Säure-Base-Chemie (CHE-Sb) — Chemie · Matura-Zusammenfassung

Brönsted-Konzept und konjugierte Säure-Base-Paare#

BasisCHE-Sb-5.1

Was haben Magensäure, Seife und Zitronensaft gemeinsam? Sie alle lassen sich über den Austausch von Protonen verstehen. Das Brönsted-Konzept definiert eine Säure als Protonendonator (gibt

\ce{H+}

ab) und eine Base als Protonenakzeptor (nimmt

\ce{H+}

auf). Jede Säure-Base-Reaktion ist damit ein Protonenübergang von der Säure zur Base - ein einziges einigendes Prinzip für ein ganzes Reaktionskapitel.

Bei diesem Übergang entstehen neue Teilchen: Gibt eine Säure

\ce{HA}

ihr Proton ab, bleibt die konjugierte Base

\ce{A-}

zurück; nimmt eine Base

\ce{B}

ein Proton auf, entsteht die konjugierte Säure

\ce{BH+}

. Säure und konjugierte Base unterscheiden sich also stets um genau ein Proton - das ist der schnellste Weg, ein konjugiertes Paar in einer Gleichung zu erkennen.

Manche Teilchen können je nach Partner Säure ODER Base sein - sie sind amphoter. Das wichtigste Beispiel ist Wasser: Gegenüber der starken Säure

\ce{HCl}

wirkt es als Base (

\ce{H2O + HCl -> H3O+ + Cl-}

), gegenüber der Base Ammoniak als Säure (

\ce{H2O + NH3 -> NH4+ + OH-}

). Auch

\ce{HCO3-}

und

\ce{HSO4-}

verhalten sich amphoter.

Diese Doppelnatur zeigt das Wasser sogar mit sich selbst: Zwei Wassermoleküle tauschen ein Proton aus - die Autoprotolyse

\ce{2 H2O <=> H3O+ + OH-}

. Das zugehörige Ionenprodukt

K_{w}=[\ce{H3O+}][\ce{OH-}]=10^{-14}

(bei 25 Grad C) ist konstant; daraus folgt für reines, neutrales Wasser

[\ce{H3O+}]=[\ce{OH-}]=10^{-7}

mol/L, also pH 7 ().

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 1Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die

\ce{H3O+}

-Konzentration um den Faktor 10.

Säuren unterscheiden sich darin, wie vollständig sie ihr Proton abgeben. Starke Säuren (

\ce{HCl}

,

\ce{HBr}

,

\ce{HI}

,

\ce{HNO3}

,

\ce{HClO4}

,

\ce{H2SO4}

) dissoziieren in Wasser praktisch vollständig; schwache Säuren (Essigsäure, Phosphorsäure,

\ce{NH4+}

) nur zu einem kleinen Teil, sodass sich ein Gleichgewicht einstellt. Die Liste der wenigen starken Säuren sollte man auswendig kennen.

Mehrprotonige Säuren geben ihre Protonen stufenweise und mit jeweils eigener Stärke ab. Phosphorsäure

\ce{H3PO4}

etwa hat drei

\mathrm{p}K_{a}

-Werte (2,1; 7,2; 12,4): Jede weitere Abspaltung fällt schwerer, weil ein Proton aus einem bereits negativ geladenen Teilchen gelöst werden muss. Wie stark eine Säure genau ist, quantifiziert der eigene Abschnitt über

K_{s}

und

\mathrm{p}K_{s}

.

K_{w}=[\ce{H3O+}]\cdot[\ce{OH-}]=1{,}0\cdot 10^{-14}\;(25\,^{\circ}\!\text{C})

Ionenprodukt von Wasser

\ce{H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}

Autoprotolyse von Wasser

Musterbeispiel

Konjugierte Paare bestimmen und Amphoterie zeigen

Bestimme in den Reaktionen (1) $\ce{HCO3- + H2O <=> H2CO3 + OH-}$ und (2) $\ce{HCO3- + H2O <=> CO3^2- + H3O+}$ die konjugierten Säure-Base-Paare und begründe, dass $\ce{HCO3-}$ amphoter ist.

