Aufgaben: Hydrolyse von Salzen

Im Labor stehen zwei Kolben mit wässrigen Lösungen gleicher Konzentration bereit: eine Natriumchloridlösung, $\mathrm{NaCl}$, und eine Kaliumnitritlösung, $\mathrm{KNO_2}$, bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Schreiben Sie die Gleichungen für die Dissoziation beider Salze in Wasser und bestimmen Sie die Zuschauerionen, die nicht hydrolysieren.
2. b) Begründen Sie den sauren, basischen oder neutralen Charakter jeder der beiden resultierenden Lösungen, wenn $K_\mathrm{a}(\mathrm{HNO_2})=4{,}5\cdot 10^{-4}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ gilt. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.

Ammoniumnitrat, $\mathrm{NH_4NO_3}$, ist eine weit verbreitete Verbindung in Düngerlösungen bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Formulieren Sie die Dissoziation und die Hydrolyse dieses Salzes in Wasser und geben Sie an, welche Teilchen als Säure oder Base nach Brønsted-Lowry wirken.
2. b) Leiten Sie begründet her, ob der pH-Wert der resultierenden wässrigen Lösung kleiner, gleich oder größer als $7$ ist. Gegeben bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3})=1{,}8\cdot 10^{-5}$. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.

Es wird eine wässrige Lösung von Ammoniumfluorid, $\mathrm{NH_4F}$, bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ hergestellt. Verwenden Sie die folgenden Gleichgewichtskonstanten bei dieser Temperatur: $K_\mathrm{a}(\mathrm{HF})=6{,}6\cdot 10^{-4}$, $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3})=1{,}8\cdot 10^{-5}$ und $K_\mathrm{w}=1{,}0\cdot 10^{-14}$.

1. a) Schreiben Sie die Ionenreaktionen, die bei der Wechselwirkung beider Ionen des Salzes mit Wasser ablaufen.
2. b) Vergleichen Sie quantitativ die Konstanten der Hydrolysegleichgewichte der vorliegenden Ionen und bestimmen Sie, ob die resultierende Lösung sauer, basisch oder neutral ist. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.

Im Chemielabor wurden vier Bechergläser von 1 bis 4 nummeriert, die bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ jeweils eine wässrige Lösung eines der folgenden Stoffe mit der Konzentration $c = 0{,}10\text{ mol/L}$ enthalten: $\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CH_3COONa}$, $\mathrm{NH_4Cl}$ und $\mathrm{KNO_3}$. Der Versuchsaufbau ist im Folgenden dargestellt:

1. a) Ordnen Sie jedes der vier Salze ein, indem Sie angeben, ob die Säure und die Base, aus denen es stammt, stark oder schwach sind, und kennzeichnen Sie, welche hydrolysieren.
2. b) Mit $K_\mathrm{a}(\mathrm{CH_3COOH})=1{,}8\cdot 10^{-5}$, $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3})=1{,}8\cdot 10^{-5}$ und $K_\mathrm{w}=1{,}0\cdot 10^{-14}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: Ordnen Sie die vier Lösungen nach aufsteigendem pH-Wert und begründen Sie Ihre Antwort. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.

Es wird eine wässrige Lösung hergestellt, indem $4{,}10\text{ g}$ Natriumacetat, $\mathrm{CH_3COONa}$, in destilliertem Wasser zu einem Gesamtvolumen von $500\text{ mL}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ gelöst werden.

1. a) Schreiben Sie die Gleichung des Hydrolysegleichgewichts und bestimmen Sie den Wert der Hydrolysekonstante $K_\mathrm{h}$.
2. b) Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration aller im Gleichgewicht vorliegenden Teilchen ($\mathrm{Na^+}$, $\mathrm{CH_3COO^-}$, $\mathrm{CH_3COOH}$, $\mathrm{OH^-}$ und $\mathrm{H_3O^+}$) und bestimmen Sie den End-pH-Wert der Lösung.

Gegeben bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: Molare Atommassen in $\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$: $\mathrm{C}=12{,}0$; $\mathrm{H}=1{,}0$; $\mathrm{O}=16{,}0$; $\mathrm{Na}=23{,}0$. $K_\mathrm{a}(\mathrm{CH_3COOH})=1{,}8\cdot 10^{-5}$; $K_\mathrm{w}=1{,}0\cdot 10^{-14}$. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.

