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Säure-Base-Chemie (CHE-Sb)

Brönsted-Konzept, pH-/pOH-Skala, starke und schwache Säuren/Basen, Pufferlösungen (Henderson-Hasselbalch), Titration und Indikatoren.

6 Abschnitte~28 Min Lesezeit3 KompetenzenStand 06/2026

T·0555 / 12

Prüfungsprofil

CHE-Sb-5.1 · Brönsted-Säure-Base-Reaktionen und konjugierte Paare beschreibenCHE-Sb-5.2 · pH-Wert berechnen (starke / schwache Säuren und Basen)CHE-Sb-5.3 · Puffersysteme und Titrationskurven analysieren

Tiefe

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Inhalt · 6 Abschnitte

Säure-Base-Chemie (CHE-Sb)

6 Abschnitte30 Merksätze7 Formeln30 Fehlerwarnungen

Brönsted-Konzept und konjugierte Säure-Base-Paare#

~5 Min LesezeitBasisCHE-Sb-5.1

Was haben Magensäure, Seife und Zitronensaft gemeinsam? Sie alle lassen sich über den Austausch von Protonen verstehen. Das Brönsted-Konzept definiert eine Säure als Protonendonator (gibt

\ce{H+}

ab) und eine Base als Protonenakzeptor (nimmt

\ce{H+}

auf). Jede Säure-Base-Reaktion ist damit ein Protonenübergang von der Säure zur Base - ein einziges einigendes Prinzip für ein ganzes Reaktionskapitel.

Bei diesem Übergang entstehen neue Teilchen: Gibt eine Säure

\ce{HA}

ihr Proton ab, bleibt die konjugierte Base

\ce{A-}

zurück; nimmt eine Base

\ce{B}

ein Proton auf, entsteht die konjugierte Säure

\ce{BH+}

. Säure und konjugierte Base unterscheiden sich also stets um genau ein Proton - das ist der schnellste Weg, ein konjugiertes Paar in einer Gleichung zu erkennen.

Manche Teilchen können je nach Partner Säure ODER Base sein - sie sind amphoter. Das wichtigste Beispiel ist Wasser: Gegenüber der starken Säure

\ce{HCl}

wirkt es als Base (

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

), gegenüber der Base Ammoniak als Säure (

\ce{H2O + NH3 -> NH4+ + OH-}

). Auch

\ce{HCO3-}

und

\ce{HSO4-}

verhalten sich amphoter.

Diese Doppelnatur zeigt das Wasser sogar mit sich selbst: Zwei Wassermoleküle tauschen ein Proton aus - die Autoprotolyse

\ce{2 H2O <=> H3O+ + OH-}

. Das zugehörige Ionenprodukt

K_{w}=[\ce{H3O+}][\ce{OH-}]=10^{-14}

(bei 25 °C) ist konstant; daraus folgt für reines, neutrales Wasser

[\ce{H3O+}]=[\ce{OH-}]=10^{-7}

mol/L, also pH 7 ().

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 1Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die

\ce{H3O+}

-Konzentration um den Faktor 10.

Abb. 1 ↓

Säuren unterscheiden sich darin, wie vollständig sie ihr Proton abgeben. Starke Säuren (

\ce{HCl}

\ce{HBr}

\ce{HI}

\ce{HNO3}

\ce{HClO4}

\ce{H2SO4}

) dissoziieren in Wasser praktisch vollständig; schwache Säuren (Essigsäure, Phosphorsäure,

\ce{NH4+}

) nur zu einem kleinen Teil, sodass sich ein Gleichgewicht einstellt. Die Liste der wenigen starken Säuren sollte man auswendig kennen.

Mehrprotonige Säuren geben ihre Protonen stufenweise und mit jeweils eigener Stärke ab. Phosphorsäure

\ce{H3PO4}

etwa hat drei

\mathrm{p}K_{a}

-Werte (2,1; 7,2; 12,4): Jede weitere Abspaltung fällt schwerer, weil ein Proton aus einem bereits negativ geladenen Teilchen gelöst werden muss. Wie stark eine Säure genau ist, quantifiziert der eigene Abschnitt über

K_{s}

und

\mathrm{p}K_{s}

Vokabeln

→ Kartei

Brönsted-SäureTeilchen, das ein Proton abgeben kann.
Brönsted-BaseTeilchen, das ein Proton aufnehmen kann; dafür braucht es ein freies Elektronenpaar.
konjugiertes PaarSäure und die aus ihr durch Protonenabgabe entstandene Base; sie unterscheiden sich um genau ein $\ce{H+}$.
ProtolyseÜbertragung eines Protons von einer Säure auf eine Base.
amphoterFähigkeit eines Teilchens, je nach Partner als Säure oder als Base zu wirken.
AutoprotolyseProtonenübertragung zwischen zwei Molekülen desselben Stoffs, etwa zwischen zwei Wassermolekülen.

