrig ist.
Gibt man Natriumacetat zur Essigsäure, steigt $c(\mathrm{CH_3COO^-})$. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach links, $c(\mathrm{H_3O^+})$ sinkt, und die Reaktion mit dem Metall wird noch langsamer. Die Endmenge Gas bleibt gleich.
Beim Versuch mit gleichen Volumina gleich konzentrierter Salz- und Essigsäure wird mit gleichen Mengen Magnesium nach langer Zeit gleich viel Wasserstoff gebildet. a)…
Beim Versuch mit gleichen Volumina gleich konzentrierter Salz- und Essigsäure wird mit gleichen Mengen Magnesium nach langer Zeit gleich viel Wasserstoff gebildet.
- a) Erklären Sie mit dem Gleichgewicht der Säure-Base-Reaktion und dem Prinzip von Le Chatelier.
- b) Begründen Sie, warum sich die Anfangsgeschwindigkeiten unterscheiden.
- c) Beschreiben Sie, wie sich die Geschwindigkeit bei Zugabe von Natriumacetat zur Essigsäure ändert.
Kupfer, Zink und das Lokalelement
Kupfer reagiert nicht mit Salzsäure, Zink schon. Das erklärt die Spannungsreihe: Zink hat ein negatives, Kupfer ein positives Standardelektrodenpotential. Nur Metalle mit negativerem Potential als $\mathrm{H_2/H_3O^+}$ ($E^\circ = 0\,\mathrm{V}$) lösen sich in Säuren.
Berühren sich Zink und Kupfer in Salzsäure, entsteht ein Lokalelement (kurzgeschlossene galvanische Zelle):
-
Zink (Anode, Oxidation): $\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$
-
Kupfer (Kathode, Reduktion): $\mathrm{2\,H_3O^+ + 2\,e^- \rightarrow H_2 + 2\,H_2O}$
Die Elektronen fließen vom Zink durch den Kontakt zum Kupfer. Dort scheidet sich Wasserstoff ab, das Kupfer selbst wird nicht angegriffen. Das Zink löst sich oft schneller als allein, weil die Wasserstoffentwicklung am Kupfer leichter abläuft.
Kupfer reagiert nicht mit Salzsäure, Zink aber schon. a) Begründen Sie mit der Spannungsreihe. b) Beschreiben Sie, was geschieht, wenn Zink und Kupfer sich in Salzsäure…
Kupfer reagiert nicht mit Salzsäure, Zink aber schon.
- a) Begründen Sie mit der Spannungsreihe.
- b) Beschreiben Sie, was geschieht, wenn Zink und Kupfer sich in Salzsäure berühren (leitender Kontakt).
- c) Erläutern Sie, warum sich dabei Wasserstoff am Kupfer entwickelt und sich das Zink schneller auflöst als ohne Kontakt (Lokalelement).
Anwendung: Kalkentferner im Haushalt
Kalk ($\mathrm{CaCO_3}$) reagiert mit Säuren unter Bildung von Kohlenstoffdioxid:
$$\mathrm{CaCO_3 + 2\,H_3O^+ \rightarrow Ca^{2+} + CO_2 + 3\,H_2O}$$Zitronensäure ($\mathrm{H_3Cit}$) ist dreiprotonig und schwach. Ein Mol $\mathrm{H_3Cit}$ kann bis zu 3 Mol Protonen abgeben:
$$\mathrm{3\,CaCO_3 + 2\,H_3Cit \rightarrow Ca_3Cit_2 + 3\,CO_2 + 3\,H_2O}$$Wichtig ist der Vergleich:
| Salzsäure-Entkalker | Zitronensäure-Entkalker | |
|---|---|---|
| $c(\mathrm{H_3O^+})$ bei gleichem $c_0$ | hoch | niedrig |
| Geschwindigkeit | schnell | langsamer |
| Gefährdung | ätzend, Dämpfe, greift Metalle an | reizend, deutlich milder |
Für dieselbe Kalkmenge werden gleich viele Mol Protonen benötigt, denn jedes Carbonat-Ion nimmt zwei Protonen auf. Die Stoffmenge an Säure hängt dagegen von der Protonenzahl pro Molekül ab: Für 3 mol $\mathrm{CaCO_3}$ braucht man 6 mol Protonen, also 6 mol HCl (einprotonig), aber nur 2 mol $\mathrm{H_3Cit}$ (dreiprotonig), da jedes Molekül bis zu drei Protonen liefert. Bewertung: Salzsäure wirkt schneller, ist aber gefährlicher und belastet Armaturen und Dichtungen. Zitronensäure ist schonender, braucht jedoch mehr Zeit.
Zwei Kalkentferner enthalten Zitronensäure ($\mathrm{C_6H_8O_7}$, dreiprotonig) bzw. Salzsäure jeweils in gleicher Stoffmengenkonzentration. Beide lösen Kalk…
Zwei Kalkentferner enthalten Zitronensäure ($\mathrm{C_6H_8O_7}$, dreiprotonig) bzw. Salzsäure jeweils in gleicher Stoffmengenkonzentration. Beide lösen Kalk ($\mathrm{CaCO_3}$).
- a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen.
- b) Vergleichen Sie Geschwindigkeit und Verbrauch an Säure.
- c) Bewerten Sie die Produkte nach Wirksamkeit und Gefährdung.
Auf einen Blick
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Unedle Metalle reagieren mit $\mathrm{H_3O^+}$: $\mathrm{Me + 2\,H_3O^+ \rightarrow Me^{2+} + H_2 + 2\,H_2O}$; Nachweis von $\mathrm{H_2}$ mit der Knallgasprobe.
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Die Geschwindigkeit steigt mit $c(\mathrm{H_3O^+})$, Oberfläche und Temperatur.
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Starke Säuren sind vollständig protolysiert, schwache liegen im Gleichgewicht; bei gleichem $c_0$ ist $c(\mathrm{H_3O^+})$ der starken Säure viel größer, also auch die Anfangsgeschwindigkeit.
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Die Gesamtmenge $\mathrm{H_2}$ bestimmt der Unterschuss; schwache Säuren liefern nach Le Chatelier Protonen nach.
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Edle Metalle (Cu) reagieren nicht; im Lokalelement mit einem unedlen Metall entsteht $\mathrm{H_2}$ am edleren.