Aufgabenblock — AFB III
Begründen statt nur rechnen: Aussagen beurteilen, Fehler finden, Experimente entwickeln und Zusammenhänge herleiten — erst selbst aufschreiben, dann die Musterlösung aufklappen.
Beurteile die Aussage: „Reines Wasser ist neutral — also enthält es überhaupt keine Oxonium- und keine Hydroxid-Ionen.“
Hinweis: Denke an die Reaktion von Wasser mit sich selbst.
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Musterlösung: Die Aussage ist falsch. Wasser ist ein Ampholyt und reagiert in winzigem Umfang mit sich selbst (Autoprotolyse): \(\mathrm{H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-}\). Bei 25 °C gilt \(c(\mathrm{H_3O^+}) = c(\mathrm{OH^-}) = 10^{-7}\,\mathrm{mol/L}\), denn das Produkt beträgt \(10^{-14}\,\mathrm{mol^2/L^2}\). „Neutral“ bedeutet also nicht „ohne Ionen“, sondern „gleich viele Oxonium- wie Hydroxid-Ionen“ — pH 7. Richtig an der Aussage ist nur, dass es sehr wenige Ionen sind: Deshalb leitet reines Wasser den Strom kaum.
Ammoniak \(\mathrm{NH_3}\) enthält kein einziges Hydroxid-Ion, trotzdem färbt Ammoniakwasser Universalindikator blau. Erkläre diesen Befund mit dem Basebegriff nach Brønsted.
Hinweis: Wer liefert in Ammoniakwasser das Proton, wer nimmt es auf?
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Musterlösung: Nach Brønsted ist eine Base ein Protonenakzeptor. Das N-Atom im Ammoniak-Molekül besitzt ein freies Elektronenpaar, an das es ein Proton eines Wassermoleküls binden kann: \(\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}\). Das Wassermolekül ist dabei Protonendonator; zurück bleibt ein Hydroxid-Ion. Die \(\mathrm{OH^-}\)-Ionen, die den Indikator blau färben, stammen also aus dem Wasser, nicht aus dem Ammoniak. Weil nur ein kleiner Teil der Ammoniak-Moleküle reagiert, ist Ammoniakwasser nur schwach alkalisch.
Schwefelsäure \(\mathrm{H_2SO_4}\), das Hydrogensulfat-Ion \(\mathrm{HSO_4^-}\) und das Sulfat-Ion \(\mathrm{SO_4^{2-}}\) hängen über Protonenübergänge zusammen. Begründe, welches dieser Teilchen als Ampholyt reagieren kann und welches nicht.
Hinweis: Prüfe für jedes Teilchen: abgebbares H-Atom? Freies Elektronenpaar für ein neues Proton?
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Musterlösung: Das Hydrogensulfat-Ion ist ein Ampholyt: Es hat noch ein an O gebundenes H-Atom, das es als Proton abgeben kann (\(\mathrm{HSO_4^- + H_2O \longrightarrow SO_4^{2-} + H_3O^+}\)), und freie Elektronenpaare an den O-Atomen, mit denen es ein Proton aufnehmen kann (es wird dann wieder zu \(\mathrm{H_2SO_4}\)). Das Sulfat-Ion besitzt kein H-Atom mehr und kann nur noch als Base reagieren. Die Schwefelsäure gibt in wässriger Lösung bereitwillig Protonen ab und wird im Unterricht nur als Säure betrachtet. Damit steht \(\mathrm{HSO_4^-}\) als einziges der drei Teilchen in beiden korrespondierenden Paaren.
Zeige mit dem Ionenprodukt des Wassers, dass eine neutrale Lösung bei 25 °C den pH-Wert 7 hat — und nicht etwa 0 oder 14.
Hinweis: Neutral heißt: \(c(\mathrm{H_3O^+}) = c(\mathrm{OH^-})\). Setze das in das Ionenprodukt ein.
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Musterlösung: In einer neutralen Lösung sind gleich viele Oxonium- wie Hydroxid-Ionen: \(c(\mathrm{H_3O^+}) = c(\mathrm{OH^-}) = c\). Eingesetzt in das Ionenprodukt: \(c\cdot c = c^2 = 10^{-14}\,\mathrm{mol^2/L^2}\), also \(c = \sqrt{10^{-14}}\,\mathrm{mol/L} = 10^{-7}\,\mathrm{mol/L}\). Damit ist \(\mathrm{pH} = -\lg 10^{-7} = 7\). Der Neutralpunkt liegt also genau in der Mitte der Skala, weil sich die Exponenten \(-7\) und \(-7\) zu \(-14\) ergänzen. pH 0 hieße \(c(\mathrm{H_3O^+}) = 1\,\mathrm{mol/L}\) — stark sauer.
