Aufgabe 1 – Wasser als Lösungsmittel

1.1

Wasser wird oft als Lösungsmittel für Ionensubstanzen eingesetzt.

Begründe mithilfe der Struktur des Wassers.

2 BE

1.2

Beschreibe den Lösungsvorgang eines Salzes in Wasser sowohl teilchenmäßig als auch energetisch.

4 BE

1.3

Die Lösungsenthalpie von 24 g Kaliumnitrat wird in einem Kalorimeter mit 400 ml Wasser bestimmt. Das Salz löst sich vollständig auf und die Temperatur des Wassers sinkt um 4,7 K.

Berechne die Lösungsenthalpie von Kaliumnitrat.

Erläutere den Zusammenhang von Hydratations- und Gitterenthalpie am Beispiel von Kaliumnitrat und stelle diesen grafisch dar.

6 BE

1.4

Begründe, dass gleichkonzentrierte wässrige Lösungen von Ammoniumchlorid und Natriumcarbonat unterschiedliche pH-Werte haben.

3 BE

1.5

Säure-Base-Gleichgewichte in wässrigen Lösungen können durch die Säure- bzw. Basenkonstante, den pH-Wert oder den Protolysegrad charakterisiert werden. Die Methansäure hat bei einer Konzentration, $Formula: c = 0{,}1 \, \text{mol} \cdot \text{l}^{-1}$ $Formula: c = 0{,}1 \, \text{mol} \cdot \text{l}^{-1}$ , einen pH-Wert von 2,3.

Entwickle die Reaktionsgleichung für das Protolysegleichgewicht.

Berechne die Säurekonstante und den Protolysegrad der Methansäure.

Diskutiere die Eignung der drei genannten Größen zur Charakterisierung der Stärke einer Säure.

5 BE

1.1

Begründen

Struktur des Wassers: Dipolmolekül

Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen den Dipolmolekülen und den Ionen

Anlagerung an geladenen Teilchen (Ionen) an der Oberfläche von Kristallen → Anziehungskräfte zwischen den Ionen werden überwunden

1.2

Beschreiben

teilchenmäßig:

Anlagerung der Dipolmoleküle des Wassers an die Oberfläche des Ionenkristalls (Ausrichtung der Ladungsschwerpunkte → negativer Pol des Wassermoleküls an Kationen, positiver Pol an Anionen), Einlagerung von Wassermolekülen, Hydratation (Bildung einer Hydrathülle), Überwindung der Anziehungskräfte zwischen den Ionen

energetisch:

zwei Teilprozesse: Zerstörung des Ionenkristalls (endothermer Vorgang) und die Hydratation (exothermer Vorgang)

$Formula: \Delta H_{L} = \Delta_{H}H - \Delta_{G}H$ $Formula: \Delta H_{L} = \Delta_{H}H - \Delta_{G}H$

1.3

Berechnung

geg.: $Formula: m(\ce{KNO3}) = 24 \, \text{g}$ $Formula: m(\ce{KNO3}) = 24 \, \text{g}$

$Formula: V(\ce{H2O}) = 400 \, \text{mL}$ $Formula: V(\ce{H2O}) = 400 \, \text{mL}$

Einsetzen in die Kalorimetrische Grundgleichung

$Formula: \Delta T = - 4{,}7 \, \text{K}$ $Formula: \Delta T = - 4{,}7 \, \text{K}$

Lös.: $Formula: \Delta_R H_L = 33{,}18 \, \text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1}$ $Formula: \Delta_R H_L = 33{,}18 \, \text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1}$

Erläutern

Abbau des Ionengitters durch Überwindung der Gitterenthalpie. Bei der anschließenden Hydratation wird immer Energie freigesetzt. Ist der Betrag der Hydratationsenthalpie kleiner als der Betrag der Gitterenthalpie, ist der Lösevorgang, wie hier das Lösen des Kaliumnitrats, endotherm.