Reaktion 1 analysieren
$\ce{HCO3-}$ nimmt ein Proton auf und wird zu $\ce{H2CO3}$ - es wirkt als Base (Paar $\ce{H2CO3}/\ce{HCO3-}$ ). Wasser gibt ein Proton ab und ist hier Säure (Paar $\ce{H2O}/\ce{OH-}$ ).
Reaktion 2 analysieren
$\ce{HCO3-}$ gibt ein Proton ab und wird zu $\ce{CO3^2-}$ - es wirkt als Säure (Paar $\ce{HCO3-}/\ce{CO3^2-}$ ). Wasser nimmt das Proton auf und ist hier Base (Paar $\ce{H3O+}/\ce{H2O}$ ).
Schluss ziehen
Dasselbe Teilchen $\ce{HCO3-}$ wirkt einmal als Base, einmal als Säure - es ist also amphoter (amphiprotisch).

Ergebnis: $\ce{HCO3-}$ ist amphoter: in (1) Base, in (2) Säure. Genau diese Doppelrolle macht das Hydrogencarbonat zum Herzstück des Blutpuffers (siehe Abschnitt „Pufferlösungen").

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Brönsted: Säuren geben Protonen ab, Basen nehmen sie auf. Jede Säure hat ihre Schattenbase.
2
Wasser ist Chamaeleon - mit $\ce{HCl}$ ist es Base, mit $\ce{NH3}$ ist es Säure.
3
Die Autoprotolyse zeigt: Reines Wasser hat schon $10^{-7}$ mol/L $\ce{H3O+}$ und $\ce{OH-}$ , daher pH 7.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere am Beispiel der Reaktion von Ammoniak mit Wasser den Begriff der konjugierten Säure-Base-Paare.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Konjugierte Base wird ohne Ladungsänderung geschrieben.
Wasser wird konsequent als "Säure" oder "Base" gesehen, nicht als amphoter.
Mehrprotonige Säuren werden als einprotonig behandelt.

Aktive Wiederholung

Gib für (a) $\ce{HF}$ , (b) $\ce{HSO4-}$ , (c) $\ce{NH3}$ jeweils die konjugierte Säure ODER Base an.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 14 Acid-Base Equilibria (OpenStax)

pH-Berechnung: starke und schwache Säuren/Basen#

StandardCHE-Sb-5.2

Der pH-Wert macht die Protonenkonzentration handhabbar: Statt mit winzigen Zahlen wie

10^{-7}

mol/L zu hantieren, verwendet man den negativen Zehnerlogarithmus

\mathrm{pH}=-\log_{10}[\ce{H3O+}]

. Analog ist

\mathrm{pOH}=-\log_{10}[\ce{OH-}]

, und wegen des Ionenprodukts gilt bei 25 Grad C stets

\mathrm{pH}+\mathrm{pOH}=14

(). Jede pH-Einheit entspricht dabei einem Faktor 10 in der Protonenkonzentration.

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 2Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die

\ce{H3O+}

-Konzentration um den Faktor 10.

Bei einer starken Säure ist die Rechnung einfach, weil sie vollständig dissoziiert: Die Protonenkonzentration ist gleich der Ausgangskonzentration, also

\mathrm{pH}=-\log c_{0}

. Eine 0,1 mol/L Salzsäure hat damit pH 1. Diese Formel gilt aber nur, solange

c_{0}\gg 10^{-7}

- bei extrem verdünnten Säuren muss zusätzlich die Autoprotolyse des Wassers berücksichtigt werden.

Eine schwache Säure protolysiert nur teilweise, daher ist

[\ce{H3O+}]

viel kleiner als

c_{0}

. Über das Säuregleichgewicht erhält man die Näherung

\mathrm{pH}\approx \tfrac{1}{2}(\mathrm{p}K_{a}-\log c_{0})

, gültig solange weniger als etwa 5 % protolysieren. Eine 0,1 mol/L Essigsäure (

\mathrm{p}K_{a}=4{,}76

) hat so pH 2,88 - deutlich weniger sauer als eine gleich konzentrierte starke Säure.

Bei Basen rechnet man zuerst den pOH und wandelt am Ende um. Eine starke Base wie

\ce{NaOH}

liefert

\mathrm{pOH}=-\log c_{0}

und damit

\mathrm{pH}=14-\mathrm{pOH}

; eine 0,01 mol/L NaOH hat also pH 12. Für eine schwache Base gilt analog

\mathrm{pOH}\approx \tfrac{1}{2}(\mathrm{p}K_{b}-\log c_{0})

, verbunden durch

\mathrm{p}K_{a}+\mathrm{p}K_{b}=14

für ein konjugiertes Paar.

