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Säure-Base-Chemie

Brønsted-Konzept, pH-Berechnungen, Säurestärke, Puffer und Titrationskurven. Schwerpunkt im Landesabitur (BY/NW/BW) — verlangt sicheres Rechnen und Interpretieren von Titrationskurven.

6 Abschnitte~25 Min Lesezeit3 KompetenzenNiveau Standard 4 · Vertiefung 2Stand 06/2026

T·0555 / 9

Prüfungsprofil

F2 · Donator-Akzeptor-Konzepte (Brønsted) anwendenF2.2 · pH-Werte berechnen und Titrationsverläufe deutenE4 · Experimentelle Titrationsdaten auswerten und interpretieren

Operatoren:berechnenauswertenerklärenbeurteilenentwickeln

grundlegendes Niveau

gA: Säure-Base-Reaktionen als Protonenübergang formulieren, pH starker Säuren/Basen berechnen, Indikatorwahl anhand der Titrationskurve begründen.

erhöhtes Niveau

eA: pH-Berechnung schwacher Säuren mit Näherungs- und exakter Formel, Puffer mit Henderson-Hasselbalch quantitativ auslegen, mehrprotonige Säuren.

Tiefe

Schrift

Inhalt · 6 Abschnitte

Säure-Base-Chemie

Brønsted-Konzept und pH-Berechnungen#

StandardF2.2

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 1Logarithmische Skala 0–14; Faktor 10 in [H₃O⁺] pro pH-Einheit.

Das Brønsted-Konzept (Johannes Brønsted und Thomas Lowry, 1923) definiert eine Säure als Protonendonator und eine Base als Protonenakzeptor; eine Säure-Base-Reaktion ist demnach ein Protonenübergang (Protolyse) von der Säure HA auf die Base B. Dabei entsteht aus jeder Säure durch Protonenabgabe ihre konjugierte Base und aus jeder Base durch Protonenaufnahme ihre konjugierte Säure — man spricht von konjugierten (korrespondierenden) Säure-Base-Paaren wie HA/A⁻ und B/BH⁺. Jede Protolyse umfasst zwei solche Paare; die konjugierte Base von HA ist stets das Anion A⁻, nicht das neutrale Teilchen A.

Wasser nimmt eine Sonderstellung ein, weil es amphoter ist (ein Ampholyt): Gegenüber einer Säure wirkt es als Base und nimmt ein Proton zu H₃O⁺ auf, gegenüber einer Base als Säure und gibt eines zu OH⁻ ab. Sogar mit sich selbst reagiert Wasser in geringem Maße (Autoprotolyse): 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Diese Eigenprotolyse ist der Grund, warum auch reines Wasser eine — wenn auch winzige — Konzentration an Ionen enthält.

Das Gleichgewicht der Autoprotolyse beschreibt das Ionenprodukt des Wassers K_w = [H₃O⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴ mol²/L² (bei 25 °C). In jeder wässrigen Lösung ist das Produkt der beiden Konzentrationen konstant; steigt [H₃O⁺], muss [OH⁻] entsprechend sinken. Logarithmiert folgt die fundamentale Beziehung pH + pOH = 14, mit der man jederzeit von der einen auf die andere Größe schließen kann — das ist unentbehrlich, um den pH einer Base über den Umweg pOH zu berechnen.

Der pH-Wert ist als negativer dekadischer Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration definiert: pH = −log₁₀([H₃O⁺]). Die logarithmische Skala 0–14 bedeutet, dass eine Änderung um eine pH-Einheit einer Verzehnfachung bzw. Zehntelung von [H₃O⁺] entspricht; pH < 7 ist sauer, pH = 7 neutral, pH > 7 basisch (jeweils bei 25 °C). Diese logarithmische Natur muss man präsent halten — der Sprung von pH 1 auf pH 3 ist eine Konzentrationsänderung um den Faktor 100.

Bei der pH-Berechnung ist strikt zwischen starken und schwachen Säuren/Basen zu unterscheiden. Starke Säuren und Basen (HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH) sind in Wasser praktisch vollständig dissoziiert, sodass [H₃O⁺] = c₀ (bzw. [OH⁻] = c₀) gilt: Eine 0,010 mol/L HCl hat pH = −log(0,010) = 2, eine 0,010 mol/L NaOH hat pOH = 2 und damit pH = 12. Den pH einer Base direkt aus c zu berechnen, ohne den Umweg über pOH zu gehen, ist ein häufiger Fehler.

Schwache Säuren dissoziieren nur teilweise; ihr Dissoziationsgleichgewicht beschreibt die Säurekonstante K_a (bzw. pK_a = −log K_a). Für die pH-Berechnung gilt die Näherung [H₃O⁺] ≈ √(K_a·c₀), die sich zu pH ≈ ½(pK_a − log c₀) umformen lässt — gültig, solange die Säure nur schwach dissoziiert (K_a ≪ c₀, sodass c₀ näherungsweise erhalten bleibt). Eine 0,010 mol/L Essigsäure (pK_a = 4,76) hat demnach pH ≈ ½(4,76 + 2) = 3,38. Den pH einer schwachen Säure einfach als −log c₀ anzusetzen, ergibt einen um rund ½ pK_a zu kleinen Wert — ein typischer Fehler.

