Modelle und konjugierte Paare

Das Verständnis des Verhaltens von Säuren und Basen entwickelte sich Ende des 19. und Anfang des 20. Jahrhunderts entscheidend weiter. Betrachten Sie die Stoffe $\mathrm{HCl}$ und $\mathrm{NH}_3$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Begründen Sie, warum sich Chlorwasserstoff nach der Theorie von Arrhenius und nach der Theorie von Brønsted und Lowry als Säure verhält, und schreiben Sie die zugehörige Reaktionsgleichung in wässriger Lösung auf.
2. b) Erklären Sie begründet, warum eine streng historische Deutung, die nur auf der Dissoziation von Hydroxiden beruht, Ammoniak nicht direkt beschreibt. Schreiben Sie seine Reaktion mit Wasser auf und erklären Sie, wie die Protonenübertragung Hydroxid-Ionen erzeugt, was mit der erweiterten wässrigen Definition einer Base vereinbar ist.

Der Begriff der Neutralisation hat je nach verwendetem theoretischem Rahmen sich ergänzende Deutungen.

1. a) Beschreiben Sie die Neutralisationsreaktion in wässriger Lösung zwischen Lösungen von Natriumhydroxid, $\mathrm{NaOH}$, und Salpetersäure, $\mathrm{HNO}_3$, indem Sie die Ionengleichung (Nettoionengleichung) aufstellen und den Vorgang nach der Definition von Arrhenius begründen.
2. b) Betrachten Sie nun die Reaktion zwischen den Gasen Ammoniak, $\mathrm{NH}_3(\mathrm{g})$, und Chlorwasserstoff, $\mathrm{HCl}(\mathrm{g})$, zum weißen Feststoff Ammoniumchlorid, $\mathrm{NH}_4\mathrm{Cl}(\mathrm{s})$, in völliger Abwesenheit eines Lösungsmittels. Begründen Sie, ob dieser Vorgang nach Arrhenius und nach Brønsted-Lowry eine Neutralisation ist, und geben Sie Säure, Base und das übertragene Proton an.

Im Rahmen der Theorie von Brønsted und Lowry bilden zwei chemische Spezies ein korrespondierendes Säure-Base-Paar, wenn sie durch die Übertragung genau eines Protons ($\mathrm{H}^+$) miteinander verbunden sind, was eine Änderung ihrer elektrischen Nettoladung um eine Einheit mit sich bringt.

1. a) Geben Sie die Molekül- bzw. Ionenformel der korrespondierenden Base jeder der folgenden sauren Spezies an: Hydrogensulfat-Ion, $\mathrm{HSO}_4^-$, und Oxonium-Ion, $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$.
2. b) Geben Sie die Molekül- bzw. Ionenformel der korrespondierenden Säure jeder der folgenden Basen an: Hydrogenphosphat-Ion, $\mathrm{HPO}_4^{2-}$, und Methylamin, $\mathrm{CH}_3\mathrm{NH}_2$.

Bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ hat Blausäure, $\mathrm{HCN}$, die Säurekonstante $K_a = 4{,}9\cdot 10^{-10}$, während Flusssäure, $\mathrm{HF}$, $K_a = 6{,}8\cdot 10^{-4}$ hat. Natriumfluorid, $\mathrm{NaF}$, wird in homogener wässriger Lösung mit Blausäure zur Reaktion gebracht.

1. a) Stellen Sie die Gleichung der Protonenübertragung nach Brønsted-Lowry zwischen dem Fluorid-Ion, $\mathrm{F}^-$, und $\mathrm{HCN}$ auf, kennzeichnen Sie die beiden korrespondierenden Säure-Base-Paare und leiten Sie her, ob die Konstante dieser Reaktion größer oder kleiner als eins ist.
2. b) Berechnen Sie den exakten Zahlenwert der Gleichgewichtskonstanten dieser Reaktion bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ und setzen Sie das Ergebnis in Beziehung zur thermodynamischen Standardpräferenz; grenzen Sie diese von der Reaktionsrichtung eines konkreten Gemischs ab, für die der Reaktionsquotient bekannt sein muss. Verwenden Sie das Modell der idealen Lösung und vernachlässigen Sie die Autoprotolyse des Wassers, sofern diese Näherung zulässig ist.

Als Ampholyte (amphiprotische Stoffe) bezeichnet man Stoffe, die je nach Reaktionspartner Protonen abgeben oder aufnehmen können. Das Hydrogencarbonat-Ion, $\mathrm{HCO}_3^-$, ist ein amphiprotisches Teilchen von großer Bedeutung in wässriger Lösung bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Schreiben Sie die ausgeglichene Reaktionsgleichung, in der das Hydrogencarbonat-Ion gegenüber dem Hydroxid-Anion, $\mathrm{OH}^-$, als Brønsted-Lowry-Säure wirkt, und kennzeichnen Sie die beiden korrespondierenden Säure-Base-Paare.
2. b) Schreiben Sie die ausgeglichene Reaktionsgleichung, in der das Hydrogencarbonat-Ion gegenüber dem Oxonium-Ion, $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$, als Brønsted-Lowry-Base wirkt, und kennzeichnen Sie ebenfalls die beiden korrespondierenden Paare.