Ein Haushaltsratgeber empfiehlt: „Kalkflecken auf der Marmor-Fensterbank lassen sich mit Essigreiniger mühelos entfernen.“ Marmor besteht wie Kalk aus Calciumcarbonat \(\mathrm{CaCO_3}\). Nimm Stellung.
Hinweis: Was passiert beim Entkalken mit dem Carbonat-Ion? Unterscheidet die Säure zwischen Kalkfleck und Fensterbank?
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Musterlösung: Der Tipp ist schädlich. Die Oxonium-Ionen des Essigs geben Protonen an die Carbonat-Ionen ab: \(\mathrm{CaCO_3 + 2\,H_3O^+ \longrightarrow Ca^{2+} + CO_2 + 3\,H_2O}\). Diese Reaktion unterscheidet nicht zwischen dem Kalkfleck und der Marmoroberfläche, denn beide bestehen aus Calciumcarbonat. Der Fleck verschwindet zwar, aber die polierte Oberfläche wird angeätzt und bleibt stumpf und rau. Sinnvoll ist für Marmor ein neutraler Reiniger (pH um 7) und mechanisches Entfernen. Saure Entkalker gehören nur an säurefeste Oberflächen wie Glas, Edelstahl oder Kunststoff.
Ein Mitschüler behauptet: „Jedes Teilchen, das Wasserstoff-Atome enthält, kann als Säure Protonen an Wasser abgeben.“ Widerlege die Aussage mit zwei Gegenbeispielen.
Hinweis: Denke an ein Molekül, dessen H-Atome kaum polar gebunden sind, und an ein Teilchen, das in Wasser sogar ein Proton aufnimmt.
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Musterlösung: Gegenbeispiel 1: Methan \(\mathrm{CH_4}\). Die C–H-Bindung ist mit \(\Delta EN = 2{,}55 - 2{,}20 = 0{,}35\) praktisch unpolar; die H-Atome tragen keine nennenswerte positive Teilladung, Methan gibt in Wasser keine Protonen ab. Gegenbeispiel 2: Ammoniak \(\mathrm{NH_3}\) enthält drei H-Atome, reagiert mit Wasser aber als Base: \(\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}\). Damit ist die Aussage widerlegt. Entscheidend ist nicht, ob ein H-Atom vorhanden ist, sondern ob es an ein stark elektronegatives Atom (z. B. O, Cl) polar gebunden ist und ob ein geeigneter Protonenakzeptor bereitsteht.
Im Chemieraum stehen drei Flaschen mit farblosen Lösungen ohne Etikett: verdünnte Salzsäure, verdünnte Natronlauge und Kochsalzlösung. Zur Verfügung stehen nur Rotkohlsaft, Reagenzgläser und Pipetten. Entwickle ein Vorgehen, mit dem man alle drei Lösungen sicher zuordnet.
Hinweis: Rotkohlsaft ist ein Indikator. Wie kann man zusätzlich prüfen, dass die Zuordnung stimmt?
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Musterlösung: 1. Aus jeder Flasche eine kleine Probe in ein beschriftetes Reagenzglas (A, B, C) geben und einige Tropfen Rotkohlsaft zufügen. 2. Deutung: rot → saure Lösung (Salzsäure, pH < 7); violett → neutral (Kochsalzlösung); grün bis gelb → basisch (Natronlauge). 3. Kontrolle: Zur roten Probe tropfenweise die grüne Lösung geben. Wird die Farbe über violett hinweg grün, reagieren Säure und Lauge miteinander (Neutralisation) — die Zuordnung ist bestätigt; die Kochsalzlösung ändert die Farbe der roten Probe dagegen nicht. 4. Sicherheit: Schutzbrille, nur kleine Mengen, keine Geschmacks- oder Geruchsproben.
Lina verdünnt 100 mL Salzsäure mit pH 3 mit 100 mL Wasser. Sie schreibt: „Ich habe verdünnt, also steigt der pH-Wert um 1 auf pH 4.“ Bewerte Linas Lösung und korrigiere sie.