Säure- und Basenstärke konjugierter Paare sind gekoppelt: Je kleiner der pK_a (je größer K_a), desto stärker die Säure — und desto schwächer ihre konjugierte Base. Eine starke Säure hat also eine sehr schwache konjugierte Base und umgekehrt; quantitativ verbindet die Korrespondenzregel pK_a + pK_b = 14 (bei 25 °C) die beiden Konstanten eines konjugierten Paares. Diese Kopplung ist die Grundlage, um etwa die basische Reaktion von Acetatlösungen oder die saure Reaktion von Ammoniumsalzen vorherzusagen.

\mathrm{pH} = -\log_{10}\!\left([\text{H}_{3}\text{O}^{+}]\right),\quad \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14\;(25\,^{\circ}\!\text{C})

pH-Definition und Ionenprodukt von Wasser

K_{a} = \dfrac{[\text{H}_{3}\text{O}^{+}][\text{A}^{-}]}{[\text{HA}]},\quad \mathrm{pH} \approx \tfrac{1}{2}\,(\mathrm{p}K_{a} - \log c_{0})

Säurekonstante und Näherungs-pH einer schwachen Säure

Musterlösung

pH einer schwachen Säure (Essigsäure)

Berechnen Sie den pH-Wert einer Essigsäure-Lösung mit c_0 = 0,100 mol/L. Es gilt pK_a(CH₃COOH) = 4,76.

Schritt 1 — Säurekonstante
K_a = 10⁻⁴·⁷⁶ ≈ 1,74·10⁻⁵.
Schritt 2 — Näherung
Da K_a ≪ c_0, gilt [H₃O⁺] ≈ √(K_a · c_0).
Schritt 3 — Einsetzen
[H₃O⁺] ≈ √(1,74·10⁻⁵ · 0,100) = √(1,74·10⁻⁶) ≈ 1,32·10⁻³ mol/L.
Schritt 4 — pH ablesen
pH = −log₁₀(1,32·10⁻³) ≈ 2,88; alternativ via Näherungsformel.
$\mathrm{pH} \approx \tfrac{1}{2}(\mathrm{p}K_{a} - \log c_{0}) = \tfrac{1}{2}(4{,}76 + 1) = 2{,}88$
Schritt 5 — Interpretieren
Eine starke Säure gleicher Konzentration hätte pH = 1; die schwache Säure dissoziiert nur teilweise.

Ergebnis: pH ≈ 2,88 — schwach sauer, da Essigsäure nur zu etwa 1,3 % dissoziiert vorliegt.

Typische Fehler

pH einer schwachen Säure wird mit pH = −log c_0 gleichgesetzt (Fehler ≈ ½ pK_a).
Korrespondenzregel pK_a + pK_b ≠ 14 — gilt nur für konjugiertes Paar in Wasser bei 25 °C.
Konjugierte Base von HA wird als A statt A⁻ geschrieben.
pOH-Berechnung vergessen — pH einer Base direkt aus c angenommen.

LK-Vertiefung

eA-Vertiefung: Diskutieren Sie für Phosphorsäure H₃PO₄ die drei Dissoziationsstufen (pK_a₁ = 2,1; pK_a₂ = 7,2; pK_a₃ = 12,4) und welche Spezies bei pH 7,4 (Blut) dominiert.

Aktive Wiederholung

Berechnen Sie den pH-Wert (a) einer 0,010 mol/L HCl-Lösung, (b) einer 0,010 mol/L NaOH-Lösung und (c) einer 0,010 mol/L Essigsäure-Lösung (pK_a = 4,76).

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer/Müller — Chemie, Kap. Säuren und Basen (Thieme)

Pufferlösungen und Titrationskurven#

VertiefungF2.2

Titrationskurve — starke Säure mit starker Base

Abb. 2Steiler pH-Sprung am Äquivalenzpunkt (pH = 7); Indikator muss in diesem Bereich umschlagen.

Eine Pufferlösung hält ihren pH-Wert bei Zugabe kleiner Mengen Säure oder Base nahezu konstant — eine für Chemie und Biologie zentrale Eigenschaft. Sie besteht aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base in vergleichbaren Mengen (z. B. Essigsäure/Acetat). Der Mechanismus: Zugegebene H₃O⁺-Ionen werden vom Basenanteil (A⁻ + H₃O⁺ → HA + H₂O), zugegebene OH⁻-Ionen vom Säureanteil (HA + OH⁻ → A⁻ + H₂O) abgefangen. Da beide Komponenten im Überschuss vorliegen, ändert sich das Verhältnis [A⁻]/[HA] — und damit der pH — nur geringfügig.

Quantitativ beschreibt die Henderson-Hasselbalch-Gleichung pH = pK_a + log([A⁻]/[HA]) den pH eines Puffers. Ihr wichtigster Spezialfall ist das Verhältnis 1:1: Sind Säure und konjugierte Base gleich konzentriert, wird log 1 = 0 und es gilt pH = pK_a. Genau hier ist die Pufferwirkung maximal, weil der Puffer gegen Säure- wie Basenzugabe gleichermaßen gewappnet ist. Sinnvoll anwendbar ist die Gleichung im Bereich [A⁻]/[HA] etwa zwischen 0,1 und 10, also pK_a ± 1.