Eine wässrige Ammoniumchloridlösung, $\mathrm{NH_4Cl}$, der Konzentration $0{,}25\text{ M}$ wird bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ gehalten.

1. a) Stellen Sie das zugehörige Ionengleichgewicht der Hydrolyse auf und berechnen Sie den Hydrolysegrad ($\alpha_\mathrm{h}$) des Ammoniumions in dieser Lösung.
2. b) Bestimmen Sie die Konzentration der $\mathrm{H_3O^+}$-Ionen im Gleichgewicht und den resultierenden pH-Wert.

Gegeben bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3})=1{,}8\cdot 10^{-5}$; $K_\mathrm{w}=1{,}0\cdot 10^{-14}$. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.

Es stehen $250\text{ mL}$ einer wässrigen Natriumcyanidlösung, $\mathrm{NaCN}$, mit der Anfangskonzentration $0{,}40\text{ M}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ zur Verfügung. Anschließend wird diese Lösung durch Zugabe von destilliertem Wasser auf ein Gesamtvolumen von $2{,}50\text{ L}$ verdünnt.

1. a) Berechnen Sie den pH-Wert und den Hydrolysegrad ($\alpha_\mathrm{h1}$) des Cyanidions in der ursprünglichen konzentrierten Lösung.
2. b) Berechnen Sie den pH-Wert und den neuen Hydrolysegrad ($\alpha_\mathrm{h2}$) der Lösung nach der Verdünnung und begründen Sie mit dem Prinzip von Le Chatelier die Wirkung der Verdünnung auf den Hydrolysegrad.

Gegeben bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $K_\mathrm{a}(\mathrm{HCN})=4{,}9\cdot 10^{-10}$; $K_\mathrm{w}=1{,}0\cdot 10^{-14}$. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.

$0{,}10\text{ mol}$ Ammoniumformiat, $\mathrm{HCOONH_4}$, werden in destilliertem Wasser zu einem Volumen von $1{,}0\text{ L}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ gelöst. Sowohl das Ammoniumkation als auch das Formiatanion hydrolysieren in wässriger Lösung.

1. a) Schreiben Sie die einzelnen Hydrolysegleichgewichte beider Ionen sowie das sich einstellende Gesamtgleichgewicht und leiten Sie aus den Ausdrücken der Konstanten die Gleichung her, die $[\mathrm{H_3O^+}]$ ausschließlich mit $K_\mathrm{a}$, $K_\mathrm{b}$ und $K_\mathrm{w}$ verknüpft, wobei Sie annehmen, dass die Hydrolysegrade von Kation und Anion praktisch gleich sind.
2. b) Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung und bestimmen Sie die Stoffmengenkonzentration der Teilchen $\mathrm{NH_3}$ und $\mathrm{HCOOH}$ im Gleichgewicht.

Gegeben bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $K_\mathrm{a}(\mathrm{HCOOH})=1{,}8\cdot 10^{-4}$; $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3})=1{,}8\cdot 10^{-5}$; $K_\mathrm{w}=1{,}0\cdot 10^{-14}$. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.

$50{,}0\text{ mL}$ einer Benzoesäurelösung ($\mathrm{C_6H_5COOH}$) $0{,}0120\text{ M}$ werden mit einer Natriumhydroxidlösung ($\mathrm{NaOH}$) $0{,}0080\text{ M}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ titriert, bis genau der stöchiometrische Äquivalenzpunkt erreicht ist.

1. a) Berechnen Sie das zum Erreichen der Äquivalenz nötige Volumen der Maßlösung und den pH-Wert der resultierenden Lösung an diesem Punkt.
2. b) Wird die am Äquivalenzpunkt vorliegende Lösung mit destilliertem Wasser auf das doppelte Gesamtvolumen verdünnt, berechnen Sie den neuen pH-Wert und zeigen Sie quantitativ die Änderung des Prozentsatzes der hydrolysierten Benzoationen.

Gegeben bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $K_\mathrm{a}(\mathrm{C_6H_5COOH})=6{,}3\cdot 10^{-5}$; $K_\mathrm{w}=1{,}0\cdot 10^{-14}$. Betrachten Sie die Lösungen als ideal.