Ionenprodukt von Wasser

K_{w}=[\ce{H3O+}]\cdot[\ce{OH-}]=1{,}0\cdot 10^{-14}\;(25\,^{\circ}\!\text{C})

$[\ce{H3O+}]$ und $[\ce{OH-}]$ sind die Gleichgewichtskonzentrationen in mol/L. $K_{w}$ hängt von der Temperatur ab: bei 25 °C beträgt es $1{,}0\cdot10^{-14}$ , bei 60 °C bereits rund $9{,}6\cdot10^{-14}$ - der Neutralpunkt liegt dann unter pH 7.

Autoprotolyse von Wasser

\ce{H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}

Zwei Wassermoleküle tauschen ein Proton: eines wirkt als Säure, das andere als Base. Der Doppelpfeil zeigt, dass das Gleichgewicht extrem weit links liegt - in reinem Wasser sind bei 25 °C nur $10^{-7}$ mol/L jeder Ionensorte vorhanden.

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Musterbeispiel

Konjugierte Paare bestimmen und Amphoterie zeigen

Bestimme in den Reaktionen (1) $\ce{HCO3- + H2O <=> H2CO3 + OH-}$ und (2) $\ce{HCO3- + H2O <=> CO3^2- + H3O+}$ die konjugierten Säure-Base-Paare und begründe, dass $\ce{HCO3-}$ amphoter ist.

Reaktion 1 analysieren
$\ce{HCO3-}$ nimmt ein Proton auf und wird zu $\ce{H2CO3}$ - es wirkt als Base (Paar $\ce{H2CO3}/\ce{HCO3-}$ ). Wasser gibt ein Proton ab und ist hier Säure (Paar $\ce{H2O}/\ce{OH-}$ ).
Reaktion 2 analysieren
$\ce{HCO3-}$ gibt ein Proton ab und wird zu $\ce{CO3^2-}$ - es wirkt als Säure (Paar $\ce{HCO3-}/\ce{CO3^2-}$ ). Wasser nimmt das Proton auf und ist hier Base (Paar $\ce{H3O+}/\ce{H2O}$ ).
Schluss ziehen
Dasselbe Teilchen $\ce{HCO3-}$ wirkt einmal als Base, einmal als Säure - es ist also amphoter (amphiprotisch).

Ergebnis: $\ce{HCO3-}$ ist amphoter: in (1) Base, in (2) Säure. Genau diese Doppelrolle macht das Hydrogencarbonat zum Herzstück des Blutpuffers (siehe Abschnitt „Pufferlösungen").

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Brönsted: Säuren geben Protonen ab, Basen nehmen sie auf. Jede Säure hat ihre Schattenbase.
2
Wasser ist Chamaeleon - mit $\ce{HCl}$ ist es Base, mit $\ce{NH3}$ ist es Säure.
3
Die Autoprotolyse zeigt: Reines Wasser hat schon $10^{-7}$ mol/L $\ce{H3O+}$ und $\ce{OH-}$ , daher pH 7.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere am Beispiel der Reaktion von Ammoniak mit Wasser den Begriff der konjugierten Säure-Base-Paare.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Die konjugierte Base wird ohne Ladungsänderung notiert. Aus $\ce{HCO3-}$ entsteht durch Protonenabgabe $\ce{CO3^{2-}}$ , nicht $\ce{CO3-}$ .
Wasser wird fest als Säure oder als Base eingeordnet. Es ist amphoter; welche Rolle es spielt, entscheidet der Reaktionspartner.
Mehrprotonige Säuren werden wie einprotonige behandelt - bei der Titration fällt damit die halbe Stoffmenge weg.
Proton und Wasserstoffatom werden gleichgesetzt. Übertragen wird $\ce{H+}$ ohne Elektron; in Wasser existiert es nur gebunden als $\ce{H3O+}$ .
„Säure" und „sauer" werden vermengt: $\ce{NH4+}$ ist eine Brönsted-Säure, obwohl es ein Kation ist und keine erkennbare Säuregruppe trägt.

Aktive Wiederholung

Gib für (a) $\ce{HF}$ , (b) $\ce{HSO4-}$ , (c) $\ce{NH3}$ jeweils die konjugierte Säure ODER Base an.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

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

pH-Berechnung: starke und schwache Säuren/Basen#

~5 Min LesezeitStandardCHE-Sb-5.2

Der pH-Wert macht die Protonenkonzentration handhabbar: Statt mit winzigen Zahlen wie

10^{-7}

mol/L zu hantieren, verwendet man den negativen Zehnerlogarithmus

\mathrm{pH}=-\log_{10}[\ce{H3O+}]

. Analog ist

\mathrm{pOH}=-\log_{10}[\ce{OH-}]

, und wegen des Ionenprodukts gilt bei 25 °C stets

\mathrm{pH}+\mathrm{pOH}=14

(). Jede pH-Einheit entspricht dabei einem Faktor 10 in der Protonenkonzentration.