Die Pufferkapazität β = dn(Base)/dpH gibt an, welche Stoffmenge Säure oder Base eine Lösung aufnehmen kann, bevor sich der pH um eine Einheit ändert. Sie steigt mit der Gesamtkonzentration der Pufferkomponenten und ist am größten bei pH = pK_a, wirksam im Bereich pK_a ± 1. Außerhalb dieses Fensters bricht die Pufferwirkung rasch zusammen. Die Pufferkapazität ist also nicht mit dem pK_a zu verwechseln — der pK_a legt fest, WO der Puffer wirkt, die Kapazität, WIE VIEL er abfangen kann.

Puffersysteme bestimmen je nach gewünschtem pH die Wahl der Komponenten: ein Acetat-Puffer (Essigsäure/Acetat) bei pH ≈ 4,76, ein Phosphat-Puffer (H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻) bei pH ≈ 7,2, der Kohlensäure-Hydrogencarbonat-Puffer (H₂CO₃/HCO₃⁻) hält das Blut bei pH 7,4 — eine Abweichung um nur wenige Zehntel ist lebensbedrohlich (Azidose/Alkalose). Diese biologische Bedeutung macht den Puffer zu einem beliebten Kontext für Anwendungsaufgaben.

Eine Titration verfolgt den pH-Wert gegen das zugegebene Volumen der Maßlösung; die resultierende Titrationskurve hat eine charakteristische Form mit einem steilen pH-Sprung am Äquivalenzpunkt. Bei der Titration einer schwachen Säure mit starker Base lassen sich vier Bereiche unterscheiden: der Anfangs-pH (allein durch die schwache Säure bestimmt), der flache Pufferbereich (Säure und gebildete konjugierte Base liegen nebeneinander vor), der steile Sprung und der basische Auslauf. Im Halbäquivalenzpunkt — bei der Hälfte des bis zum Äquivalenzpunkt nötigen Volumens — ist genau die Hälfte der Säure neutralisiert, also [A⁻] = [HA], und es gilt die wichtige Ablesung pH = pK_a.

Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn die zugegebene Stoffmenge Base gerade der ursprünglichen Stoffmenge Säure entspricht (n(Säure) = n(Base) bei 1:1) — er liegt am Wendepunkt des steilen Sprungs. Sein pH ist NICHT automatisch 7: Bei starker Säure mit starker Base liegt er bei pH 7 (neutrales Salz), bei schwacher Säure mit starker Base im Basischen (pH > 7, das gebildete Anion protolysiert), bei starker Säure mit schwacher Base im Sauren (pH < 7). Äquivalenzpunkt und Neutralpunkt (pH 7) gleichzusetzen ist deshalb ein klassischer Fehler.

Der Indikator muss so gewählt werden, dass sein Umschlagsbereich in den steilen pH-Sprung am Äquivalenzpunkt fällt — nur dann zeigt der Farbumschlag den Äquivalenzpunkt zuverlässig an. Für eine schwache Säure mit starker Base (Äquivalenzpunkt im Basischen) eignet sich Phenolphthalein (8,2–10,0), für eine schwache Base mit starker Säure (Äquivalenzpunkt im Sauren) Methylorange (3,1–4,4). Ein Pufferplateau gibt es nur bei einem schwachen Partner; in eine Titrationskurve stark/stark ein solches Plateau einzuzeichnen ist falsch.

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

Henderson-Hasselbalch-Gleichung (Puffer)

Titrationskurve — schwache Säure mit starker Base

Abb. 3Pufferplateau um pK_a; Äquivalenzpunkt liegt im basischen Bereich.

Titration: starke Säure mit starker Base

Abb. 4pH-Sprung am Äquivalenzpunkt bei V = 25 mL (NaOH zu HCl, je 0,1 mol/L).

Titration: Essigsäure mit NaOH

Abb. 5Pufferplateau um pK_a = 4,76; Äquivalenzpunkt im basischen Bereich (pH ≈ 8,7).

Musterlösung

Pufferlösung mit Henderson-Hasselbalch

Bestimmen Sie das Konzentrationsverhältnis von Acetat zu Essigsäure, das einen Puffer mit pH = 5,00 ergibt. pK_a = 4,76.

Schritt 1 — Henderson-Hasselbalch ansetzen
5,00 = 4,76 + log([A⁻]/[HA]).
Schritt 2 — Auflösen
log([A⁻]/[HA]) = 0,24, also [A⁻]/[HA] = 10⁰·²⁴ ≈ 1,74.
Schritt 3 — Konzentrationen wählen
Beispiel: [HA] = 0,10 mol/L und [A⁻] = 0,174 mol/L erzeugen exakt pH 5,00.
Schritt 4 — Pufferkapazität diskutieren
Pufferkapazität β steigt mit Gesamtkonzentration; sie ist maximal, wenn [A⁻] ≈ [HA] (also pH = pK_a).

Ergebnis: Verhältnis [A⁻] : [HA] ≈ 1,74 : 1; absolute Konzentrationen wählen, damit die Kapazität der Anwendung passt.

Typische Fehler

Äquivalenzpunkt mit Neutralpunkt (pH = 7) verwechselt.
Pufferkapazität wird mit pK_a verwechselt.
Pufferplateau wird bei stark/stark-Titration eingezeichnet (gibt es nicht).
Indikator wird ohne Rücksicht auf Säure-/Basenstärke gewählt.