Der

\mathrm{p}K_{a}

-Wert misst die Säurestärke: Je kleiner, desto stärker. Salzsäure liegt bei etwa

-7

, Phosphorsäure (1. Stufe) bei 2,1, Essigsäure bei 4,76, Blausäure

\ce{HCN}

erst bei 9,2. Mit dieser Skala ordnet man Säuren rasch und wählt zugleich die richtige pH-Formel (stark oder schwach) aus.

Den ungefähren pH-Bereich macht ein Indikator sichtbar, der je nach pH die Farbe wechselt (); für genaue Werte misst man mit der pH-Elektrode. Eine nützliche Faustregel: Verdünnt man eine starke Säure um den Faktor 10, steigt der pH um genau 1 - bei einer schwachen Säure dagegen nur um etwa 0,5, weil die Verdünnung das Protolysegleichgewicht nachschiebt.

Indikator-Umschlagsbereiche

Abb. 3pH-Bereiche typischer Säure-Base-Indikatoren.

\mathrm{pH}=-\log_{10}\!\left([\ce{H3O+}]\right),\quad \mathrm{pH}+\mathrm{pOH}=14\;(25\,^{\circ}\!\text{C})

pH-Definition und Ionenprodukt von Wasser

K_{a}=\dfrac{[\ce{H3O+}][\ce{A-}]}{[\ce{HA}]},\quad \mathrm{pH}\approx \tfrac{1}{2}\,(\mathrm{p}K_{a}-\log c_{0})

Säurekonstante und Naeherungs-pH einer schwachen Säure

Musterbeispiel

pH einer schwachen Säure (Essigsäure)

Berechne den pH-Wert einer Essigsäurelösung mit $c_{0}=0{,}100\,\text{mol/L}$ . Es gilt $\mathrm{p}K_{a}(\ce{CH3COOH})=4{,}76$ .

Säurekonstante
$K_{a}=10^{-4{,}76}\approx 1{,}74\cdot 10^{-5}$ .
Näherung
Da $K_{a}\ll c_{0}$ , gilt $[\ce{H3O+}]\approx\sqrt{K_{a}\cdot c_{0}}$ .
Einsetzen
$[\ce{H3O+}]\approx\sqrt{1{,}74\cdot 10^{-5}\cdot 0{,}100}=\sqrt{1{,}74\cdot 10^{-6}}\approx 1{,}32\cdot 10^{-3}\,\text{mol/L}$ .
pH
$\mathrm{pH}=-\log_{10}(1{,}32\cdot 10^{-3})\approx 2{,}88$ .
$\mathrm{pH}\approx \tfrac{1}{2}(\mathrm{p}K_{a}-\log c_{0})=\tfrac{1}{2}(4{,}76+1)=2{,}88$

Ergebnis: pH-Wert: $\approx 2{,}88$ - schwach sauer, weit über dem pH einer gleich konzentrierten starken Säure (pH = 1).

Musterbeispiel

pH einer starken Base

Berechne den pH einer Natronlauge mit $c_{0}=0{,}010\,\text{mol/L}$ .

OH- aus NaOH
NaOH dissoziiert vollständig: $[\ce{OH-}]=0{,}010\,\text{mol/L}$ .
pOH
$\mathrm{pOH}=-\log 0{,}010=2{,}00$ .
pH
$\mathrm{pH}=14-\mathrm{pOH}=12{,}00$ .

Ergebnis: $\mathrm{pH}=12{,}0$ - stark basisch, kommt aus vollständiger Dissoziation in $\ce{Na+}$ und $\ce{OH-}$ .

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
pH ist die negative Zehnerpotenz der Protonenkonzentration - jede Einheit ist Faktor 10.
pH-Skala mit Alltagsbeispielen
Abb.Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die $\ce{H3O+}$ -Konzentration um den Faktor 10.
2
Starke Säure: pH = -log c. Schwache Säure: Näherung mit pKa.
3
Bei verdünnten starken Säuren in Wassernähe pH 7 immer das Ionenprodukt berücksichtigen.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre den Unterschied im pH-Wert zwischen einer 0,1 mol/L Salzsäure und einer 0,1 mol/L Essigsäure und berechne beide pH-Werte.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

pH einer 0,01 M Base wird wie bei einer Säure berechnet ( $\mathrm{pH}=2$ statt 12).
$\mathrm{p}K_{a}$ der konjugierten Säure einer Base wird mit ihrem $\mathrm{p}K_{b}$ verwechselt.
Verdünnung um Faktor 10 hebt den pH um 1 - das gilt nur für starke Säuren; bei schwachen Säuren steigt der pH nur um etwa 0,5.