Reines Wasser unterliegt bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ der Autoionisation gemäß dem Gleichgewicht $2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightleftharpoons \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+(\mathrm{aq}) + \mathrm{OH}^-(\mathrm{aq})$ mit $K_w = 1{,}0\cdot 10^{-14}$ und der Standard-Dissoziationsenthalpie $\Delta H^0 > 0$.

1. a) Erklären Sie das amphiprotische Verhalten des Wassers, indem Sie angeben, welche Funktion jedes der beiden Wassermoleküle in der Autoprotolyse-Reaktion hat, und nennen Sie die beiden entstehenden korrespondierenden Säure-Base-Paare.
2. b) Bei $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ steigt das Ionenprodukt des Wassers auf $K_w = 9{,}6\cdot 10^{-14}$. Begründen Sie mithilfe des Prinzips von Le Chatelier, warum dieser Wert zunimmt, berechnen Sie den pH-Wert von neutralem Wasser bei $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ und begründen Sie ausführlich, ob das Wasser bei dieser Temperatur streng neutral bleibt, obwohl sein pH-Wert kleiner als $7{,}00$ ist. Verwenden Sie das Modell der idealen Lösung, um die Konzentrationen mit dem pH-Wert in Beziehung zu setzen.

Es werden zwei voneinander unabhängige wässrige Lösungen zweier einprotoniger Säuren, $\mathrm{HA}$ und $\mathrm{HB}$, mit derselben analytischen Anfangskonzentration $c_0 = 0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ hergestellt. Das beigefügte Schema zeigt für beide Gefäße einen mikroskopischen Ausschnitt gleichen Volumens, in dem zu Beginn jeweils insgesamt $6$ Säuremoleküle in der Lösung vorlagen. Beobachten Sie die Verteilung der Teilchen im Gleichgewicht, die im Folgenden dargestellt ist:

1. a) Bestimmen Sie anhand der Anzahl der im Gleichgewicht vorliegenden Teilchen (nicht dissoziierte Moleküle und gebildete Ionen) den prozentualen Anteil bzw. den Dissoziationsgrad jeder Säure.
2. b) Leiten Sie begründet her, welche der beiden Säuren stärker ist, und begründen Sie, ob zwei Lösungen mit genau derselben anfänglichen Stoffmengenkonzentration des gelösten Stoffes zwangsläufig dieselbe Acidität aufweisen. Verwenden Sie das Modell der idealen Lösung und vernachlässigen Sie die Autoprotolyse des Wassers, sofern diese Näherung zulässig ist.

Bei der Beschreibung einer sauren Lösung werden die Begriffe „stark“ und „konzentriert“ häufig verwechselt. Betrachten Sie bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ die folgenden beiden Lösungen: Lösung 1 von Salzsäure, $\mathrm{HCl}$, mit der Konzentration $c_1 = 1{,}0\cdot 10^{-4}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ (starke, vollständig ionisierte Säure) und Lösung 2 von Essigsäure, $\mathrm{CH}_3\mathrm{COOH}$, mit der Konzentration $c_2 = 2{,}0\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-5}$).

1. a) Berechnen Sie die Konzentration der $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$-Ionen in beiden Lösungen und vernachlässigen Sie dabei die Autoprotolyse des Wassers.
2. b) Ordnen Sie jede Lösung nach ihrer intrinsischen Säurestärke und nach ihrer Konzentration ein und erklären Sie, warum die Lösung der schwachen Säure eine höhere Konzentration an $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$-Ionen aufweisen kann als die der starken Säure. Verwenden Sie das Modell der idealen Lösung und vernachlässigen Sie die Autoprotolyse des Wassers, sofern diese Näherung zulässig ist.

Im Labor stehen zwei Flaschen mit den Aufschriften $\mathrm{X}$ und $\mathrm{Y}$ bereit. Bekannt ist, dass eine Ameisensäure, $\mathrm{HCOOH}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-4}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$), und die andere hypochlorige Säure, $\mathrm{HClO}$ ($K_a = 3{,}0\cdot 10^{-8}$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$), enthält. Zwei Schüler stellen eine Lösung $0{,}050\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ aus Flasche $\mathrm{X}$ und eine Lösung $0{,}050\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ aus Flasche $\mathrm{Y}$ her. Die elektrische Leitfähigkeit und der pH-Wert werden bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ gemessen; dabei zeigt sich, dass die Lösung $\mathrm{X}$ einen $\mathrm{pH} = 2{,}53$ besitzt, während die Lösung $\mathrm{Y}$ einen $\mathrm{pH} = 4{,}41$ hat.

1. a) Ermitteln Sie begründet, welche Säure sich in welcher Flasche befindet, indem Sie die experimentelle Säurekonstante jeder Säure berechnen.
2. b) Betrachten Sie die korrespondierenden Basen beider Säuren in wässriger Lösung bei gleicher Stoffmengenkonzentration. Begründen Sie, welches der beiden Anionen stärker basisch hydrolysiert, und berechnen Sie die zugehörige Basenkonstante $K_b$ bei $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, wenn $K_w = 1{,}0\cdot 10^{-14}$ gilt. Verwenden Sie das Modell der idealen Lösung und vernachlässigen Sie die Autoprotolyse des Wassers, sofern diese Näherung zulässig ist.