LK-Vertiefung

eA-Vertiefung: Berechnen Sie die Pufferkapazität einer Lösung mit 0,10 mol/L Essigsäure und 0,10 mol/L Natriumacetat gegenüber 0,010 mol HCl pro Liter und vergleichen Sie mit reinem Wasser.

Aktive Wiederholung

Skizzieren Sie qualitativ die Titrationskurve einer schwachen Säure mit starker Base und kennzeichnen Sie Halbäquivalenzpunkt, Pufferbereich und Äquivalenzpunkt. Begründen Sie die Indikatorwahl.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: IUPAC Compendium of Chemical Terminology — Buffer Solution (IUPAC)

Säure-Base-Theorien — Arrhenius, Brønsted, Lewis#

StandardF2.2

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 6Logarithmische Skala 0–14; Faktor 10 in [H₃O⁺] pro pH-Einheit.

Der Säure-Base-Begriff wurde im Lauf der Wissenschaftsgeschichte dreimal erweitert, und jede Theorie schließt die vorige als Spezialfall ein — ein Musterbeispiel für die zunehmende Reichweite von Modellen. Eine konkrete Reaktion ist stets der jeweils umfassendsten zutreffenden Theorie zuzuordnen; die Theorien gegeneinander auszuspielen verfehlt den Punkt, denn sie widersprechen sich nicht, sondern erweitern einander (Arrhenius ⊂ Brønsted ⊂ Lewis).

Die Theorie von Arrhenius (1887) definiert Säuren als Stoffe, die in wässriger Lösung H⁺-Ionen liefern, und Basen als solche, die OH⁻-Ionen liefern; die Neutralisation ist die Vereinigung von H⁺ und OH⁻ zu Wasser. Sie war historisch grundlegend und genügt für einfache wässrige Systeme, ist aber auf Wasser als Lösungsmittel und auf OH⁻-haltige Basen beschränkt — sie kann etwa nicht erklären, warum Ammoniak NH₃ basisch reagiert, obwohl es keine OH⁻-Gruppe enthält.

Das Brønsted-Lowry-Konzept (1923) löst diese Beschränkung: Eine Säure ist ein Protonendonator, eine Base ein Protonenakzeptor, und jede Protolyse läuft zwischen zwei konjugierten Säure-Base-Paaren ab. Da der Begriff nicht mehr an OH⁻ oder an Wasser gebunden ist, erfasst er auch nichtwässrige Systeme und Reaktionen wie NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻. Das Brønsted-Konzept ist der Standard der Schulchemie und Grundlage aller pH- und Titrationsrechnungen.

Die Lewis-Theorie (G. N. Lewis, 1923) verallgemeinert noch weiter und löst sich ganz vom Proton: Eine Lewis-Säure ist ein Elektronenpaar-Akzeptor (besitzt eine Elektronenlücke), eine Lewis-Base ein Elektronenpaar-Donator (besitzt ein freies Elektronenpaar). Damit werden auch protonenfreie Reaktionen erfasst, etwa die Adduktbildung BF₃ + NH₃ → F₃B–NH₃ oder die Bildung von Metallkomplexen, bei denen Liganden ihre freien Elektronenpaare an ein Zentralion abgeben. Lewis-Base und Brønsted-Base nicht zu verwechseln (Elektronenpaar gegen Proton) ist hier wichtig.

Die Theorien sind ineinander geschachtelt: Jede Brønsted-Base ist auch eine Lewis-Base (sie nimmt das Proton ja mit einem freien Elektronenpaar auf), aber nicht jede Lewis-Säure ist eine Brønsted-Säure (BF₃ hat kein abspaltbares Proton). Besonders deutlich wird die Erweiterung an amphoteren Teilchen wie H₂O, HCO₃⁻, HSO₄⁻ oder Al(OH)₃, die je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base wirken können — ihre Amphoterie zu übersehen (etwa Wasser nur als Base zu behandeln) ist ein häufiger Fehler.

Die Stärke einer Brønsted-Säure lässt sich an der Stabilität ihrer konjugierten Base erklären: Je stabiler das nach Protonenabgabe zurückbleibende Anion, desto leichter wird das Proton abgegeben, desto stärker die Säure. Stabilisierend wirken mesomere Delokalisierung der negativen Ladung (Carboxylate, Sulfonsäuren), hohe Elektronegativität des bindenden Atoms und ein großer Anionenradius. Dieser strukturelle Zugang verbindet die Säure-Base-Chemie mit den Bindungs- und Mesomeriekonzepten der vorigen Themengebiete.

Lewis-Säure-Base-Reaktionen sind die Grundlage großer Teile der anorganischen und organischen Chemie: die gesamte Komplexchemie (Zentralion = Lewis-Säure, Liganden = Lewis-Basen) ebenso wie viele Katalysen — etwa die Friedel-Crafts-Reaktion, bei der AlCl₃ als Lewis-Säure ein Elektrophil aktiviert. Damit reicht der Säure-Base-Begriff weit über die wässrige pH-Chemie hinaus und liefert ein einheitliches Ordnungsprinzip für sehr unterschiedliche Reaktionstypen.

Typische Fehler

Arrhenius- und Brønsted-Definition gleichgesetzt; die Reichweite unterscheidet sich.
Lewis-Base mit Brønsted-Base verwechselt (Elektronenpaar vs. Proton).
Amphoterie übersehen (H₂O nur als Base oder nur als Säure betrachtet).
Konjugierte Base als neutrales Teilchen statt als Anion geschrieben.

