## 603 **E) Es fällt sofort ein Reaktionsprodukt aus.** Bei der Reaktion von Salzsäure ($HCl$) mit Natronlauge ($NaOH$) entsteht eine klare Lösung, in der $Na^+$- und $Cl^-$-Ionen sowie Wasser vorliegen. Es fällt kein Feststoff aus, da Natriumchlorid (Kochsalz) in Wasser gut löslich ist. Die anderen Aussagen sind korrekt: Es handelt sich um eine Neutralisationsreaktion ($H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$), bei der die Lösung einen neutralen pH-Wert von 7 aufweist. Erst beim Eindampfen kristallisiert das Kochsalz aus. Die Reaktionsgleichung lautet: $HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$ ## 604 **C) Natriumnitrit** Die chemische Formel $NaNO_2$ steht für Natriumnitrit, ein Salz der salpetrigen Säure ($HNO_2$). Das Natrium liegt als $Na^+$-Ion vor, während $NO_2^-$ das Nitrit-Ion ist. Die anderen Optionen sind falsch: Natriumpernitrit existiert nicht, Natriumhyponitrat hat eine andere Formel, Natriumnitrid enthält nur $N^{3-}$ ohne Sauerstoff, und Natriumnitrat hat die Formel $NaNO_3$ mit einem zusätzlichen Sauerstoffatom. Die Endung "-it" kennzeichnet dabei Salze, bei denen das Nichtmetall in einer niedrigeren Oxidationsstufe vorliegt als bei den entsprechenden "-at"-Verbindungen. ## 605 **E) Alle Aussagen sind richtig.** Der pKs-Wert von 5,75 erlaubt uns alle vier Aussagen zu bestätigen: Die Säurekonstante Ks berechnet sich als $10^{-pKs}$, also $10^{-5,75}$ (Aussage 1). Der relativ hohe pKs-Wert zeigt, dass es sich um eine schwache Säure handelt, da sie nur wenig dissoziiert (Aussage 2). Nach dem Prinzip der korrespondierenden Säure-Base-Paare ist das zugehörige Anion entsprechend eine schwache Base (Aussage 3). Mit einem pKs-Wert von 5,75 liegt die Säure im idealen Pufferbereich (etwa pKs ± 1), was sie zu einer geeigneten Pufferkomponente macht (Aussage 4). Die maximale Pufferwirkung tritt auf, wenn der pH-Wert dem pKs-Wert entspricht, also wenn Säure und korrespondierende Base in gleicher Konzentration vorliegen. ## 606 **C) 2. und 4.** Die Salze von Säuren entstehen durch Ersetzung der Wasserstoffatome durch Metallionen. Phosphorsäure ($H_3PO_4$) bildet Phosphate und Kohlensäure ($H_2CO_3$) bildet Carbonate - diese Zuordnungen sind korrekt. Schwefelsäure ($H_2SO_4$) bildet jedoch Sulfate (nicht Sulfide), und Salpetersäure ($HNO_3$) bildet Nitrate (nicht Nitride). Sulfide sind Salze des Schwefelwasserstoffs ($H_2S$), während Nitride die Verbindungen des Stickstoffs mit elektropositiven Elementen sind und nicht von der Salpetersäure abgeleitet werden. Die Endung "-id" weist generell auf binäre Verbindungen hin, während Oxosäuren Salze mit der Endung "-at" bilden. ## 607 **D) $HSO_4^-$** Die konjugierte Base der Schwefelsäure ($H_2SO_4$) entsteht durch Abgabe eines Protons ($H^+$) und ist das Hydrogensulfat-Ion ($HSO_4^-$). Schwefelsäure ist eine zweiprotonige Säure, die schrittweise Protonen abgeben kann. Im ersten Schritt entsteht $HSO_4^-$, welches die gesuchte konjugierte Base ist. Das Sulfat-Ion ($SO_4^{2-}$) wäre erst die konjugierte Base des zweiten Deprotonierungsschritts. Die anderen Optionen sind entweder andere Säuren ($H_2SO_3$), deren konjugierte Basen ($HSO_3^-$) oder die Säure selbst ($H_2SO_4$). ## 608 **E) Alle Aussagen sind richtig.** Alle vier Aussagen zur Essigsäure-Reaktion sind korrekt: 1) Bei pH = 7 liegt der pH-Wert deutlich über dem pKs-Wert von 4,76, daher ist das Gleichgewicht nach rechts verschoben (mehr Produkte als Edukte). 