Wie kommt man hier auf die Lösung a)?
Wie reagiert eine wässrige Lösung von Dinatriumhydrogenphosphat (Na2HPO4)?
Antwort wählen:
a. unabhängig von der Konzentration alkalisch
b. nur bei kleinen Konzentrationen (c< 0,1 mol/L) basisch, sonst neutral
c. unabhängig von der Konzentration neutral
d. nur bei kleinen Konzentrationen (c< 0,1 mol/L) sauer, sonst neutral
e. unabhängig von der Konzentration sauer
1 Antwort
b. und d. können wir ausschließen: wenn wir mit reinem Wasser anfangen, das neutral ist, und allmählich immer mehr des Stoffes hinzugeben, dann ist es nicht plausibel, wieso die Lösung erst immer saurer bzw. alkalischer werden sollte, dieser Trend sich aber irgendwann umkehren sollte. Und selbst wenn sich der Trend umkehren würde - weshalb sollte er dann bei neutral auf einmal wieder stehenbleiben?
Bleiben also noch immer basisch, immer neutral und immer sauer.
Na+ bleibt immer unverändert im Wasser - es ist eine noch deutlich schwächere Säure als H2O.
Bleibt noch HPO4^(2-). Ist es als Säure oder als Base stärker? Oder: ist seine Tendenz, auch das letzte Proton abzugeben, stärker oder schwächer, als seine Tendenz, ein Proton wieder aufzunehmen?
Da die Säurestärken mehrwertiger Säuren von abzugebendem Proton zu abzugebendem Proton in jedem Fall immer schwächer werden, ist die erste Vermutung, dass das 3. Proton weniger leicht abgegeben wird als das 2. Proton zurückgefordert wird.
Schauen wir uns die Säurekonstanten an ( https://de.wikipedia.org/wiki/Phosphors%C3%A4ure#Eigenschaften ):
Proton 1: pKs0->1 = 2,2
Proton 2: pKs1->2 = 7,2
Proton 3: pKs2->3 = 12,3
Dem entsprechen die Basenkonstanten (in Wasser)
pKb1->0 = 14 - 2,2 = 11,8
pKb2->1 = 14 - 7,2 = 6,8
pKb3->2 = 14 - 12,3 = 1,7
Wie man sieht, ist pKs2->3 wesentlich größer als pKb2->1, damit ist der Drang, ein Proton aufzunehmen, wesenlich größer als der, ein Proton abzugeben (das p-Maß ist ja monoton fallend, größere p-Werte bedeuten also kleinere direkte Werte).
Das heißt, HPO4^(2-) ist in Wasser (ziemlich stark) basisch.