LK-Vertiefung

eA-Vertiefung: Erläutern Sie am Beispiel von Al(OH)₃ die Amphoterie und formulieren Sie die Reaktionen sowohl mit Säure (H₃O⁺) als auch mit Base (OH⁻).

Aktive Wiederholung

Ordnen Sie die Reaktionen HCl + H₂O, NH₃ + BF₃ und CH₃COOH + NH₃ jeweils der zutreffendsten Säure-Base-Theorie zu und begründen Sie.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

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

Säurestärke, K_a/K_b und mehrprotonige Säuren#

VertiefungF2.2

Die Säurestärke ist ein Maß dafür, wie weit eine Säure in Wasser ihr Proton abgibt, und wird durch die Säurekonstante K_a des Dissoziationsgleichgewichts HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺ erfasst: K_a = [A⁻][H₃O⁺]/[HA]. Je größer K_a (je kleiner pK_a = −log K_a), desto stärker die Säure. K_a ist eine Stoffkonstante und damit unabhängig von der Konzentration — das ist der Schlüssel zur Trennung von Säurestärke und Konzentration.

Für ein konjugiertes Säure-Base-Paar gilt die Korrespondenzregel K_a·K_b = K_w = 10⁻¹⁴, also pK_a + pK_b = 14 (bei 25 °C). Sie verbindet die Stärke einer Säure mit der ihrer konjugierten Base: Eine starke Säure (kleiner pK_a) hat eine sehr schwache konjugierte Base (großer pK_b) und umgekehrt. Wichtig: Diese Regel gilt ausschließlich für ein KONJUGIERTES Paar in Wasser — sie auf zwei beliebige, nicht korrespondierende Teilchen anzuwenden, ist ein häufiger Fehler.

Die Säurestärke lässt sich strukturell begründen, indem man die Stabilität der konjugierten Base betrachtet — je stabiler das zurückbleibende Anion, desto stärker die Säure. Drei Einflüsse wirken zusammen: eine hohe Elektronegativität des protonentragenden Atoms (innerhalb einer Periode, daher HF < ... bei den Hydriden quer betrachtet), eine mesomere Delokalisierung der negativen Ladung im Anion (Carbonsäuren, Sulfonsäuren) und — bei den Halogenwasserstoffen innerhalb einer Gruppe — der wachsende Atomradius, der die H–X-Bindung schwächt: Die Stärke nimmt von HF über HCl und HBr zu HI zu, weil die längere, schwächere Bindung leichter heterolytisch bricht.

Mehrprotonige Säuren (H₂SO₄, H₃PO₄, H₂CO₃) geben ihre Protonen stufenweise ab, und jede Stufe hat ein eigenes pK_a. Diese pK_a-Werte steigen von Stufe zu Stufe deutlich an (für H₃PO₄: pK_a1 = 2,1; pK_a2 = 7,2; pK_a3 = 12,4), weil es zunehmend schwerer fällt, ein positiv geladenes Proton von einem bereits negativ geladenen Anion abzulösen — die elektrostatische Anziehung wächst mit jeder Stufe. Die Annahme, alle Protonen würden gleichzeitig und vollständig abgegeben, ist daher falsch.

Aus dem großen Abstand der pK_a-Stufen (typisch Δ ≈ 5) folgen zwei praktische Konsequenzen. Erstens bestimmt fast ausschließlich die erste Dissoziationsstufe den pH, da pK_a1 ≪ pK_a2 — die Folgestufen tragen kaum bei. Zweitens zeigt die Titrationskurve einer mehrprotonigen Säure entsprechend mehrere getrennte Äquivalenzpunkte (zwei bei H₂CO₃, drei bei H₃PO₄, sofern die pK-Werte genügend weit auseinanderliegen), zwischen denen jeweils ein Pufferbereich liegt.

Der wichtigste begriffliche Unterschied dieses Abschnitts ist die Trennung von Säurestärke und Konzentration: Stärke (K_a) beschreibt, zu WELCHEM ANTEIL eine Säure dissoziiert, Konzentration (c₀), WIE VIEL Säure insgesamt vorliegt. Daher kann eine verdünnte starke Säure einen höheren pH (also weniger sauer) haben als eine konzentrierte schwache Säure. Beides zu verwechseln führt regelmäßig zu Fehlurteilen über Lösungen.

Quantitativ fasst der Dissoziationsgrad α = [H₃O⁺]/c₀ den dissoziierten Anteil. Nach dem Ostwaldschen Verdünnungsgesetz wächst α mit zunehmender Verdünnung: Eine 0,10 mol/L Essigsäure ist nur zu etwa 1,3 % dissoziiert, eine 0,010 mol/L dagegen zu rund 4,2 %. Das Gleichgewicht weicht beim Verdünnen also zur stärker dissoziierten Seite aus (Le Chatelier) — ein scheinbares Paradox, das sich auflöst, wenn man Dissoziationsgrad (steigt) und absolute Oxoniumkonzentration (sinkt) sauber auseinanderhält.