Aktive Wiederholung

Berechne den pH von (a) 0,005 mol/L $\ce{HCl}$ , (b) 0,10 mol/L $\ce{NH3}$ ( $\mathrm{p}K_{b}=4{,}75$ ), (c) 0,05 mol/L $\ce{HCOOH}$ ( $\mathrm{p}K_{a}=3{,}75$ ).

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 14.5 Strong and Weak Acids (OpenStax)

Pufferlösungen und Henderson-Hasselbalch#

VertiefungCHE-Sb-5.3

Lebende Zellen, Blut und viele technische Prozesse vertragen nur winzige pH-Schwankungen - schon kleine Mengen Säure oder Base könnten den pH dramatisch verändern. Pufferlösungen verhindern das: Sie halten den pH bei Zugabe begrenzter Mengen Säure oder Base nahezu konstant. Ein Puffer besteht aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base (oder einer schwachen Base und ihrer konjugierten Säure) im Gemisch.

Die Pufferwirkung beruht auf zwei bereitstehenden „Fängern": Gibt man eine starke Säure zu, fängt die konjugierte Base die Protonen ab (

\ce{A- + H+ -> HA}

); gibt man eine Base zu, neutralisiert die schwache Säure die Hydroxidionen (

\ce{HA + OH- -> A- + H2O}

). In beiden Fällen wird die starke Störung in ein schwaches Gleichgewichtsteilchen umgewandelt, und der pH bleibt fast unverändert.

Quantitativ liefert die Henderson-Hasselbalch-Gleichung den pH:

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}+\log\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}

. Sie zeigt unmittelbar: Liegen Säure und konjugierte Base im Verhältnis 1:1 vor, wird der Logarithmus null und es gilt

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}

().

Pufferkurve nach Henderson-Hasselbalch (pKa = 4,76)

Abb. 4Im Bereich

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}\pm 1

ändert sich der pH nur flach - dort ist die Pufferwirkung am stärksten; beim Verhältnis 1:1 gilt

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}

.

Die Pufferkapazität - wie viel Säure oder Base abgefangen werden kann - ist genau bei

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}

(Verhältnis 1:1) maximal; ein brauchbarer Pufferbereich liegt etwa bei

\mathrm{pH}\in[\mathrm{p}K_{a}\pm 1]

(). Außerhalb davon ist einer der Partner fast aufgebraucht und der Puffer versagt. Deshalb wählt man eine Pufferkomponente mit einem

\mathrm{p}K_{a}

nahe dem gewünschten pH.

Der wichtigste biologische Puffer ist das Bicarbonatsystem

\ce{H2CO3}/\ce{HCO3-}

(

\mathrm{p}K_{a}=6{,}35

) im Blut: Es hält den pH zuverlässig zwischen 7,35 und 7,45 - Voraussetzung für die Funktion der Enzyme und die Sauerstoffbindung am Hämoglobin. Lunge (CO2-Abatmung) und Niere (HCO3--Regulation) stützen diesen Puffer zusätzlich.

Zur Abgrenzung: Eine Mischung aus starker Säure und starker Base ist KEIN Puffer - es bleibt kein Gleichgewichtspaar übrig, das eine Störung abfangen könnte. Und bei der Henderson-Hasselbalch-Gleichung ist immer der

\mathrm{p}K_{a}

der schwachen Säure einzusetzen, nie ihr

\mathrm{p}K_{b}

- ein häufiger Fehler.

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}+\log_{10}\!\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}

Henderson-Hasselbalch-Gleichung (Puffer)

Musterbeispiel

Pufferlösung mit Henderson-Hasselbalch

Welche Konzentrationen an Acetat und Essigsäure ergeben einen Puffer mit $\mathrm{pH}=5{,}00$ ? $\mathrm{p}K_{a}=4{,}76$ .