2) Nach dem Prinzip von Le Chatelier verschiebt die Zugabe von H3O+ das Gleichgewicht nach links, da das System den Überschuss ausgleicht. 3) Bei pH = 2 (deutlich unter dem pKs-Wert) liegt die Säure hauptsächlich undissoziiert vor, da die hohe H3O+-Konzentration die Dissoziation unterdrückt. 4) Das Acetat-Ion (CH3COO-) kann tatsächlich als Base fungieren, indem es Protonen aufnimmt und wieder zur Essigsäure wird. Diese Eigenschaft macht es zur korrespondierenden Base der Essigsäure im Säure-Base-Paar. ## 609 **E) Salzsäure ** Salzsäure ($HCl$) ist die einzige der genannten Säuren, die keinen Sauerstoff enthält - sie besteht nur aus Wasserstoff und Chlor. Alle anderen aufgeführten Säuren sind Oxosäuren des Chlors, die Sauerstoff in ihrer Struktur enthalten: Perchlorsäure ($HClO_4$), Chlorsäure ($HClO_3$), hypochlorige Säure ($HClO$) und chlorige Säure ($HClO_2$). Diese Oxosäuren unterscheiden sich in der Anzahl ihrer Sauerstoffatome, wobei die Oxidationszahl des Chlors von der Perchlorsäure (+7) bis zur hypochlorigen Säure (+1) abnimmt. In der Salzsäure hat Chlor die Oxidationszahl -1. ## 610 **C) Säuren sind Stoffe, die Elektronenpaare aufnehmen können.** Nach der Lewis-Definition wird eine Säure als Elektronenpaarakzeptor charakterisiert. Dies bedeutet, dass Lewis-Säuren freie Orbitale besitzen, in die sie ein Elektronenpaar aufnehmen können. Diese Definition ist umfassender als die Brønsted-Definition, da sie auch Reaktionen ohne Protonen einschließt. Die anderen Optionen sind falsch: A) und D) beschreiben die Brønsted-Definition, nicht Lewis. B) und E) verwechseln Elektronenpaare mit einzelnen Elektronen - bei Lewis-Reaktionen werden immer vollständige Elektronenpaare übertragen, nicht einzelne Elektronen wie bei Redoxreaktionen. ## 611 **C) Blausäure ** Die Blausäure (HCN) ist eine der wenigen schwachen Säuren, die in der Chemie eine wichtige Rolle spielen. Im Gegensatz zu den anderen genannten Säuren (Perchlorsäure, Schwefelsäure, Salzsäure und Salpetersäure), die alle zu den starken Säuren gehören, liegt HCN in wässriger Lösung nur teilweise dissoziiert vor. Das bedeutet, dass sich nur ein kleiner Teil der $HCN$-Moleküle in $H^+$ und $CN^-$-Ionen spaltet. Dies zeigt sich auch in der relativ hohen $pK_s$-Wert von etwa 9,2. Die anderen Optionen sind starke Säuren, die in wässriger Lösung praktisch vollständig in ihre Ionen zerfallen und $pH$-Werte < 1 erzeugen. ## 612 **E) Alle sind richtig.** Alle genannten Zuordnungen von Säuren zu ihren entsprechenden Salzen sind korrekt. Salpetersäure ($HNO_3$) bildet Nitrate, wenn sie mit Basen reagiert, wobei das $H^+$-Ion durch ein Metallion ersetzt wird. Kohlensäure ($H_2CO_3$) bildet entsprechend Carbonate, Schwefelsäure ($H_2SO_4$) bildet Sulfate und Phosphorsäure ($H_3PO_4$) bildet Phosphate. Die Namensgebung der Salze folgt dabei einem einheitlichen Schema: Der Wortstamm leitet sich vom Säurerest-Ion ab, und die Endung "-at" kennzeichnet das Salz. Diese systematische Nomenklatur macht es einfach, von der Säure auf ihre zugehörigen Salze zu schließen. ## 613 **E) Alle Aussagen sind richtig.