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 2Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die

\ce{H3O+}

-Konzentration um den Faktor 10.

Abb. 2 ↓

Bei einer starken Säure ist die Rechnung einfach, weil sie vollständig dissoziiert: Die Protonenkonzentration ist gleich der Ausgangskonzentration, also

\mathrm{pH}=-\log c_{0}

. Eine 0,1 mol/L Salzsäure hat damit pH 1. Diese Formel gilt aber nur, solange

c_{0}\gg 10^{-7}

- bei extrem verdünnten Säuren muss zusätzlich die Autoprotolyse des Wassers berücksichtigt werden.

Eine schwache Säure protolysiert nur teilweise, daher ist

[\ce{H3O+}]

viel kleiner als

c_{0}

. Über das Säuregleichgewicht erhält man die Näherung

\mathrm{pH}\approx \tfrac{1}{2}(\mathrm{p}K_{a}-\log c_{0})

, gültig solange weniger als etwa 5 % protolysieren. Eine 0,1 mol/L Essigsäure (

\mathrm{p}K_{a}=4{,}76

) hat so pH 2,88 - deutlich weniger sauer als eine gleich konzentrierte starke Säure.

Bei Basen rechnet man zuerst den pOH und wandelt am Ende um. Eine starke Base wie

\ce{NaOH}

liefert

\mathrm{pOH}=-\log c_{0}

und damit

\mathrm{pH}=14-\mathrm{pOH}

; eine 0,01 mol/L NaOH hat also pH 12. Für eine schwache Base gilt analog

\mathrm{pOH}\approx \tfrac{1}{2}(\mathrm{p}K_{b}-\log c_{0})

, verbunden durch

\mathrm{p}K_{a}+\mathrm{p}K_{b}=14

für ein konjugiertes Paar.

Der

\mathrm{p}K_{a}

-Wert misst die Säurestärke: Je kleiner, desto stärker. Salzsäure liegt bei etwa

-7

, Phosphorsäure (1. Stufe) bei 2,1, Essigsäure bei 4,76, Blausäure

\ce{HCN}

erst bei 9,2. Mit dieser Skala ordnet man Säuren rasch und wählt zugleich die richtige pH-Formel (stark oder schwach) aus.

Den ungefähren pH-Bereich macht ein Indikator sichtbar, der je nach pH die Farbe wechselt (); für genaue Werte misst man mit der pH-Elektrode. Eine nützliche Faustregel: Verdünnt man eine starke Säure um den Faktor 10, steigt der pH um genau 1 - bei einer schwachen Säure dagegen nur um etwa 0,5, weil die Verdünnung das Protolysegleichgewicht nachschiebt.

Indikator-Umschlagsbereiche

Abb. 3pH-Bereiche typischer Säure-Base-Indikatoren.

Abb. 3 ↓

Vokabeln

→ Kartei

pH-WertNegativer dekadischer Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration in mol/L.
pOH-WertNegativer dekadischer Logarithmus der Hydroxidionen-Konzentration; bei 25 °C gilt pH + pOH = 14.
Ionenprodukt des Wassers$K_{w}=[\ce{H3O+}]\cdot[\ce{OH-}]$; bei 25 °C gleich $1{,}0\cdot10^{-14}$.
ProtolysegradAnteil der Säureteilchen, die tatsächlich ein Proton abgegeben haben.
Oxoniumion$\ce{H3O+}$ - die Form, in der ein Proton in wässriger Lösung vorliegt.
NäherungsformelVereinfachte pH-Gleichung für schwache Säuren; gültig, solange die Protolyse unter 5 % bleibt.

pH-Definition und Ionenprodukt von Wasser

\mathrm{pH}=-\log_{10}\!\left([\ce{H3O+}]\right),\quad \mathrm{pH}+\mathrm{pOH}=14\;(25\,^{\circ}\!\text{C})

$[\ce{H3O+}]$ ist die Oxoniumionen-Konzentration in mol/L; der Logarithmus ist dekadisch, sodass eine pH-Einheit einem Faktor 10 entspricht. Die Summenbeziehung $\mathrm{pH}+\mathrm{pOH}=14$ folgt aus $K_{w}$ und gilt in dieser Form nur bei 25 °C.