Henderson-Hasselbalch
$5{,}00 = 4{,}76 + \log\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}$ .
Auflösen nach Verhältnis
$\log\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}=0{,}24$ , also $\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}=10^{0{,}24}\approx 1{,}74$ .
Konkrete Konzentrationen
Z.B. $[\ce{HA}]=0{,}10\,\text{mol/L}$ und $[\ce{A-}]=0{,}174\,\text{mol/L}$ .

Ergebnis: Beliebige Konzentrationen im Verhältnis $1{,}74:1$ (Acetat:Essigsäure) geben einen pH-5-Puffer; Pufferkapazität steigt mit Gesamtkonzentration.

Musterbeispiel

pH-Änderung nach NaOH-Zugabe in Puffer

Ein Puffer enthält 0,10 mol Essigsäure und 0,10 mol Natriumacetat in 1,00 L Wasser. Welche pH-Änderung tritt bei Zugabe von 0,01 mol $\ce{NaOH}$ ein?

Ausgangs-pH
Verhältnis 1:1, also $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}=4{,}76$ .
Reaktion mit OH-
$\ce{CH3COOH + OH- -> CH3COO- + H2O}$ ; 0,01 mol HAc wird verbraucht, 0,01 mol $\ce{A-}$ entsteht.
Neue Konzentrationen
$[\ce{HA}]=0{,}09\,\text{mol/L}$ , $[\ce{A-}]=0{,}11\,\text{mol/L}$ .
Neuer pH
$\mathrm{pH}=4{,}76+\log(0{,}11/0{,}09)=4{,}76+0{,}087=4{,}85$ .
Vergleich
Ohne Puffer würde dieselbe $\ce{NaOH}$ -Menge in reinem Wasser den pH von 7 auf 12 anheben.

Ergebnis: pH steigt nur um 0,09 Einheiten - klassische Pufferwirkung in Aktion.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Ein Puffer ist immer ein Paar - schwache Säure plus konjugierte Base.
2
Henderson-Hasselbalch zeigt: der pH liegt beim pKa, modifiziert durch das Verhältnis.
3
Im Blut sorgt Bicarbonat für pH-Konstanz - ohne diesen Puffer wäre Sport schon nach wenigen Minuten lebensgefährlich.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre die Bedeutung des Bicarbonat-Puffersystems im menschlichen Blut und mache deutlich, wie es pH-Schwankungen abfängt.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Mischung aus starker Säure und starker Base wird als Puffer bezeichnet - falsch (kein Gleichgewicht).
Henderson-Hasselbalch wird mit $\mathrm{p}K_{b}$ statt $\mathrm{p}K_{a}$ verwendet.
Pufferkapazität wird mit Pufferbereich verwechselt.

Aktive Wiederholung

Welches Verhältnis von Phosphat-Hydrogenphosphat ( $\ce{H2PO4-/HPO4^{2-}}$ , $\mathrm{p}K_{a}=7{,}2$ ) ergibt einen Puffer mit $\mathrm{pH}=7{,}4$ ?

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 14.6 Buffers (OpenStax)

Titration und Indikatoren#

StandardCHE-Sb-5.3

Titration: starke Säure mit starker Base

Abb. 6pH-Sprung am Äquivalenzpunkt bei V = 25 mL (NaOH zu HCl).

Die Titration ist die wichtigste quantitative Methode der Säure-Base-Chemie: Man bestimmt die unbekannte Konzentration einer Lösung, indem man eine Maßlösung bekannter Konzentration tropfenweise zugibt, bis die Reaktion exakt vollständig ist. Der Verbrauch an Maßlösung verrät über die Stöchiometrie die gesuchte Stoffmenge.

Der entscheidende Moment ist der Äquivalenzpunkt: Hier sind Säure und Base genau im stöchiometrischen Verhältnis umgesetzt - bei einer einprotonigen Säure also

n(\text{Säure})=n(\text{Base})

. Daraus folgt die Auswertungsformel

c_{S}\,V_{S}=c_{B}\,V_{B}

. Am Äquivalenzpunkt steigt der pH sprunghaft an ().

Titrationskurve - starke Säure mit starker Base

Abb. 5Steiler pH-Sprung am Äquivalenzpunkt (pH 7); Indikator muss in diesem Bereich umschlagen.

