Säure-Base-Reaktionen: Zusammenfassung – Chemie Grundkurs

3.1 Säuren und Basen nach Brönsted

Eine Säure-Base-Reaktion ist ein Protonenübergang — Säure und Base sind Rollen, keine Stoffeigenschaften.

Säure und Base

Säure = Protonendonator, Base = Protonenakzeptor (braucht ein freies Elektronenpaar). Die Reaktion heißt Protolyse.

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

Korrespondierende Paare

Säure und ihre korrespondierende Base unterscheiden sich um genau ein Proton. Jede Protolyse verknüpft zwei Paare.

\(\ce{H2O + NH3}\) \(\ce{<=> OH- + NH4+}\)

Mehrprotonige Säuren

Geben ihre Protonen stufenweise ab; jede Stufe ist schwerer, weil das Anion negativer wird. Nur H an O (polare Bindung) ist sauer.

\(\ce{H3PO4}\to\ce{H2PO4-}\to\ce{HPO4^2-}\to\ce{PO4^3-}\)

Ampholyte

Teilchen, die je nach Partner als Säure oder Base reagieren: \(\ce{H2O}\), \(\ce{HCO3-}\), \(\ce{H2PO4-}\), \(\ce{HSO4-}\) …

\(\ce{HCO3- + OH-}\) \(\ce{-> CO3^2- + H2O}\)

Autoprotolyse und Ionenprodukt des Wassers

\(\ce{2 H2O <=> H3O+ + OH-}\) · \(K_W=c(\ce{H3O+})\cdot c(\ce{OH-})=1{,}0\cdot10^{-14}\,\mathrm{mol^2\,L^{-2}}\)

gilt bei \(25\,{}^\circ\mathrm{C}\) in jeder wässrigen Lösung · neutral: \(c(\ce{H3O+})=c(\ce{OH-})=10^{-7}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) · Autoprotolyse endotherm → \(K_W\) steigt mit der Temperatur

Paare richtig bilden

Ein Paar besteht immer aus einer Säure und ihrer eigenen Base (z. B. \(\ce{NH4+}/\ce{NH3}\)). \(\ce{HCl}\) und \(\ce{H3O+}\) sind beide Säuren — kein Paar.

3.2 Der pH-Wert

Der pH-Wert fasst die Oxonium-Ionen-Konzentration in eine handliche Zahl; \(\mathrm{p}K_S\) sagt, wie stark eine Säure ist.

pH und pOH

pH = negativer dekadischer Logarithmus des Zahlenwerts von \(c(\ce{H3O+})\) in \(\mathrm{mol\,L^{-1}}\). pH 1 kleiner → zehnmal so viel \(\ce{H3O+}\).

\(\mathrm{pH}=-\lg c(\ce{H3O+})\), \(\ \mathrm{pH}+\mathrm{pOH}=14\)

Säure- und Basenkonstante

Gleichgewichtskonstante der Protolyse mit Wasser. Kleiner \(\mathrm{p}K_S\) = starke Säure. Im Paar: \(K_S\cdot K_B=K_W\).

\(K_S=\dfrac{c(\ce{H3O+})\cdot c(\ce{A-})}{c(\ce{HA})}\)

Stark und schwach

Starke Säuren protolysieren vollständig (→), schwache nur zu wenigen Prozent (⇌). „Stark“ heißt nicht „konzentriert“.

\(\alpha=\dfrac{c(\ce{A-})}{c_0(\ce{HA})}\)

pH berechnen

Starke Säure: \(c(\ce{H3O+})=c_0\). Schwache Säure: Näherung \(c(\ce{HA})\approx c_0\). Basen analog über pOH.

\(\mathrm{pH}=\tfrac12\,(\mathrm{p}K_S-\lg c_0)\)

Die vier Rechenwege

stark: \(\mathrm{pH}=-\lg c_0\) · schwach: \(\mathrm{pH}=\tfrac12(\mathrm{p}K_S-\lg c_0)\)

starke Base: \(\mathrm{pOH}=-\lg c_0\) · schwache Base: \(\mathrm{pOH}=\tfrac12(\mathrm{p}K_B-\lg c_0)\) · danach \(\mathrm{pH}=14-\mathrm{pOH}\)

Ausschnitt aus der Säure-Base-Reihe (25 °C) — je stärker die Säure, desto schwächer ihre korrespondierende Base:

