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Zusammenfassung

Protonenübergänge, pH-Skala und Neutralisation auf einen Blick — alle Regeln und Gleichungen für die Klausur III.

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3.1 Protonenübergänge nach Brønsted

Säuren und Basen werden über ihre Rolle definiert: Die Säure gibt ein Proton ab, die Base nimmt es auf — beides geschieht immer gleichzeitig.

Säure = Protonendonator

HClH₂OH⁺DonatorAkzeptor

Das Proton ist nur der Atomkern \(\mathrm{H^+}\); das Elektronenpaar bleibt beim Säurerest. In Wasser entsteht das Oxonium-Ion.

\(\mathrm{HA + H_2O \longrightarrow H_3O^+ + A^-}\)

Base = Protonenakzeptor

H₂ONH₃H⁺DonatorAkzeptor

Die Base braucht ein freies Elektronenpaar. Beispiele: \(\mathrm{NH_3}\), \(\mathrm{OH^-}\), \(\mathrm{O^{2-}}\). Lauge = Lösung mit \(\mathrm{OH^-}\).

\(\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}\)

Korrespondierende Paare

HCl + H₂O ⟶ Cl⁻ + H₃O⁺Paar 1: HCl / Cl⁻Paar 2: H₃O⁺ / H₂O

Säure und Base, die sich um genau ein \(\mathrm{H^+}\) unterscheiden. Jede Säure-Base-Reaktion verbindet zwei Paare — über Kreuz.

\(\text{S}_1 + \text{B}_2 \rightleftharpoons \text{B}_1 + \text{S}_2\)

Ampholyt

H₂O + H⁺ ⟶ H₃O⁺H₂O − H⁺ ⟶ OH⁻auch: HSO₄⁻, HCO₃⁻

Kann je nach Partner Protonen abgeben oder aufnehmen. Wasser reagiert sogar mit sich selbst (Autoprotolyse).

\(\mathrm{H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-}\)
Säure-Base-Reaktion
\(\text{Säure 1} + \text{Base 2} \rightleftharpoons \text{Base 1} + \text{Säure 2}\)
Ladungsprobe: Gibt ein Teilchen ein Proton ab, sinkt seine Ladung um 1 (\(\mathrm{HSO_4^- \to SO_4^{2-}}\)); nimmt es eins auf, steigt sie um 1 (\(\mathrm{NH_3 \to NH_4^+}\)). Links und rechts muss die Ladungssumme gleich sein.

Base oder Lauge?

Die Base ist ein Teilchen, die Lauge eine Lösung. In Natronlauge ist das Hydroxid-Ion \(\mathrm{OH^-}\) die Base; \(\mathrm{Na^+}\) ist nur Zuschauer. Ebenso enthält Salzsäure keine HCl-Moleküle mehr, sondern \(\mathrm{H_3O^+}\) und \(\mathrm{Cl^-}\).

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3.2 Die pH-Skala

Der pH-Wert fasst die winzige Konzentration der Oxonium-Ionen in einer handlichen Zahl zusammen — jede Stufe ist ein Faktor 10.

pH-Wert

071410⁻³10⁻⁷10⁻¹¹

pH = Exponent von \(c(\mathrm{H_3O^+})\) ohne Minuszeichen. pH < 7 sauer, pH = 7 neutral, pH > 7 alkalisch (25 °C).

\(\mathrm{pH} = -\lg \dfrac{c(\mathrm{H_3O^+})}{\mathrm{mol/L}}\)

Zehnerschritte

pH 21 : 10pH 31 : 10pH 4

Verdünnen 1 : 10 → \(c(\mathrm{H_3O^+})\) zehnmal kleiner → pH + 1 (bei Laugen − 1). Über pH 7 hinaus kommt man nie.

\(\Delta\mathrm{pH} = 1 \;\Leftrightarrow\; \text{Faktor } 10\)

Ionenprodukt

c(H₃O⁺) · c(OH⁻) = 10⁻¹⁴neutral: 10⁻⁷ · 10⁻⁷Lauge: pH = 14 − Exponent

Jede wässrige Lösung enthält beide Ionensorten. Lauge mit \(c(\mathrm{OH^-}) = 10^{-2}\,\mathrm{mol/L}\) hat pH 12.

\(c(\mathrm{H_3O^+})\cdot c(\mathrm{OH^-}) = 10^{-14}\,\tfrac{\mathrm{mol^2}}{\mathrm{L^2}}\)

Im Alltag

0714ZitroneWasserRohrrein.

Säuren: Essig-, Citronen-, Kohlen-, Phosphorsäure, Salzsäure im Magen. Basen: NaOH im Rohrreiniger, \(\mathrm{NH_3}\) im Glasreiniger, Natron.