Anders als oft angenommen liegt der Äquivalenzpunkt nicht immer bei pH 7 - er hängt vom entstehenden Salz ab: starke Säure + starke Base ergibt ein neutrales Salz (pH 7); schwache Säure + starke Base ein basisches Salz (pH > 7, ); starke Säure + schwache Base ein saures Salz (pH < 7). Das ist eine direkte Folge der Salzhydrolyse (siehe Abschnitt „Neutralisation").

Titration: schwache Säure (CH3COOH) mit NaOH

Abb. 7Pufferplateau um pKa = 4,76, Äquivalenzpunkt im basischen Bereich (pH ca. 8,7).

Damit man den Äquivalenzpunkt erkennt, wählt man einen Indikator, dessen Umschlagsbereich im steilen Teil der Kurve liegt (). Für eine schwache Säure mit

\ce{NaOH}

(ÄP im Basischen) passt Phenolphthalein (8,2-10), für eine schwache Base mit

\ce{HCl}

(ÄP im Sauren) Methylorange (3,1-4,4). Liegt der Umschlag außerhalb des Sprungs, zeigt der Indikator den ÄP falsch an.

Indikator-Umschlagsbereiche

Abb. 8pH-Bereiche typischer Säure-Base-Indikatoren.

Ein eleganter Nebeneffekt: Am Halbäquivalenzpunkt einer schwachen Säure ist genau die Hälfte protolysiert, also

[\ce{HA}]=[\ce{A-}]

- dort gilt nach Henderson-Hasselbalch

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}

. So lässt sich der

\mathrm{p}K_{a}

-Wert direkt aus der Titrationskurve ablesen ().

Mehrprotonige Säuren werden stufenweise titriert und zeigen entsprechend mehrere Äquivalenzpunkte - Phosphorsäure

\ce{H3PO4}

etwa drei (einen pro abspaltbarem Proton). Jeder Sprung entspricht der vollständigen Neutralisation einer Protolysestufe; zwischen den Sprüngen liegen jeweils Pufferbereiche.

Musterbeispiel

Permanganat-Titration auswerten

Eine Fe(II)-Lösung wird mit $\ce{KMnO4}$ titriert. Verbrauch: $V=24{,}5\,\text{mL}$ einer $0{,}0200\,\text{mol/L}$ -Permanganatloesung. Welche Stoffmenge Fe(II) lag vor?

n(\ce{KMnO4})
$n=c\cdot V=0{,}0200\,\tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\cdot 0{,}0245\,\text{L}=4{,}90\cdot 10^{-4}\,\text{mol}$ .
Stöchiometrie
1 mol $\ce{MnO4-}$ oxidiert 5 mol $\ce{Fe^{2+}}$ (aus ausgeglichener Gleichung).
n(Fe²+)
$n(\ce{Fe^{2+}})=5\cdot 4{,}90\cdot 10^{-4}\,\text{mol}=2{,}45\cdot 10^{-3}\,\text{mol}$ .

Ergebnis: Die Probe enthielt $\approx 2{,}45\,\text{mmol}\;\ce{Fe^{2+}}$ , also rund $137\,\text{mg}$ Eisen.

Musterbeispiel

Säure-Base-Titration auswerten

Eine Probe von 20,0 mL Essigsäurelösung benötigt 22,5 mL einer 0,150 mol/L NaOH-Lösung bis zum Äquivalenzpunkt. Berechne $c(\ce{CH3COOH})$ .

n(\ce{NaOH})
$n=c\cdot V=0{,}150\cdot 0{,}0225=3{,}375\cdot 10^{-3}\,\text{mol}$ .
Stöchiometrie
Reaktion $\ce{CH3COOH + NaOH -> CH3COONa + H2O}$ , Verhältnis 1:1.
c(HAc)
$c=\dfrac{n}{V}=\dfrac{3{,}375\cdot 10^{-3}}{0{,}0200}=0{,}169\,\text{mol/L}$ .

Ergebnis: Die Essigsäurelösung hat eine Konzentration von $\approx 0{,}169\,\text{mol/L}$ , das entspricht ca. 1 % Essig (Haushaltsessig).