K_{a} = \dfrac{[\text{H}_{3}\text{O}^{+}][\text{A}^{-}]}{[\text{HA}]},\quad \mathrm{pH} \approx \tfrac{1}{2}\,(\mathrm{p}K_{a} - \log c_{0})

Säurekonstante und Näherungs-pH einer schwachen Säure

K_{a}\cdot K_{b} = K_{w} = 10^{-14},\qquad \mathrm{p}K_{a} + \mathrm{p}K_{b} = 14

Korrespondenz konjugierter Säure-Base-Paare (25 °C)

Musterlösung

Dissoziationsgrad einer schwachen Säure

Berechnen Sie den Dissoziationsgrad α einer 0,10 mol/L Essigsäure (K_a = 1,8·10⁻⁵).

Schritt 1 — [H₃O⁺] über Näherung
[H₃O⁺] ≈ √(K_a·c₀) = √(1,8·10⁻⁵ · 0,10) = √(1,8·10⁻⁶) ≈ 1,34·10⁻³ mol/L.
Schritt 2 — Dissoziationsgrad
α = [H₃O⁺]/c₀ = 1,34·10⁻³ / 0,10 = 1,34·10⁻².
Schritt 3 — In Prozent
α ≈ 1,3 %; nur etwa jedes 75. Molekül liegt dissoziiert vor.
Schritt 4 — Interpretieren
Nach dem Ostwaldschen Verdünnungsgesetz steigt α mit zunehmender Verdünnung; bei 0,010 mol/L wäre α ≈ 4,2 %.

Ergebnis: α ≈ 1,3 %; Essigsäure ist eine schwache Säure, die nur zu einem kleinen Anteil dissoziiert vorliegt.

Typische Fehler

Säurestärke mit Konzentration gleichgesetzt.
Bei mehrprotonigen Säuren alle Protonen als gleichzeitig vollständig abgegeben angenommen.
pK_a + pK_b = 14 auf nicht konjugierte Paare angewandt.
Dissoziationsgrad α mit dem pH-Wert verwechselt.

LK-Vertiefung

eA-Vertiefung: Berechnen Sie den Dissoziationsgrad α einer 0,10 mol/L Essigsäure (pK_a = 4,76) und vergleichen Sie ihn mit dem einer 0,010 mol/L Lösung; erläutern Sie das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz.

Aktive Wiederholung

Diskutieren Sie für Phosphorsäure H₃PO₄ (pK_a1 = 2,1; pK_a2 = 7,2; pK_a3 = 12,4) die drei Dissoziationsstufen und bestimmen Sie, welche Spezies bei Blut-pH 7,4 dominiert.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer/Müller — Chemie, Kap. Säurestärke (Thieme)

Neutralisation, Salzlösungen und Hydrolyse#

StandardF2.2

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 7Logarithmische Skala 0–14; Faktor 10 in [H₃O⁺] pro pH-Einheit.

Die Neutralisation ist die Reaktion einer Säure mit einer Base zu einem Salz und Wasser; ihre eigentliche Nettoreaktion ist in jedem Fall der Protonenübergang H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O. Weil dabei stets dasselbe geschieht — die Bildung von Wasser aus Oxonium- und Hydroxidionen —, ist die Neutralisationsenthalpie für starke Säuren mit starken Basen nahezu konstant (Δ_R H ≈ −57 kJ/mol je Mol gebildeten Wassers, exotherm). Bei schwachen Partnern weicht der Wert ab, weil zusätzlich Energie für deren Dissoziation aufzubringen ist.

Ein verbreiteter Irrtum ist, dass jede Salzlösung neutral sei. Tatsächlich hängt der pH einer Salzlösung von der Stärke der Säure und der Base ab, aus denen das Salz hervorgegangen ist, denn die Ionen können selbst mit Wasser reagieren. Ein Salz aus starker Säure und starker Base (NaCl) reagiert neutral: Weder Na⁺ noch Cl⁻ protolysieren nennenswert, sie sind reine Zuschauerionen.

Ein Salz aus starker Säure und schwacher Base (NH₄Cl) reagiert sauer, weil das Kation der schwachen Base protolysiert: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺ setzt Oxoniumionen frei (Cl⁻ ist Zuschauer). Umgekehrt reagiert ein Salz aus schwacher Säure und starker Base (CH₃COONa) basisch, weil das Anion der schwachen Säure protolysiert: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ setzt Hydroxidionen frei (Na⁺ ist Zuschauer). Entscheidend ist, die Hydrolysegleichung für das tatsächlich protolysierende Ion aufzustellen — das Zuschauerion einzusetzen ist ein typischer Fehler.

Bei einem Salz aus schwacher Säure und schwacher Base hängt der pH vom Verhältnis der Konstanten K_a (des Kations) und K_b (des Anions) ab: Überwiegt K_a, reagiert die Lösung sauer, überwiegt K_b, basisch, bei K_a ≈ K_b annähernd neutral. Diese differenzierte Betrachtung verlangt der Operator „vorhersagen", wenn beide Komponenten schwach sind.

Den gemeinsamen Mechanismus all dieser Fälle nennt man Hydrolyse (genauer: Protolyse von Ionen): Sie ist nichts anderes als die Rückreaktion der Neutralisation für die schwache Komponente. Das Anion einer schwachen Säure ist eine merkliche Base, das Kation einer schwachen Base eine merkliche Säure — deshalb stellt sich in ihren Lösungen ein von 7 abweichender pH ein. Über die Korrespondenzregel (K_b = K_w/K_a) lässt sich der pH solcher Lösungen sogar quantitativ berechnen.

