Ionenprodukt, Partner-Konzentrationen und Temperatur — zehn Übungen rund um Kw.
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Übungsaufgaben
Zehn Übungen von AFB I bis AFB III — jede gibt dir sofort Rückmeldung, bei Schwierigkeiten helfen zwei gestufte Tipps.
A1
Was zur Autoprotolyse passt
AFB I
Nennen Sie alle zutreffenden Aussagen.
Mehrere Antworten sind richtig. Markiere alle zutreffenden und klicke dann auf „Prüfen“.
Die Autoprotolyse ist eine Protolyse (kein Zerfall in Elemente), liefert Ionen immer paarweise und ist endotherm.
Ansatz: Wasser ist ein Ampholyt.
Weiter: Welche Teilchen entstehen und in welchem Verhältnis?
A2
Stimmt's? — Ionenprodukt
AFB I
Entscheiden Sie jeweils, ob die Aussage stimmt.
Fünf Aussagen nacheinander. Eine falsche Einschätzung reicht — dann startest du die Serie mit „Neue Runde“ neu.
Aussage 1 von 5
Kw ist eine Gleichgewichtskonstante: temperaturabhängig, aber unabhängig davon, was sonst gelöst ist.
Ansatz: Denken Sie an die Herleitung aus dem MWG.
Weiter: Was bleibt konstant, wenn sich eine Konzentration ändert?
A3
Lückentext: Vom MWG zu Kw
AFB I
Beschreiben Sie die Herleitung des Ionenprodukts.
Wort anklicken, dann Lücke anklicken (oder umgekehrt) — mit Tab und Enter geht es genauso. Ein Klick auf eine gefüllte Lücke legt das Wort zurück.
Wasser ist ein und protolysiert mit sich selbst. Für das Gleichgewicht stellt man das auf. Weil c(H₂O) praktisch ist, fasst man sie mit K zusammen und erhält das Kw mit der Einheit .
„mol/L“ ist die Falle: Kw ist ein Produkt zweier Konzentrationen.
Ansatz: Welches Gesetz beschreibt Gleichgewichte quantitativ (2.2.3)?
Weiter: Konzentration mal Konzentration — welche Einheit?
A4
Hydroxid gegeben
AFB II
Eine Kalilauge enthält bei 25 °C \(c(\ce{OH-}) = 2{,}5 \cdot 10^{-3}\) mol/L. Berechnen Sie \(c(\ce{H3O+})\) in der Einheit \(10^{-12}\) mol/L.
Rechne selbst und trage das Ergebnis ein — Enter prüft direkt.
\(c(\ce{H3O+}) = \dfrac{1{,}0 \cdot 10^{-14}}{2{,}5 \cdot 10^{-3}}\,\text{mol/L} = 4{,}0 \cdot 10^{-12}\,\text{mol/L}\). Auch in Laugen sind H₃O⁺-Ionen vorhanden — nur sehr wenige.
Ansatz: Kw durch die bekannte Konzentration teilen.
Weiter: 10⁻¹⁴ : 10⁻³ = 10⁻¹¹.
A5
Mix: Zurück zum MWG
AFB II
Aus \(K_\mathrm{W}\) (25 °C) lässt sich die „eigentliche“ Gleichgewichtskonstante K der Autoprotolyse (2.2.3) zurückrechnen. Ermitteln Sie die Werte (\(\rho(\ce{H2O}) = 1000\) g/L, \(M = 18{,}02\) g/mol).
Rechne die Kette Schritt für Schritt: Erst wenn ein Schritt stimmt, wird der nächste freigeschaltet. Enter prüft.
\(c(\ce{H2O})\) =mol/L
\(c^2(\ce{H2O})\) =mol²/L²
\(K = K_\mathrm{W} / c^2(\ce{H2O})\) =· 10⁻¹⁸
c(H₂O) = 1000 g/L : 18,02 g/mol = 55,5 mol/L; c² ≈ 3080 mol²/L²; K = 1,0 · 10⁻¹⁴ : 3080 ≈ 3,25 · 10⁻¹⁸ (ohne Einheit). Das winzige K zeigt, wie weit links das Gleichgewicht liegt.
Ordnen Sie jeder Oxonium-Konzentration die passende Hydroxid-Konzentration zu (25 °C, alle Werte in mol/L).
Klicke links einen Eintrag an und dann rechts den passenden — es entsteht eine Verbindungslinie. Mit der Tastatur: Enter zum Auswählen, ↑/↓ zum Wandern.