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Die Titrationskurve ist ein Fingerabdruck der Säure - schwache und starke unterscheiden sich klar.
Titration: schwache Säure (CH3COOH) mit NaOH
Abb.Pufferplateau um pKa = 4,76, Äquivalenzpunkt im basischen Bereich (pH ca. 8,7).
2
Am Halbäquivalenzpunkt gilt pH = pKa - eine elegante Methode zur Bestimmung der Säurestärke.
3
Indikatoren wechseln die Farbe über einen pH-Bereich - der Umschlag sollte am Äquivalenzpunkt liegen.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Skizziere die Titrationskurven (a) einer starken Säure mit starker Base und (b) einer schwachen Säure mit starker Base. Erläutere die markanten Punkte.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Indikatorumschlag mit Äquivalenzpunkt gleichgesetzt (kann leicht abweichen).
pH am Äquivalenzpunkt einer schwachen Säure mit starker Base als 7 angenommen.
Konzentrationen bei mehrprotonigen Säuren nicht angepasst.

Aktive Wiederholung

Eine unbekannte $\ce{HCl}$ -Lösung wird mit 0,10 mol/L NaOH titriert. Bei einem Probenvolumen von 25,0 mL werden 18,4 mL NaOH bis zum Äquivalenzpunkt verbraucht. Wie hoch ist $c(\ce{HCl})$ ?

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 14.7 Titrations (OpenStax)

Säure- und Basestärke: Ks, Kb und pKs#

VertiefungCHE-Sb-5.2

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 9Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die

\ce{H3O+}

-Konzentration um den Faktor 10.

Die Säurestärke misst, wie weit eine Säure in Wasser protolysiert; sie wird durch die Säurekonstante

K_s

(bzw.

\mathrm{p}K_s = -\log K_s

) quantifiziert.

Starke Säuren (

\ce{HCl}

,

\ce{HNO3}

,

\ce{H2SO4}

) protolysieren praktisch vollständig (

K_s

sehr gross,

\mathrm{p}K_s < 0

).

Schwache Säuren (

\ce{CH3COOH}

,

\mathrm{p}K_s \approx 4{,}75

) liegen überwiegend undissoziiert vor; nur ein kleiner Teil protolysiert.

Je kleiner der

\mathrm{p}K_s

, desto stärker die Säure; je größer, desto schwächer.

Korrespondierende Säure-Base-Paare:

\mathrm{p}K_s + \mathrm{p}K_b = 14

bei 25 Grad C - eine starke Säure hat eine schwache konjugierte Base und umgekehrt.

Mehrprotonige Säuren protolysieren stufenweise mit jeweils steigendem

\mathrm{p}K_s

(jede weitere Abspaltung ist schwieriger).

Die Stärke einer Säure hängt von Bindungspolarität und Stabilität der konjugierten Base ab (Elektronegativität, Mesomeriestabilisierung).

K_s = \frac{[\ce{A-}]\,[\ce{H3O+}]}{[\ce{HA}]}, \qquad \mathrm{p}K_s + \mathrm{p}K_b = 14

Säurekonstante und Paarbeziehung (25 Grad C)

Musterbeispiel

Säuren ordnen und pKb berechnen

Ordne $\ce{HF}$ ( $\mathrm{p}K_s=3{,}2$ ), $\ce{CH3COOH}$ ( $\mathrm{p}K_s=4{,}75$ ) und $\ce{HCN}$ ( $\mathrm{p}K_s=9{,}2$ ) nach Stärke und berechne $\mathrm{p}K_b$ der konjugierten Base von $\ce{HCN}$ .

Nach Stärke ordnen
Kleiner $\mathrm{p}K_s$ = stärker: $\ce{HF}$ (3,2) > $\ce{CH3COOH}$ (4,75) > $\ce{HCN}$ (9,2).
pKb der konjugierten Base
Konjugierte Base von $\ce{HCN}$ ist $\ce{CN-}$ . $\mathrm{p}K_b = 14 - 9{,}2 = 4{,}8$ .
Interpretieren
Die schwächste Säure ( $\ce{HCN}$ ) hat die stärkste konjugierte Base ( $\ce{CN-}$ , kleinster $\mathrm{p}K_b$ ).

Ergebnis: Stärkereihe $\ce{HF} > \ce{CH3COOH} > \ce{HCN}$ ; $\mathrm{p}K_b(\ce{CN-}) = 4{,}8$ . Bezug: Thema "Pufferlösungen" nutzt diese $\mathrm{p}K_s$ -Werte.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe, warum Trichloressigsäure (

\mathrm{p}K_s=0{,}7

) eine viel stärkere Säure ist als Essigsäure (

\mathrm{p}K_s=4{,}76

).