Eine besonders leicht übersehene Gruppe sind Lösungen kleiner, hochgeladener Metallkationen wie Al³⁺ oder Fe³⁺: Sie reagieren deutlich sauer. Der Grund ist die starke Polarisierung der Hydrathülle — das hochgeladene Zentralion zieht die Elektronen der koordinierten Wassermoleküle so stark an, dass diese leichter ein Proton abgeben: [Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O ⇌ [Al(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺. Die saure Reaktion von Aluminium- oder Eisen(III)-salzlösungen ist damit eine direkte Folge der Ion-Dipol-Wechselwirkung.

Zusammengefasst ergibt sich eine sichere Vorhersageregel: Man identifiziert die „Mutter"-Säure und -Base des Salzes, bestimmt deren Stärke und ordnet den pH-Charakter zu (stark/stark → neutral, stark/schwach → sauer, schwach/stark → basisch, kleine hochgeladene Kationen → sauer). Diese Systematik verbindet die Säure-Base-Theorie mit der Stöchiometrie der Salze und ist die Grundlage für die Interpretation realer Salzlösungen im Labor.

Musterlösung

pH einer Natriumacetat-Lösung (Salzhydrolyse)

Berechnen Sie näherungsweise den pH einer 0,10 mol/L Natriumacetat-Lösung (K_a der Essigsäure = 1,8·10⁻⁵).

Schritt 1 — protolysierendes Ion
Na⁺ ist Zuschauerion; das Acetat-Ion reagiert basisch: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻.
Schritt 2 — K_b über die Korrespondenzregel
K_b = K_w/K_a = 10⁻¹⁴ / (1,8·10⁻⁵) = 5,6·10⁻¹⁰.
Schritt 3 — [OH⁻] über die Näherung
[OH⁻] ≈ √(K_b·c₀) = √(5,6·10⁻¹⁰ · 0,10) = √(5,6·10⁻¹¹) ≈ 7,5·10⁻⁶ mol/L.
Schritt 4 — pOH und pH
pOH = −log(7,5·10⁻⁶) ≈ 5,12; pH = 14 − 5,12 = 8,88.
Schritt 5 — Plausibilität
pH > 7 bestätigt die erwartete basische Reaktion eines Salzes aus schwacher Säure und starker Base.

Ergebnis: pH ≈ 8,9; die Lösung reagiert basisch, weil das Acetat-Ion als konjugierte Base der schwachen Essigsäure protolysiert.

Typische Fehler

Jede Salzlösung wird als neutral angenommen.
Hydrolysegleichung mit dem falschen Ion (Zuschauer-Ion statt protolysierendem Ion) aufgestellt.
Neutralisation als nicht-exotherm dargestellt.
Saure Reaktion von Al³⁺- oder Fe³⁺-Lösungen übersehen.

LK-Vertiefung

eA-Vertiefung: Berechnen Sie näherungsweise den pH einer 0,10 mol/L Natriumacetat-Lösung (pK_a der Essigsäure = 4,76) über den K_b des Acetat-Ions.

Aktive Wiederholung

Sagen Sie für die Lösungen von NaCl, NH₄Cl, Na₂CO₃ und AlCl₃ jeweils den pH-Charakter (sauer/neutral/basisch) voraus und formulieren Sie gegebenenfalls die Hydrolysegleichung.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e — Kap. 14.4 Hydrolysis of Salts (OpenStax)

Indikatoren und Maßanalyse (Titrimetrie)#

StandardF2.2

Titrationskurve — starke Säure mit starker Base

Abb. 8Steiler pH-Sprung am Äquivalenzpunkt (pH = 7); Indikator muss in diesem Bereich umschlagen.

Säure-Base-Indikatoren sind selbst schwache Säuren (oder Basen), deren protonierte Form (HInd) und deprotonierte Form (Ind⁻) unterschiedliche Farben besitzen. In Lösung stellt sich das Gleichgewicht HInd + H₂O ⇌ Ind⁻ + H₃O⁺ ein, dessen Lage vom pH abhängt: Im Sauren überwiegt die Farbe von HInd, im Basischen die von Ind⁻. Der Farbumschlag erfolgt im Bereich um den pK_a des Indikators (Umschlagsbereich ≈ pK_a ± 1), weil das Auge die Mischfarbe wahrnimmt, sobald sich die Konzentrationen beider Formen um weniger als etwa den Faktor 10 unterscheiden.

Für die Praxis muss man einige Indikatoren mit ihren Umschlagsbereichen kennen: Methylorange (3,1–4,4, rot/gelb), Lackmus (etwa 5–8, rot/blau), Bromthymolblau (6,0–7,6, gelb/blau) und Phenolphthalein (8,2–10,0, farblos/pink). Diese Werte sind die Grundlage der Indikatorwahl und sollten sicher zugeordnet werden können — sauer umschlagende Indikatoren für Äquivalenzpunkte im Sauren, basisch umschlagende für solche im Basischen.

Die zentrale Regel der Indikatorwahl lautet: Der Umschlagsbereich des Indikators muss in den steilen pH-Sprung am Äquivalenzpunkt fallen, denn nur dort ändert sich der pH bei minimaler Zugabe um mehrere Einheiten, sodass der Farbumschlag scharf und eindeutig erfolgt. Für eine starke Säure mit starker Base (Äquivalenzpunkt pH 7) eignet sich Bromthymolblau; für eine schwache Säure mit starker Base (Äquivalenzpunkt > 7) Phenolphthalein; für eine schwache Base mit starker Säure (Äquivalenzpunkt < 7) Methylorange. Phenolphthalein bei einem sauren Äquivalenzpunkt zu verwenden, ist ein klassischer Fehler.