Säure	\(\mathrm{p}K_S\)	korresp. Base	\(\mathrm{p}K_B\)	Einordnung
\(\ce{HCl}\)	−6	\(\ce{Cl-}\)	20	sehr stark
\(\ce{H3O+}\)	−1,74	\(\ce{H2O}\)	15,74	stark
\(\ce{HSO4-}\)	1,92	\(\ce{SO4^2-}\)	12,08	mittelstark
\(\ce{HF}\)	3,14	\(\ce{F-}\)	10,86	mittelstark
\(\ce{CH3COOH}\)	4,75	\(\ce{CH3COO-}\)	9,25	schwach
\(\ce{NH4+}\)	9,25	\(\ce{NH3}\)	4,75	sehr schwach
\(\ce{H2O}\)	15,74	\(\ce{OH-}\)	−1,74	äußerst schwach

Rechner

pH: (−) log … · Konzentration: \(10^x\) — Casio fx-CG50: SHIFT log; TI-Nspire: Taste \(10^x\) (log = ctrl \(10^x\)). pH-Werte mit ein bis zwei Nachkommastellen angeben.

3.3 Titration und Puffer

Mit einer Maßlösung bekannter Konzentration bestimmt man die Stoffmenge einer Säure; die Titrationskurve verrät zusätzlich ihre Stärke.

Titration (einprotonige Säure)

\(n(\ce{OH-})=n(\text{Säure})\ \Rightarrow\ c(\text{Säure})=\dfrac{c(\ce{OH-})\cdot V(\ce{OH-})}{V(\text{Säure})}\)

Verbrauch \(V=V_{\text{Ende}}-V_{\text{Anfang}}\) · Schwefelsäure: \(n(\ce{OH-})=2\cdot n(\ce{H2SO4})\)

Titrationskurven (Schema, gleiche Konzentrationen): Die schwache Säure startet höher, puffert und hat ihren Äquivalenzpunkt im Basischen.

Titrationskurve

pH gegen zugegebenes Volumen; Äquivalenzpunkt = Wendepunkt in der Mitte des pH-Sprungs.

ÄP: \(n(\ce{OH-})=n(\text{Säure})\)

Halbäquivalenzpunkt

Bei halbem ÄP-Volumen ist \(c(\ce{HA})=c(\ce{A-})\) — dort liest man \(\mathrm{p}K_S\) ab.

\(\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_S\)

Indikatoren

Schwache Säuren \(\ce{HInd}\) mit verschieden gefärbten Formen; Umschlagsbereich etwa \(\mathrm{p}K_S(\ce{HInd})\pm1\). Er muss im pH-Sprung liegen.

\(\ce{HInd + H2O}\) \(\ce{<=> H3O+ + Ind-}\)

Puffer

Schwache Säure + korrespondierende Base in ähnlicher Menge; fangen kleine Mengen Säure bzw. Base ab. Pufferkapazität begrenzt.

\(n(\ce{HA})=n(\ce{A-})\Rightarrow\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_S\)

Indikator	Umschlagsbereich (pH)	Farbe sauer → basisch	passt u. a. für
Methylorange	3,1 – 4,4	rot → gelborange	schwache Base mit starker Säure
Methylrot	4,4 – 6,2	rot → gelb	schwache Base mit starker Säure
Bromthymolblau	6,0 – 7,6	gelb → blau	starke Säure mit starker Base
Phenolphthalein	8,2 – 10,0	farblos → pink	schwache Säure mit starker Base

So fängt ein Puffer ab

Säure kommt dazu: \(\ce{A- + H3O+ -> HA + H2O}\). Base kommt dazu: \(\ce{HA + OH- -> A- + H2O}\). Beispiele: Acetatpuffer \(\ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO-}\), Ammoniumpuffer \(\ce{NH4+}/\ce{NH3}\), Blut \(\ce{H2CO3}/\ce{HCO3-}\) (pH 7,4).

Die Regeln, an denen die Punkte hängen

Diese drei Stellen kosten in der Klausur am häufigsten Punkte.

Erst einordnen, dann rechnen

Starke oder schwache Säure? Säure oder Base? Nur so wählen Sie die richtige Formel — und prüfen am Ende: sauer → pH < 7, basisch → pH > 7.

Stoffmengen am Äquivalenzpunkt

Verbrauch als Differenz der Bürettenstände; bei mehrprotonigen Säuren das Stoffmengenverhältnis aus der Gleichung nehmen. Die Säurestärke ändert den Verbrauch nicht.

ÄP, HÄP, Neutralpunkt

ÄP: gleiche Stoffmengen umgesetzt (nur bei stark/stark pH 7). HÄP: \(\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_S\). Neutralpunkt: pH 7 bei 25 °C.