Immer c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ : c(H₃O⁺). Bei Vorfaktoren ≠ 1 ändert sich auch der Vorfaktor: 1 : 2 = 0,5 → 5 · 10⁻¹¹.
Ansatz: Die Exponenten ergänzen sich zu −14.
Weiter: Vorfaktor: 1 geteilt durch den Vorfaktor der anderen Konzentration.
A7
Sauer, neutral oder alkalisch?
AFB II
Ordnen Sie die Lösungen bei 25 °C ein (Konzentrationen in mol/L).
Ziehe jede Karte in den passenden Korb — oder wähle sie mit Enter aus und drücke dann die Ziffer des Korbs (0 legt sie zurück).
1sauer
2neutral
3alkalisch
Entscheidend ist der Vergleich von c(H₃O⁺) und c(OH⁻). Aus c(OH⁻) = 2 · 10⁻⁹ folgt c(H₃O⁺) = 5 · 10⁻⁶ — sauer. Schon 8 · 10⁻⁸ mol/L H₃O⁺ bedeutet c(OH⁻) = 1,25 · 10⁻⁷ mol/L: schwach alkalisch.
Ansatz: Rechnen Sie jede Angabe in c(H₃O⁺) um.
Weiter: Neutral: genau 10⁻⁷ mol/L bei 25 °C.
A8
Chlorwasserstoff in reines Wasser
AFB III
In 1 L reines Wasser (25 °C) wird so viel HCl eingeleitet, dass \(c(\ce{H3O+}) = 10^{-2}\) mol/L beträgt. Beurteilen Sie, wie sich die Größen ändern.
Wähle für jede Zeile eine Stufe: 1 = nimmt stark ab, 2 = nimmt ab, 3 = bleibt gleich, 4 = nimmt zu, 5 = nimmt stark zu. Mit der Tastatur: Tab zur Zeile, ←/→ zwischen den Stufen, Enter setzt.
1 = nimmt stark ab5 = nimmt stark zu
c(H₃O⁺)
c(OH⁻)
Kw
c(H₂O)
Zahl der durch Autoprotolyse gebildeten Ionenpaare
c(H₃O⁺) steigt um 5 Zehnerpotenzen, c(OH⁻) sinkt auf 10⁻¹² mol/L. Kw bleibt (gleiche Temperatur). Die Autoprotolyse wird zurückgedrängt (Le Chatelier): Nur noch 10⁻¹² mol/L OH⁻ stammen aus ihr.
Ansatz: Kw hängt nur von der Temperatur ab.
Weiter: Woher stammen die wenigen OH⁻-Ionen in der Säure?
A9
Fehlersuche: Wasser bei Körpertemperatur
AFB III
Bei 37 °C gilt \(K_\mathrm{W} = 2{,}4 \cdot 10^{-14}\) mol²/L². Überprüfen Sie die Notizen.
In diesem Text stecken Fehler. Klicke genau die falschen Zeilen an — die richtigen musst du stehen lassen.
Neutral wird über die Gleichheit von c(H₃O⁺) und c(OH⁻) definiert, nicht über den Zahlenwert 10⁻⁷ mol/L. In Zeile 5 ist c(OH⁻) = 2,4 · 10⁻⁷ mol/L größer als c(H₃O⁺).
Ansatz: Rechnen Sie c(H₃O⁺) für reines Wasser bei 37 °C aus.
Weiter: Drei Zeilen sind falsch.
A10
Trickaufgabe: Extrem verdünnte Salzsäure
AFB III
Salzsäure wird auf \(c_0(\ce{HCl}) = 1{,}0 \cdot 10^{-8}\) mol/L verdünnt (25 °C). Bestimmen Sie \(c(\ce{H3O+})\) in der Einheit \(10^{-7}\) mol/L.
Rechne selbst und trage das Ergebnis ein — Enter prüft direkt.
Nicht 1,0 · 10⁻⁸ mol/L — dann wäre die Säure alkalisch! Die Autoprotolyse liefert mehr H₃O⁺ als die Säure. Ladungsbilanz: c(H₃O⁺) = c(Cl⁻) + c(OH⁻) = c₀ + Kw/c(H₃O⁺) → c² − c₀·c − Kw = 0 → c(H₃O⁺) = c₀/2 + √(c₀²/4 + Kw) ≈ 1,05 · 10⁻⁷ mol/L.
Ansatz: Kann eine Säure weniger H₃O⁺ enthalten als reines Wasser?
Weiter: Ladungsbilanz: c(H₃O⁺) = c(Cl⁻) + c(OH⁻), dazu Kw.