Hinweis: Wie groß ist der Verdünnungsfaktor wirklich? Rechne die neue Konzentration aus.
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Musterlösung: Linas Idee, dass der pH-Wert beim Verdünnen einer Säure steigt, ist richtig — der Betrag ist falsch. 100 mL + 100 mL ergeben 200 mL: Das ist eine Verdünnung 1 : 2, nicht 1 : 10. Die Konzentration halbiert sich: \(c(\mathrm{H_3O^+}) = 0{,}001 : 2 = 0{,}0005\,\mathrm{mol/L}\), also \(\mathrm{pH} = -\lg 0{,}0005 \approx 3{,}3\). Für pH 4 hätte sie 100 mL Säure auf 1000 mL auffüllen, also 900 mL Wasser zugeben müssen. Linas Fehler: Sie hat die Faustregel für Zehnerschritte auf eine beliebige Verdünnung übertragen.
Bei der Titration von 20 mL Salzsäure (\(c = 0{,}1\,\mathrm{mol/L}\)) mit Natronlauge gleicher Konzentration steigt der pH-Wert zwischen 19,98 mL und 20,02 mL Lauge von etwa 4,3 auf etwa 9,7. Erläutere mit einer Rechnung, warum ein einziger Tropfen (etwa 0,04 mL) den pH-Wert um mehr als fünf Einheiten ändert.
Hinweis: Berechne, wie viel Säure bei 19,98 mL noch übrig und wie viel Lauge bei 20,02 mL zu viel ist — und in welchem Volumen.
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Musterlösung: Bei 19,98 mL fehlen noch 0,02 mL Lauge: \(n(\mathrm{H_3O^+}) = 0{,}1\,\mathrm{mol/L}\cdot 0{,}00002\,\mathrm{L} = 2\cdot 10^{-6}\,\mathrm{mol}\) in rund 40 mL, also \(c \approx 5\cdot 10^{-5}\,\mathrm{mol/L}\) und \(\mathrm{pH} = -\lg(5\cdot 10^{-5}) \approx 4{,}3\). Bei 20,02 mL sind 0,02 mL Lauge zu viel: \(c(\mathrm{OH^-}) \approx 5\cdot 10^{-5}\,\mathrm{mol/L}\), also \(c(\mathrm{H_3O^+}) = 2\cdot 10^{-10}\,\mathrm{mol/L}\), pH ≈ 9,7. Weil 99,9 % der Säure bereits neutralisiert sind, entscheidet der letzte Tropfen, ob winzig wenig Säure oder winzig wenig Lauge übrig ist — und wegen der Zehnerpotenz-Skala bedeutet der Wechsel von \(10^{-4{,}3}\) zu \(10^{-9{,}7}\,\mathrm{mol/L}\) über fünf pH-Stufen. Deshalb tropft man nahe dem Äquivalenzpunkt einzeln.
Becher A enthält 100 mL Salzsäure mit pH 1, Becher B 1 L Salzsäure mit pH 2. Die meisten tippen: „A ist saurer, also braucht A mehr Natronlauge.“ Schätze zuerst, dann entscheide mit einer Rechnung, welcher Becher mehr Lauge zum Neutralisieren braucht.
Hinweis: Für die Neutralisation zählt die Stoffmenge der Oxonium-Ionen, nicht der pH-Wert allein.
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Musterlösung: A: \(c(\mathrm{H_3O^+}) = 0{,}1\,\mathrm{mol/L}\), \(n = 0{,}1\,\mathrm{mol/L}\cdot 0{,}1\,\mathrm{L} = 0{,}01\,\mathrm{mol}\). B: \(c(\mathrm{H_3O^+}) = 0{,}01\,\mathrm{mol/L}\), \(n = 0{,}01\,\mathrm{mol/L}\cdot 1\,\mathrm{L} = 0{,}01\,\mathrm{mol}\). Beide Becher enthalten gleich viele Oxonium-Ionen und brauchen deshalb genau gleich viel Natronlauge. Die Lösung in A ist zwar zehnmal konzentrierter (saurer), aber es ist nur ein Zehntel des Volumens. Merke: Der pH-Wert beschreibt eine Konzentration — für die Neutralisation zählt die Stoffmenge \(n = c\cdot V\).