Die Maßanalyse (Titration) nutzt diesen scharfen Punkt zur quantitativen Bestimmung: Man gibt eine Maßlösung bekannter Konzentration kontrolliert zu, bis der Äquivalenzpunkt erreicht ist, und berechnet aus dem verbrauchten Volumen die gesuchte Stoffmenge. Bei einer 1:1-Reaktion gilt n(Säure) = n(Base), bei anderer Stöchiometrie (z. B. 1:2 für eine zweiprotonige Säure) ist das Stoffmengenverhältnis der Reaktionsgleichung zu berücksichtigen — diese Stöchiometrie zu ignorieren, ist eine häufige Fehlerquelle.

Lässt sich nicht direkt titrieren — etwa weil die Reaktion zu langsam ist oder ein unlöslicher Feststoff vorliegt —, wählt man die Rücktitration: Man gibt einen genau bekannten Überschuss eines Reaktanten zu, lässt vollständig reagieren und titriert den nicht verbrauchten Rest mit einer zweiten Maßlösung zurück; die Differenz ergibt die umgesetzte Menge. So bestimmt man etwa den Carbonatgehalt eines unreinen Feststoffs (Überschuss HCl, Rücktitration mit NaOH). Daneben gibt es die Substitutionstitration für Sonderfälle.

Genauer und indikatorunabhängig ist die potentiometrische Titration: Eine pH-Elektrode misst den pH-Verlauf direkt, und der Äquivalenzpunkt wird als Wendepunkt der Kurve (Maximum der ersten Ableitung) bestimmt. Dieses Verfahren vermeidet den subjektiven Farbumschlag und funktioniert auch bei gefärbten oder trüben Lösungen, in denen ein Indikator versagen würde — die Titrationskurve wird hier unmittelbar aufgezeichnet statt nur an einem Punkt abgelesen.

Zur sauberen Auswertung gehört die Kenntnis der Fehlerquellen: Der Endpunkt (Farbumschlag) fällt nie exakt mit dem Äquivalenzpunkt zusammen (kleiner, meist vernachlässigbarer Indikatorfehler); die Maßlösung muss auf ihren tatsächlichen Gehalt (Titer) eingestellt sein; und das Büretten-Ablesen muss parallaxefrei auf Augenhöhe erfolgen. Endpunkt und Äquivalenzpunkt begrifflich gleichzusetzen oder den Titer zu ignorieren sind die typischen Schwächen, die in der Bewertung von Titrationsexperimenten geprüft werden.

Musterlösung

Konzentrationsbestimmung durch Titration

25,0 mL HCl werden mit 0,100 mol/L NaOH titriert; Äquivalenzpunkt bei V = 22,4 mL. Bestimmen Sie c(HCl).

Schritt 1 — Stoffmenge NaOH
n(NaOH) = c·V = 0,100 mol/L · 0,0224 L = 2,24·10⁻³ mol.
Schritt 2 — Stöchiometrie
HCl + NaOH → NaCl + H₂O (1:1), also n(HCl) = n(NaOH) = 2,24·10⁻³ mol.
Schritt 3 — Konzentration
c(HCl) = n/V = 2,24·10⁻³ mol / 0,0250 L = 0,0896 mol/L.
Schritt 4 — Indikatorwahl
Starke Säure + starke Base → Äquivalenzpunkt pH 7; Bromthymolblau (6,0–7,6) ist ideal, Phenolphthalein ebenfalls geeignet.

Ergebnis: c(HCl) ≈ 0,0896 mol/L; ein Indikator mit Umschlag um pH 7 sichert den korrekten Endpunkt.

Typische Fehler

Endpunkt der Titration mit dem Äquivalenzpunkt gleichgesetzt (kleiner Indikatorfehler).
Phenolphthalein bei schwacher Base + starker Säure (Äquivalenzpunkt sauer) verwendet.
Stöchiometrie der Reaktion (z. B. 1:2 bei zweiprotoniger Säure) ignoriert.
Verbrauchsvolumen ohne Berücksichtigung des Titers (tatsächliche Konzentration) eingesetzt.

LK-Vertiefung

eA-Vertiefung: Bei einer Rücktitration werden 50,0 mL 0,100 mol/L HCl zu 1,00 g eines unreinen CaCO₃ gegeben; der Überschuss verbraucht 18,0 mL 0,100 mol/L NaOH. Bestimmen Sie den Massenanteil CaCO₃.

Aktive Wiederholung

25,0 mL einer Salzsäure unbekannter Konzentration werden mit 0,100 mol/L NaOH titriert; der Äquivalenzpunkt liegt bei 22,4 mL. Berechnen Sie die Konzentration der Salzsäure und begründen Sie die Indikatorwahl.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: IUPAC — Gold Book, Titration (IUPAC)

Belege & Quellen

Quellen

Thieme

Mortimer/Müller — Chemie, Kap. Säuren und Basen

IUPAC

OpenStax

OpenStax Chemistry 2e — Kap. 14 Acid-Base Equilibria