Typische Fehler

So wird es oft geschrieben: \(\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}\): Paare NH₃/H₂O und NH₄⁺/OH⁻.

Richtig ist: Ein Paar unterscheidet sich um genau ein Proton und steht auf verschiedenen Seiten: \(\ce{NH4+}/\ce{NH3}\) und \(\ce{H2O}/\ce{OH-}\) (3.1.2).

Paar = ein Proton Unterschied, links und rechts vom Pfeil.

So wird es oft geschrieben: „Wasser ist neutral, also weder Säure noch Base.“

Richtig ist: Wasser ist Ampholyt: gegenüber HCl Base, gegenüber NH₃ Säure. Nach Brønsted sind Säure und Base Rollen in einer Reaktion (3.1.1, 3.1.2).

Die Rolle hängt vom Partner ab.

So wird es oft geschrieben: \(\ce{H3PO4 + 3 H2O -> PO4^3- + 3 H3O+}\) beschreibt Phosphorsäure-Lösung.

Richtig ist: Die Protonen gehen stufenweise über, jede Stufe schwächer; in der Lösung liegt praktisch kein \(\ce{PO4^3-}\) vor, fast alles H₃O⁺ stammt aus Stufe 1 (3.1.4).

Stufen einzeln formulieren.

So wird es oft geschrieben: „Wasser mit pH 6,5 bei 60 °C ist sauer.“

Richtig ist: Neutral bedeutet \(c(\ce{H3O+}) = c(\ce{OH-})\). K_W steigt mit der Temperatur; bei 60 °C liegt der Neutralpunkt bei pH ≈ 6,5 (3.2.1, 3.2.2).

pH 7 = neutral gilt nur bei 25 °C.

So wird es oft geschrieben: „pH 2 ist doppelt so sauer wie pH 4.“

Richtig ist: Der pH-Wert ist logarithmisch: pH 2 bedeutet eine 100-mal größere \(c(\ce{H3O+})\) als pH 4 (3.2.2).

Eine pH-Stufe = Faktor 10.

So wird es oft geschrieben: \(\mathrm{p}K_\mathrm{B}(\ce{NH3}) = 14 - \mathrm{p}K_\mathrm{S}(\ce{CH3COOH})\).

Richtig ist: \(\mathrm{p}K_\mathrm{S} + \mathrm{p}K_\mathrm{B} = 14\) gilt nur für ein korrespondierendes Paar: \(\mathrm{p}K_\mathrm{B}(\ce{NH3}) = 14 - \mathrm{p}K_\mathrm{S}(\ce{NH4+})\) (3.2.3).

Nur Säure und ihre eigene Base ergänzen sich zu 14.

So wird es oft geschrieben: Essigsäure, \(c_0 = 0{,}1\,\text{mol/L}\): pH = −lg 0,1 = 1.

Richtig ist: Schwache Säuren protolysieren nur teilweise: \(\mathrm{pH} = \tfrac12(4{,}75 + 1) \approx 2{,}9\) (3.2.4, 3.2.5).

Erst pKs prüfen, dann Formel wählen.

So wird es oft geschrieben: Chloressigsäure (pKs 2,86), \(c_0 = 0{,}05\): pH = ½(2,86 + 1,30) = 2,08 — fertig.

Richtig ist: Nach der Rechnung α prüfen: hier ≈ 15 % > 5 % → quadratische Gleichung, pH ≈ 2,12 (3.2.5).

Näherung nur bei α < 5 %.

So wird es oft geschrieben: „Natriumacetat ist ein Salz, seine Lösung hat pH 7.“

Richtig ist: Acetat ist die Base einer schwachen Säure: \(\ce{CH3COO- + H2O}\) \(\ce{<=> CH3COOH + OH-}\) → alkalisch (3.2.6).

Frag, welches Ion mit Wasser protolysiert.

So wird es oft geschrieben: „Am Äquivalenzpunkt ist die Lösung neutral.“

Richtig ist: Nur bei starker Säure mit starker Base. Bei schwacher Säure liegt am ÄP die Base A⁻ vor → pH > 7; bei schwacher Base \(\ce{NH4+}\) → pH < 7 (3.3.3).

Äquivalent heißt „gleiche Stoffmenge“, nicht „neutral“.

So wird es oft geschrieben: pH(ÄP) mit \(c(\ce{A-}) = c_0(\ce{HA})\) berechnet.

Richtig ist: Das Volumen am ÄP ist Probe + Maßlösung: \(c(\ce{A-}) = n_0 : (V_\text{Probe} + V_\text{ÄP})\) — bei gleichen Konzentrationen halb so groß (3.3.3).

Am ÄP immer das Gesamtvolumen nehmen.

So wird es oft geschrieben: Puffer mit je 10 mmol HA und A⁻ + 1 mmol HCl: \(\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{S} + \lg\frac{10}{10 + 1}\).

Richtig ist: Erst reagiert H₃O⁺ vollständig mit A⁻: \(n(\ce{A-}) = 9\), \(n(\ce{HA}) = 11\) → \(\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{S} + \lg\frac{9}{11}\) (3.4.1, 3.4.2).

Erst Pufferreaktion, dann Henderson-Hasselbalch.