** Wenn eine Base in Wasser gelöst wird, treffen tatsächlich alle drei Aussagen zu, da sie eng miteinander zusammenhängen: Basen geben in wässriger Lösung $OH^-$-Ionen ab, wodurch deren Konzentration über $10^{-7}$ mol/L steigt (Aussage 1). Gleichzeitig verschiebt sich das Gleichgewicht der Autoprotolyse des Wassers ($H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$), wodurch die $H^+$-Konzentration unter $10^{-7}$ mol/L sinkt (Aussage 2). Da der pH-Wert als negativer dekadischer Logarithmus der $H^+$-Konzentration definiert ist, führt eine $H^+$-Konzentration kleiner als $10^{-7}$ mol/L automatisch zu einem pH-Wert größer als 7 (Aussage 3). ## 614 **C) $HNO_3$** Salpetersäure ($HNO_3$) ist eine wichtige anorganische Säure, die aus einem Wasserstoffatom (H) und einem Nitratrest ($NO_3^-$) besteht. Die Strukturformel zeigt die charakteristische Zusammensetzung mit einem Stickstoffatom (N), das von drei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Die anderen Optionen sind falsch: $H_3CO_3$ wäre eine falsche Schreibweise der Kohlensäure ($H_2CO_3$), $H_3PO_4$ ist Phosphorsäure, $HCO_4$ existiert nicht, und $HNO_4$ würde ein zusätzliches, in der Salpetersäure nicht vorhandenes Sauerstoffatom enthalten. ## 615 **A) 1. und 3. sind richtig.** Salzsäure ($HCl$) ist eine wichtige anorganische Säure, deren Summenformel tatsächlich $HCl$ lautet (Aussage 1 korrekt). Die Salze der Salzsäure werden als Chloride bezeichnet, wie zum Beispiel Natriumchlorid ($NaCl$) oder Kaliumchlorid ($KCl$) (Aussage 3 korrekt). Aussage 2 ist falsch, da Salzsäure eine starke Säure und keine Base ist. Aussage 4 ist ebenfalls falsch, da die Dissoziation in Wasser zu $H^+$ und $Cl^-$ Ionen führt - nicht zu $H^-$ und $Cl^+$. Die Ladungen sind in der falschen Aussage vertauscht, was chemisch unmöglich ist, da Wasserstoff in Säuren immer als positiv geladenes Ion ($H^+$) vorliegt. ## 616 **C) 2 und 3 sind richtig.** Von den aufgeführten Gasen bilden nur $HCl$ und $SO_2$ in wässriger Lösung Säuren. $HCl$ löst sich in Wasser unter Bildung von Chlorwasserstoffsäure ($H^+ + Cl^-$), während $SO_2$ mit Wasser zu schwefliger Säure ($H_2SO_3$) reagiert. $NH_3$ bildet dagegen eine Base (Ammoniak-Lösung), indem es mit Wasser zu $NH_4^+ + OH^-$ reagiert. $CH_4$ (Methan) ist unpolar und löst sich kaum in Wasser - es bildet keine Säure, da es keine dissoziierbaren H-Atome besitzt und nicht mit Wasser reagiert. ## 617 **A) Hydrogenphosphat ** Die Stärke einer konjugierten Base verhält sich umgekehrt proportional zur Stärke ihrer korrespondierenden Säure. $HPO_4^{2-}$ ist die konjugierte Base der Phosphorsäure ($H_3PO_4$), die von allen genannten Säuren die schwächste ist (pKs ≈ 7,2 für $H_2PO_4^-$). Die anderen Anionen stammen von stärkeren Säuren: Schweflige Säure (B), Schwefelsäure (C), Kohlensäure (D) und Schwefelwasserstoff (E) haben alle niedrigere pKs-Werte. Daher ist $HPO_4^{2-}$ die stärkste konjugierte Base unter den Optionen und somit die richtige Antwort. ## 618 **A) Das Wassermolekül kann als Säure, aber nicht als Base, wirken.** Diese Aussage ist falsch, da Wasser amphoter ist - es kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Als Säure kann $H_2O$ ein Proton ($H^+$) an eine Base abgeben und dabei zum $OH^-$-Ion werden. Als Base kann es ein Proton aufnehmen und dabei zum $H_3O^+$-Ion (Oxonium-Ion) werden. Diese Eigenschaft zeigt sich auch in der Autoprotolyse des Wassers, bei der sich $H_3O^+$ und $OH^-$-Ionen im Gleichgewicht befinden. In reinem Wasser sind die Konzentrationen dieser Ionen gleich ($c(H_3O^+) = c(OH^-) = 10^{-7}$ mol/L bei 25°C), was zu einem neutralen pH-Wert von 7 führt. Die anderen Antwortoptionen beschreiben diese Eigenschaften korrekt. ## 619 **C) Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben können.