Das Proton braucht Wasser
- Kein freies H⁺:In Wasser bindet jedes Proton sofort an ein freies Elektronenpaar eines H₂O-Moleküls (3.1.1) — es entsteht das Oxonium-Ion H₃O⁺.
- Hydratisiert:H₃O⁺ ist selbst von Wassermolekülen umhüllt (z. B. H₉O₄⁺); H₃O⁺ und H⁺(aq) sind vereinfachte Schreibweisen.
- Saure Lösungen:H₃O⁺ ist Träger der sauren Eigenschaften — alle sauren Lösungen enthalten es.
- Lewis-Formel:O mit drei Bindungen und einem freien Elektronenpaar — der Sauerstoff trägt die Formalladung +1.
Baue die Lewis-Formel: Klicke die vier Plätze um das Zentralatom an — jeder Klick wechselt zwischen leer, Bindung zu H und freiem Elektronenpaar (Tab und Enter gehen auch). Der runde Knopf oben rechts setzt die Ladung. Das Ziel-Ion wählst du im Balken.
Halte fest: Im H₃O⁺ und im NH₄⁺ hat das Zentralatom eine Bindung mehr als im neutralen Molekül — Formalladung +1. Im OH⁻ trägt der Sauerstoff ein freies Elektronenpaar zu viel — Formalladung −1.
Formalladung: \(\text{FL} = \text{Valenzelektronen} - \text{nichtbindende Elektronen} - \tfrac12 \cdot \text{bindende Elektronen}\)
Hydroxid-Ionen und Neutralisation
- Alkalische Lösungen:Träger der basischen (alkalischen) Eigenschaften ist das Hydroxid-Ion OH⁻.
- Durch Protolyse:\(\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}\) — Wasser gibt ein Proton ab (3.1.1).
- Durch Dissoziation:\(\ce{NaOH(s) -> Na+(aq) + OH-(aq)}\) — OH⁻ steckt schon im Gitter, kein Protonenübergang.
- Neutralisation:H₃O⁺ und OH⁻ reagieren zu Wasser; Na⁺ und Cl⁻ bleiben als Zuschauer-Ionen gelöst.
Neutralisation: \(\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}\) \(\Delta_r H^\circ \approx -57\,\text{kJ/mol}\)
Allgemeine Hinweise
H⁺ ist Kurzschrift
H⁺(aq) in Gleichungen meint immer hydratisierte Protonen, also H₃O⁺ und größere Aggregate — nie ein freies Proton.
Lösen ist nicht Protolyse
NaOH und KOH liefern OH⁻ durch Dissoziation. Eine Protolyse liegt nur vor, wenn ein Proton übergeht, wie bei NH₃ mit Wasser.
Elektronen zählen
Gesamtzahl der Valenzelektronen: H₃O⁺ = 6 + 3·1 − 1 = 8, also vier Paare: drei Bindungen und ein freies Paar.