Aufgabenblock — AFB III
Zehn Aufgaben zum Beurteilen, Planen und Entwickeln: Aussagen prüfen, Experimente und Puffer entwerfen, Titrationen kritisch bewerten. Zu jeder Aufgabe gibt es Strategie, Lösungsskizze und eine Musterlösung.
Zwei Flaschen enthalten Salzsäure bzw. Essigsäure, beide mit \(c_0 = 0{,}10\,\text{mol/L}\). Ein pH-Meter steht nicht zur Verfügung, wohl aber ein Leitfähigkeitsmessgerät, Magnesiumband, Universalindikator und Natronlauge bekannter Konzentration mit Phenolphthalein. Planen Sie Experimente, mit denen sich die Säuren eindeutig zuordnen lassen, und beurteilen Sie, welches Verfahren ungeeignet ist.
Hinweis: Unterscheiden Sie Stärke (α, pKs) und Konzentration (c₀).
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Musterlösung: Salzsäure ist praktisch vollständig protolysiert, Essigsäure (pKs = 4,75) bei 0,10 mol/L nur zu etwa 1,3 % — die Oxonium- und Ionenkonzentrationen unterscheiden sich um fast zwei Zehnerpotenzen (pH 1,0 gegen 2,9). Geeignet: (1) Leitfähigkeit bei gleicher Temperatur und gleicher Elektrodenanordnung — Salzsäure leitet viel besser. (2) Gleich lange Magnesiumbänder in gleichen Volumina — Salzsäure reagiert deutlich heftiger (höhere \(c(\ce{H3O+})\), Kinetik). (3) Universalindikator: rot (pH ≈ 1) gegen orange (pH ≈ 3). Ungeeignet: Titration mit Natronlauge — gleiche Stoffmenge Säure, gleicher Verbrauch, denn die schwache Säure protolysiert während der Titration nach. Auch die insgesamt entwickelte Wasserstoffmenge ist gleich; nur die Geschwindigkeit unterscheidet sich. Variablenkontrolle: gleiche Volumina, Temperatur, Magnesiummasse.
Ein Schüler behauptet: „Eine Säurelösung mit pH 3 enthält immer eine stärkere Säure als eine Lösung mit pH 4.“ Beurteilen Sie die Aussage und entwickeln Sie ein Zahlenbeispiel, das sie widerlegt.
Hinweis: Nennen Sie, wovon der pH-Wert einer Säurelösung abhängt.
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Musterlösung: Die Aussage ist falsch, weil sie Säurestärke und Konzentration vermischt. Die Stärke einer Säure beschreibt \(K_\mathrm{S}\) bzw. \(\mathrm{p}K_\mathrm{S}\) — unabhängig von der Konzentration. Der pH-Wert einer Lösung hängt zusätzlich von \(c_0\) ab: bei starken Säuren \(\mathrm{pH} = -\lg c_0\), bei schwachen \(\mathrm{pH} = \tfrac12(\mathrm{p}K_\mathrm{S} - \lg c_0)\). Gegenbeispiel: Essigsäure (schwach, pKs 4,75) mit \(c_0 = 0{,}10\,\text{mol/L}\) hat pH ≈ 2,88; Salzsäure (stark) mit \(c_0 = 1{,}0 \cdot 10^{-4}\,\text{mol/L}\) hat pH 4,0. Die Lösung mit dem kleineren pH-Wert enthält hier die schwächere Säure. Richtig wäre: Bei gleicher Ausgangskonzentration hat die Lösung der stärkeren Säure den kleineren pH-Wert.
Salzsäure, Salpetersäure und Perchlorsäure mit jeweils \(c_0 = 0{,}10\,\text{mol/L}\) zeigen in Wasser alle pH 1,00 und nahezu dieselbe Leitfähigkeit. Löst man die drei Säuren in gleicher Konzentration in wasserfreier Ethansäure (reiner Essigsäure), leitet die Lösung von \(\ce{HClO4}\) sehr viel besser als die von \(\ce{HCl}\), diese etwas besser als die von \(\ce{HNO3}\). Erklären Sie beide Befunde mit dem Brønsted-Konzept, beurteilen Sie die Aussage „In Wasser sind alle starken Säuren gleich stark“ und entwickeln Sie eine allgemeine Regel für die Wahl eines Lösungsmittels, in dem man die Stärke starker Säuren vergleichen kann.
Hinweis: Überlegen Sie, welche Rolle das Lösungsmittel in der Protolyse spielt.
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Musterlösung: In Wasser geben alle drei Säuren ihr Proton praktisch vollständig an \(\ce{H2O}\) ab: \(\ce{HX + H2O -> X- + H3O+}\). Danach liegt in allen Lösungen dieselbe Säure \(\ce{H3O+}\) in derselben Konzentration vor — gleicher pH-Wert, gleiche Leitfähigkeit. \(\ce{H3O+}\) ist die stärkste Säure, die in Wasser beständig ist; stärkere Säuren werden auf ihr Niveau „eingeebnet“ (Nivellierung). Die Aussage stimmt deshalb nur für die Lösungen: Wasser kann die Unterschiede nicht zeigen, die Säuren selbst sind durchaus verschieden stark. In Ethansäure ist das Lösungsmittel eine viel schwächere Base als Wasser; die Protolysen \(\ce{HX + CH3COOH}\) \(\ce{<=> X- + CH3COOH2+}\) laufen unvollständig ab, und ihr Ausmaß spiegelt die Säurestärke: \(\ce{HClO4} > \ce{HCl} > \ce{HNO3}\). Regel: Um starke Säuren zu unterscheiden, muss das Lösungsmittel eine so schwache Base sein, dass die Säuren darin nicht vollständig protolysieren (umgekehrt unterscheidet man starke Basen in einem schwach sauren Lösungsmittel).