Indikator: rot · grün · blau/violett
pH-Wert
\(c(\mathrm{H_3O^+}) = 10^{-\mathrm{pH}}\,\mathrm{mol/L}\)
Krumme Werte mit der log-Taste: \(-\lg 0{,}002 \approx 2{,}7\). Umgekehrt: pH 4 → \(10^{-4}\,\mathrm{mol/L} = 0{,}0001\,\mathrm{mol/L}\). Zwei pH-Stufen Unterschied = Faktor 100.

Sicherheit im Haushalt

Je weiter der pH-Wert von 7 entfernt ist, desto ätzender die Lösung (Piktogramm GHS05). Reiniger nie mischen — saurer WC-Reiniger und Chlorreiniger setzen giftiges Chlorgas frei. Beim Verdünnen immer erst das Wasser, dann die Säure.

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3.3 Neutralisation und Salze

Oxonium- und Hydroxid-Ionen reagieren zu Wasser; übrig bleiben die Zuschauer-Ionen, die beim Eindampfen ein Salz bilden.

Neutralisation

Na⁺Cl⁻H₂OH₂ONa⁺Cl⁻

Jedes \(\mathrm{OH^-}\) nimmt ein Proton von einem \(\mathrm{H_3O^+}\) auf. \(\mathrm{Na^+}\) und \(\mathrm{Cl^-}\) bleiben gelöst. Die Reaktion ist exotherm.

\(\mathrm{H_3O^+ + OH^- \longrightarrow 2\,H_2O}\)

Titration

Bürette(Natronlauge)Säure + Indikator

Lauge bekannter Konzentration aus der Bürette zutropfen, bis der Indikator umschlägt (Bromthymolblau: gelb → grün → blau).

\(c_\text{S}\cdot V_\text{S} = c_\text{L}\cdot V_\text{L}\)

pH-Sprung

0246810120102030V(Natronlauge) in mLpH

Am Äquivalenzpunkt gilt \(n(\mathrm{OH^-}) = n(\mathrm{H_3O^+})\). Kurz davor und danach ändert ein Tropfen den pH-Wert um mehrere Stufen.

\(n = c\cdot V\)

Salzformeln

Al³⁺Al³⁺SO₄²⁻SO₄²⁻SO₄²⁻2 · (+3) + 3 · (−2) = 0

Kation aus der Lauge + Säurerest-Ion. Ladungen gleichen sich im kleinsten Verhältnis aus; mehratomige Ionen in Klammern.

\(\mathrm{Al_2(SO_4)_3}\), \(\mathrm{MgSO_4}\), \(\mathrm{Ca(NO_3)_2}\)
Säure + Lauge
\(\text{Säure} + \text{Lauge} \longrightarrow \text{Salz(lösung)} + \text{Wasser}\)
Beispiel: \(\mathrm{H_2SO_4 + 2\,KOH \longrightarrow K_2SO_4 + 2\,H_2O}\) — pro abgegebenem Proton ein Wassermolekül. Umgestellt: \(c_\text{S} = \dfrac{c_\text{L}\cdot V_\text{L}}{V_\text{S}}\).

Mehrprotonige Säuren

Schwefelsäure liefert zwei Protonen pro Molekül: \(n(\mathrm{H_3O^+}) = 2\cdot n(\mathrm{H_2SO_4})\). Bei gleicher Konzentration braucht man doppelt so viel Natronlauge wie für Salzsäure.

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Die Regeln, an denen die Punkte hängen

Diese drei Stellen kosten in der Klausur am häufigsten Punkte.

Proton, nicht H-Atom — und Ladungen bilanzieren

Die Säure gibt nur \(\mathrm{H^+}\) ab, das Elektronenpaar bleibt zurück. Nach jeder Gleichung die Ladungssumme links und rechts vergleichen und die korrespondierenden Paare über Kreuz einzeichnen.

pH ist logarithmisch

Eine pH-Stufe ist ein Faktor 10, nicht ein „Stück mehr“. Kleiner pH-Wert heißt mehr Oxonium-Ionen. Bei Laugen erst \(c(\mathrm{H_3O^+})\) über das Ionenprodukt bestimmen: pH = 14 − Exponent von \(c(\mathrm{OH^-})\).

Stoffmengen statt pH-Werte vergleichen

Für die Neutralisation zählt \(n = c\cdot V\), nicht der pH-Wert allein. Bei mehrprotonigen Säuren den Faktor (2 bei \(\mathrm{H_2SO_4}\)) mitnehmen, Volumina in Liter oder konsequent in mL und mmol rechnen.