$Formula: \Delta H_L = \Delta_H H + \Delta_G H$ $Formula: \Delta H_L = \Delta_H H + \Delta_G H$

Darstellung

Diagramm mit Energiepfeilen zu Gitter- und Hydratationsenergie.

1.4

Begründen

$Formula: \ce{NH4Cl <=> 2 NH4+ + Cl-}$ $Formula: \ce{NH4Cl <=> 2 NH4+ + Cl-}$ $Formula: \qquad\qquad$ $Formula: \qquad\qquad$ $Formula: \ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}$ $Formula: \ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}$

Ammoniumchlorid:

Das Ammonium-Ion reagiert wie eine schwache Säure ( $Formula: \text{pK}_{\text{S}} = 9{,}25$ $Formula: \text{pK}_{\text{S}} = 9{,}25$ ). Das Chlorid-Ion reagiert dagegen als eine sehr schwache Base, die daher vernachlässigt werden kann.

Natriumcarbonat:

$Formula: \ce{Na2CO3 <=> 2 Na+ + CO3^2-}$ $Formula: \ce{Na2CO3 <=> 2 Na+ + CO3^2-}$ $Formula: \qquad\qquad$ $Formula: \qquad\qquad$ $Formula: \ce{CO3^2- + H2O <=> HCO3- + OH-}$ $Formula: \ce{CO3^2- + H2O <=> HCO3- + OH-}$

In wässriger Lösung reagiert Natriumcarbonat alkalisch, da das Carbonat-Ion ein starker Protonen-Akzeptor ist ( $Formula: \text{pK}_{\text{B}} = 3{,}6$ $Formula: \text{pK}_{\text{B}} = 3{,}6$ )

1.5

Reaktionsgleichung

$Formula: \ce{HCOOH + H2O <=> HCOO- + H3O+}$ $Formula: \ce{HCOOH + H2O <=> HCOO- + H3O+}$

Berechnung

Säurekonstante: $Formula: \text{pH} = 2{,}3$ $Formula: \text{pH} = 2{,}3$

→ $Formula: c(\ce{H3O+}) = 5{,}018 \cdot 10^{-3} \, \text{mol} \cdot \text{l}^{-1}$ $Formula: c(\ce{H3O+}) = 5{,}018 \cdot 10^{-3} \, \text{mol} \cdot \text{l}^{-1}$

$Formula: K_{\text{s}} = c^2(\ce{H3O+}) : c_0(\text{HA})$ $Formula: K_{\text{s}} = c^2(\ce{H3O+}) : c_0(\text{HA})$

$Formula: K_{\text{s}} = 2{,}5 \cdot 10^{-4} \, \text{mol} \cdot \text{l}^{-1}$ $Formula: K_{\text{s}} = 2{,}5 \cdot 10^{-4} \, \text{mol} \cdot \text{l}^{-1}$

Berechnung

Protolysegrad: $Formula: \alpha_{\text{s}} = c(\ce{H3O+}) / c_0(\text{HA}) \cdot 100\% = 5\%$ $Formula: \alpha_{\text{s}} = c(\ce{H3O+}) / c_0(\text{HA}) \cdot 100\% = 5\%$

Diskutieren

Säure-Base- Konstante: charakterisieren die Stärke einer Säure oder Base, Lage des Gleichgewichts, sehr geeignet
pH-Wert: pH-Wert kann nur bei gleicher Anfangskonzentration der Säuren, bzw. sauren Gruppen genutzt werden. Die Werte unterschiedlicher Säuren unterscheiden sich je nach Lage des Gleichgewichts: je niedriger dabei der pH-Wert, desto deprotonierter liegt eine Säure vor und desto stärker ist sie. Um Auswirkungen der Startmenge der Säure zu vermeiden, muss aber die genannte Bedingung erfüllt sein - gleiche Anfangskonzentration der sauren H-Gruppen, bzw. der Säure (bei gleicher Anzahl sauren Gruppen).
Protolysegrad: charakterisiert das Ausmaß eines Protolysegleichgewichtes, geeignet