pH-Wert von Salzlösungen

• Lösen:Ein Salz zerfällt in Wasser in hydratisierte Kationen und Anionen. Jedes Ion kann als Brønsted-Säure oder -Base reagieren (3.1.1).
• Alkalisch:Anionen schwacher Säuren sind Basen, z. B. \(\ce{CH3COO- + H2O}\) \(\rightleftharpoons \ce{CH3COOH + OH-}\).
• Sauer:\(\ce{NH4+}\) und kleine, hoch geladene Metall-Ionen als Aqua-Komplex, z. B. \(\ce{[Al(H2O)6]^3+ + H2O}\) \(\rightleftharpoons \ce{[Al(OH)(H2O)5]^2+ + H3O+}\).
• Neutral:Anionen starker Säuren (\(\ce{Cl-}\), \(\ce{NO3-}\)) und Alkali-/Erdalkali-Ionen (\(\ce{Na+}\), \(\ce{K+}\), \(\ce{Ca^2+}\)) protolysieren praktisch nicht.

Ziehe jedes Salz in das Becherglas, dessen Lösung es ergibt (c = 0,1 mol/L). Ohne Maus: Salz mit Tab anwählen, ←/→ wechselt das Becherglas, 0 legt zurück. Prüfe dann im Balken — danach zeigt ein Klick auf ein Salz, welches Ion reagiert.

Halte fest: Entscheidend ist, welches Ion mit Wasser protolysiert. Anionen schwacher Säuren machen die Lösung alkalisch, NH₄⁺, hochgeladene Metall-Aqua-Ionen und HSO₄⁻ machen sie sauer — Ionen starker Säuren und Basen (Cl⁻, NO₃⁻, Na⁺, K⁺) bleiben unbeteiligt.

• Erst pKB:Für das Anion einer schwachen Säure gilt \(\mathrm{p}K_\mathrm{B} = 14 - \mathrm{p}K_\mathrm{S}\) der korrespondierenden Säure (3.2.3).
• Konzentration:\(c_0\) des reagierenden Ions aus der Formel: 0,1 mol/L \(\ce{Na2CO3}\) liefert 0,1 mol/L \(\ce{CO3^2-}\).

• Saures Kation:wie eine schwache Säure (3.2.5): \(\mathrm{pH} = \tfrac{1}{2}\,(\mathrm{p}K_\mathrm{S} - \lg c_0)\), danach \(\alpha\) prüfen.
• Ampholyte:\(\ce{HCO3-}\), \(\ce{H2PO4-}\), \(\ce{HSO4-}\) können Proton abgeben und aufnehmen: \(K_\mathrm{S}\) und \(K_\mathrm{B}\) des Ions vergleichen — der größere Wert gewinnt.
• Näherung:Für ein Ampholyt-Ion gilt \(\mathrm{pH} \approx \tfrac{1}{2}\,(\mathrm{p}K_\mathrm{S1} + \mathrm{p}K_\mathrm{S2})\) — unabhängig von \(c_0\), z. B. \(\ce{NaHCO3}\): pH ≈ 8,3.