** Nach der Brønsted-Definition ist eine Säure ein Protonendonator (Protonenspender), der $H^+$-Ionen an einen Reaktionspartner abgeben kann. Diese Definition ist grundlegend für das moderne Verständnis von Säure-Base-Reaktionen. Die Optionen A und B sind falsch, da sie sich auf die Lewis-Säure-Base-Definition beziehen, die auf dem Austausch von Elektronen basiert. Option D verwechselt die Eigenschaften von Säuren und Basen - Basen sind Protonenakzeptoren, keine Protonendonatoren. Option E ist ebenfalls falsch, da sie wieder auf die Lewis-Definition zurückgreift und zudem die Rolle von Basen falsch beschreibt. ## 620 **C) Das Acetat-Ion verhält sich als Base und reagiert mit Wasser** Der pH-Wert von 8,7 am Äquivalenzpunkt zeigt, dass die Lösung basisch ist, was durch die Reaktion des Acetat-Ions ($CH_3COO^-$) mit Wasser erklärt wird. Als Anion einer schwachen Säure (Essigsäure) ist Acetat eine mittelstarke Base, die mit Wasser unter Bildung von $OH^-$-Ionen reagiert: $CH_3COO^- + H_2O \rightleftarrows CH_3COOH + OH^-$. Diese Hydrolysereaktion führt zu einem pH > 7. Option A ist falsch, da Acetat durchaus mit Wasser reagiert. B ist falsch, da Essigsäure eine schwache Säure ist. D ist inkorrekt, weil der basische pH-Wert nicht auf eine unvollständige Titration hinweist, sondern auf die Basizität des Acetats. E ist falsch, da die Stärke von Säure und korrespondierender Base unterschiedlich ist. ## 621 **C) Bei der Autoprotolyse entstehen gleiche Mengen an H₃O⁺ und OH⁻ Ionen.** Bei der Autoprotolyse des Wassers reagieren zwei Wassermoleküle miteinander, wobei ein Molekül als Protonendonator (Säure) und das andere als Protonenakzeptor (Base) fungiert. Die Reaktionsgleichung lautet: $H_2O + H_2O \rightarrow H_3O^+ + OH^-$. Dabei entstehen immer gleiche Mengen an Oxonium-Ionen ($H_3O^+$) und Hydroxid-Ionen ($OH^-$), was zu einem neutralen pH-Wert von 7 bei 25°C führt. Die Konzentration beider Ionen beträgt dabei $10^{-7}$ mol/L, nicht 1 mol/L (Option A). Die Autoprotolyse ist eine Eigenschaft des Wassers selbst, keine Reaktion mit Säuren (Option B), und Wasser fungiert sowohl als Protonendonator als auch als -akzeptor (Option E). ## 622 **C) Essigsäure ist ein Beispiel für eine starke Säure.** Diese Aussage ist falsch, da Essigsäure (CH₃COOH) tatsächlich eine schwache Säure ist. Sie gibt in wässriger Lösung ihre Protonen nur teilweise ab, mit einem pKₐ-Wert von etwa 4,75. Starke Säuren wie Salzsäure (HCl) oder Schwefelsäure (H₂SO₄) dissoziieren hingegen nahezu vollständig in Wasser (Option A ist korrekt). Die Säurestärke wird durch die Säurekonstante Kₐ quantifiziert (Option B ist korrekt), wobei ein kleinerer pKₐ-Wert eine stärkere Säure anzeigt (Option D ist korrekt). Bei mehrprotonigen Säuren wie Schwefelsäure nimmt die Säurestärke mit jeder weiteren Protonenabgabe ab (Option E ist korrekt). ## 623 **D) Das Bortrifluorid (BF₃) kann als Lewis-Säure wirken, indem es ein Elektronenpaar akzeptiert.** Nach der Lewis-Theorie ist eine Säure ein Elektronenpaar-Akzeptor und eine Base ein Elektronenpaar-Donor. BF₃ hat ein leeres p-Orbital am Bor-Atom und kann daher ein freies Elektronenpaar aufnehmen, was es zu einer Lewis-Säure macht. Die anderen Optionen sind falsch: Lewis-Säuren sind nicht auf Wasserstoffatome beschränkt (A), Lewis-Basen benötigen keine OH⁻-Gruppe (B), Metall-Ionen wie Fe³⁺ können sehr wohl als Lewis-Säuren fungieren, da sie Elektronenpaare aufnehmen können (C), und Lewis-Basen sind Elektronenpaar-Donoren, während Brønsted-Säuren Protonendonoren sind - diese Konzepte widersprechen einander (E).