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Säurestärke (intensive Eigenschaft) wird mit Konzentration (extensive Größe) verwechselt - eine verdünnte starke Säure bleibt stark.
Grosser $\mathrm{p}K_s$ wird fälschlich als starke Säure gedeutet (es ist umgekehrt).
Bei mehrprotonigen Säuren wird angenommen, alle Protonen seien gleich leicht abspaltbar.
Die Beziehung $\mathrm{p}K_s + \mathrm{p}K_b = 14$ wird auf die falsche Temperatur angewandt.

Aktive Wiederholung

Vergleiche Essigsäure ( $\mathrm{p}K_s = 4{,}75$ ) und Ameisensäure ( $\mathrm{p}K_s = 3{,}75$ ) hinsichtlich ihrer Stärke und berechne den $\mathrm{p}K_b$ der jeweils konjugierten Base.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 14 "Acid-Base Equilibria" (OpenStax)

Neutralisation, Salzbildung und Hydrolyse#

StandardCHE-Sb-5.1CHE-Sb-5.3

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 10Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die

\ce{H3O+}

-Konzentration um den Faktor 10.

Neutralisation: Säure + Base reagieren zu Salz und Wasser; die Nettoreaktion ist

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

(stark exotherm,

\Delta H \approx -57

kJ/mol).

Das gebildete Salz besteht aus dem Anion der Säure und dem Kation der Base.

Nicht jede Salzlösung ist neutral: Salze können sauer, neutral oder basisch reagieren (Hydrolyse).

Salz aus starker Säure + starker Base (z.B.

\ce{NaCl}

) reagiert neutral.

Salz aus schwacher Säure + starker Base (z.B.

\ce{CH3COONa}

) reagiert basisch (das Acetat-Anion ist eine Base).

Salz aus starker Säure + schwacher Base (z.B.

\ce{NH4Cl}

) reagiert sauer (

\ce{NH4+}

gibt Protonen ab).

Titration nutzt die Neutralisation quantitativ; der Äquivalenzpunkt liegt je nach Salztyp nicht immer bei pH 7.

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

Nettogleichung der Neutralisation

Musterbeispiel

pH-Charakter von Salzlösungen beurteilen

Beurteile für (a) $\ce{KCl}$ , (b) $\ce{NH4Cl}$ und (c) $\ce{Na2CO3}$ , ob die wässrige Lösung sauer, neutral oder basisch reagiert, und begründe.

Herkunft bestimmen
(a) $\ce{KCl}$ : starke Base ( $\ce{KOH}$ ) + starke Säure ( $\ce{HCl}$ ). (b) $\ce{NH4Cl}$ : schwache Base ( $\ce{NH3}$ ) + starke Säure. (c) $\ce{Na2CO3}$ : starke Base + schwache Säure ( $\ce{H2CO3}$ ).
Hydrolyse prüfen
(a) keine Hydrolyse -> neutral. (b) $\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}$ -> sauer. (c) $\ce{CO3^2- + H2O <=> HCO3- + OH-}$ -> basisch.
Zuordnen
Der Ionentyp mit der schwächeren "Eltern"-Spezies bestimmt den pH-Charakter.

Ergebnis: (a) neutral, (b) sauer, (c) basisch. Querverweis: Thema "Titration" (Lage des Äquivalenzpunkts folgt aus dem Salztyp).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Eine Lösung von Ammoniumchlorid

\ce{NH4Cl}

reagiert sauer. Stelle die Hydrolysegleichung auf und erkläre den sauren Charakter über die Herkunft der Ionen.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Jede Salzlösung wird pauschal als neutral angenommen.
Hydrolyse wird mit der Lösung des Salzgitters (physikalischer Vorgang) verwechselt.
Bei der Neutralisationsgleichung wird das Wasser oder die Salzformel vergessen.
Der Äquivalenzpunkt wird grundsätzlich mit pH 7 gleichgesetzt.

Aktive Wiederholung

Erkläre, ob eine wässrige Lösung von Natriumacetat sauer, neutral oder basisch reagiert, und stelle die Hydrolysegleichung auf.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 14 "Hydrolysis of Salts" (OpenStax)