Redoxreaktionen zwischen Wasserstoffionen und Metallatomen

Magnesium, Eisen und Zink werden von Salzsäure und verd. Schwefelsäure aufgelöst und es wird Wasserstoff frei. Kupfer zeigt dieses Verhalten nicht. Metalle, die von Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff zersetzt werden, sind als unedle Metalle bekannt. Die Wasserstoffentwicklung während der Reaktion unedler Metalle mit verd. Säuren galt lange Zeit als ein typisches Säuremerkmal.

Der chemische Vorgang, der bei dieser Reaktion abläuft, liegt auf der Hand: wenn man davon ausgeht, dass in einer wässrigen Säurelösung hydratisierte Protonen vorliegen, entstehen aus Protonen unter Elektronenaufnahme Wasserstoffatome. Die aufgenommenen Elektronen wurden von den Atomen der unedlen Metalle abgegeben, die dadurch zu Ionen wurden.

$ \quad \mathrm { 2 \ H^{+}_{(aq)} \ + \ Mg \quad \quad \xrightarrow \quad \quad H_{2} \quad \; + \; \quad Mg^{2+}_{(aq)} } $
Wasserstoff-Ion   Magnesiumatom   Wasserstoffmolekül   Magnesium-Ion

Der gesamte chemische Vorgang ist also eine Redoxreaktion:

Reduktion:       $ \mathrm { 2 \ H^{+} \ + \ e^{-} \; \longrightarrow \; H:H } $

Oxidation:        $ \mathrm { \ Mg: \quad \quad \quad \; \longrightarrow \; Mg^{2+} \ + \ 2 \ e^{-} } $

Redoxreaktion:  $ \mathrm { Mg \quad + \quad 2 \ H^{+} \quad \; \longrightarrow \; Mg^{2+} \ + \ H_{2} \ \uparrow } $
                         Magnesium     Wasserstoff-Ion         Magnesium-Ion   Wasserstoff

Die Atome der Edelmetalle, wie etwa des Kupfers, gehen mit Wasserstoff-Ionen keine Redoxreaktionen ein, wie Versuch gezeigt hat.

Salzbildung bei der Reaktion von Säuren mit Metallen

In einer wässrigen Säurelösung existieren neben den hydratisierten Protonen immer auch die hydratisierten Anionen, die nach Abspaltung der Wasserstoffionen vom Säuremolekül (Kapitel 42) gebildet werden (Säurerestionen). Diese Anionen der Säuren sind am Redoxvorgang der Protonen mit den Metallatomen nicht beteiligt. Werden die Lösungen, die beim Auflösen von Metallen in verd. Säuren entstehen, eingedampft, so kristallisieren Salze aus. D. h. die entstandenen Metallionen bilden mit den Säurerestionen das Ionengitter eines Salzes. So bilden die in Versuch entstandenen Magnesiumionen mit den Chloridionen das Salz Magnesiumchlorid.

Lösen:

$ \mathrm { \quad Mg \ + \ 2 \ H^{+}_{(aq)} \ + \ 2 \ Cl^{-}_{(aq)} \quad \xrightarrow \quad Mg^{2+}_{(aq)} \ + \ 2 \ Cl^{-}_{(aq)} \ + \ H_{2} \ \uparrow } $
Magnesium               Salzsäure                          Magnesiumchlorid           Wasserstoff

Auskristallisieren (Eindampfen):

$ \mathrm { Mg^{2+}_{(aq)} \ + \ 2 \ Cl^{-}_{(aq)} \qquad \xrightarrow{-H_{2}O} \qquad MgCl_{2} } $
gelöstes Magnesiumchlorid                        festes Magnesiumchlorid

Den Namen der Salze erhält man durch Anfügen der Säurerestbezeichnung an den Metallnamen.

Lösen:

$ \mathrm { Zn \ + \ 2 \ H^{+}_{(aq)} \ + \ 2 \ NO^{-}_{3 \ (aq)} \quad \longrightarrow \qquad Zn^{2+}_{(aq)} \ + \ 2 \ NO^{-}_{3 \ (aq)} \ + \ H_{2} \ \uparrow } $
Zink               Salpetersäure                                       gelöstes Zinknitrat           Wasserstoff

Auskristallisieren (Eindampfen):

$ \mathrm { Zn^{2+}_{(aq)} \ + \ 2 \ NO^{-}_{3 \ (aq)} \qquad \xrightarrow{-H_{2}O} \qquad Zn(NO_{3})_{2} } $
                                                                  Zinknitrat

Vereinfacht schreibt man dafür:

$ \mathrm { Zn \ + \ 2 \ HNO_{3} \qquad \longrightarrow \qquad Zn(NO_{3})_{2} \ + \ H_{2} \ \uparrow } $
Zink       Salpetersäure                          Zinknitrat        Wasserstoff

Bei dieser Schreibweise ist die Protolyse und Hydratisierung in Wasser nicht eigens ausgedrückt.

Weiteres Beispiel:

$ \mathrm { Zn \ + \ 2 \ HCl \qquad \longrightarrow \qquad ZnCl_{2} \ + \ H_{2} \ \uparrow } $
Zink       Salzsäure                       Zinkchlorid      Wasserstoff