Säurekonstante und Näherungs-pH einer schwachen Säure

K_{a}=\dfrac{[\ce{H3O+}][\ce{A-}]}{[\ce{HA}]},\quad \mathrm{pH}\approx \tfrac{1}{2}\,(\mathrm{p}K_{a}-\log c_{0})

$K_{a}$ (in der Schulliteratur $K_{s}$ ) ist die Gleichgewichtskonstante der Protolyse; Wasser erscheint nicht, weil es im Überschuss vorliegt. $c_{0}$ ist die Ausgangskonzentration der Säure in mol/L. Die Näherung setzt voraus, dass der Protolysegrad unter 5 % bleibt - darüber ist die quadratische Gleichung zu lösen.

Musterbeispiel

pH einer schwachen Säure (Essigsäure)

Berechne den pH-Wert einer Essigsäurelösung mit $c_{0}=0{,}100\,\text{mol/L}$ . Es gilt $\mathrm{p}K_{a}(\ce{CH3COOH})=4{,}76$ .

Säurekonstante
$K_{a}=10^{-4{,}76}\approx 1{,}74\cdot 10^{-5}$ .
Näherung
Da $K_{a}\ll c_{0}$ , gilt $[\ce{H3O+}]\approx\sqrt{K_{a}\cdot c_{0}}$ .
Einsetzen
$[\ce{H3O+}]\approx\sqrt{1{,}74\cdot 10^{-5}\cdot 0{,}100}=\sqrt{1{,}74\cdot 10^{-6}}\approx 1{,}32\cdot 10^{-3}\,\text{mol/L}$ .
pH
$\mathrm{pH}=-\log_{10}(1{,}32\cdot 10^{-3})\approx 2{,}88$ .
$\mathrm{pH}\approx \tfrac{1}{2}(\mathrm{p}K_{a}-\log c_{0})=\tfrac{1}{2}(4{,}76+1)=2{,}88$

Ergebnis: pH-Wert: $\approx 2{,}88$ - schwach sauer, weit über dem pH einer gleich konzentrierten starken Säure (pH = 1).

Musterbeispiel

pH einer starken Base

Berechne den pH einer Natronlauge mit $c_{0}=0{,}010\,\text{mol/L}$ .

OH- aus NaOH
NaOH dissoziiert vollständig: $[\ce{OH-}]=0{,}010\,\text{mol/L}$ .
pOH
$\mathrm{pOH}=-\log 0{,}010=2{,}00$ .
pH
$\mathrm{pH}=14-\mathrm{pOH}=12{,}00$ .

Ergebnis: $\mathrm{pH}=12{,}0$ - stark basisch, kommt aus vollständiger Dissoziation in $\ce{Na+}$ und $\ce{OH-}$ .

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
pH ist die negative Zehnerpotenz der Protonenkonzentration - jede Einheit ist Faktor 10.
pH-Skala mit Alltagsbeispielen
Abb.Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die $\ce{H3O+}$ -Konzentration um den Faktor 10.
2
Starke Säure: pH = -log c. Schwache Säure: Näherung mit pKa.
3
Bei verdünnten starken Säuren in Wassernähe pH 7 immer das Ionenprodukt berücksichtigen.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre den Unterschied im pH-Wert zwischen einer 0,1 mol/L Salzsäure und einer 0,1 mol/L Essigsäure und berechne beide pH-Werte.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Der pH einer 0,01-molaren Base wird wie bei einer Säure gerechnet und mit 2 statt 12 angegeben.
$\mathrm{p}K_{s}$ der konjugierten Säure und $\mathrm{p}K_{b}$ der Base werden vertauscht; die Brücke ist $\mathrm{p}K_{s}+\mathrm{p}K_{b}=14$ .
Die Zehnerregel wird auf schwache Säuren übertragen. Zehnfache Verdünnung hebt den pH einer starken Säure um 1, den einer schwachen nur um etwa 0,5.
Die Näherungsformel wird bei konzentrierten schwachen Säuren ungeprüft verwendet, obwohl der Protolysegrad dort die 5-%-Grenze überschreitet.
Für eine sehr verdünnte starke Säure kommt ein pH über 7 heraus. Eine Säure kann eine wässrige Lösung nie basisch machen - hier fehlt die Autoprotolyse in der Bilanz.

Aktive Wiederholung

Berechne den pH von (a) 0,005 mol/L $\ce{HCl}$ , (b) 0,10 mol/L $\ce{NH3}$ ( $\mathrm{p}K_{b}=4{,}75$ ), (c) 0,05 mol/L $\ce{HCOOH}$ ( $\mathrm{p}K_{a}=3{,}75$ ).

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 14.5 Strong and Weak Acids (OpenStax)

Pufferlösungen und Henderson-Hasselbalch#

~4 Min LesezeitVertiefungCHE-Sb-5.3

Lebende Zellen, Blut und viele technische Prozesse vertragen nur winzige pH-Schwankungen - schon kleine Mengen Säure oder Base könnten den pH dramatisch verändern. Pufferlösungen verhindern das: Sie halten den pH bei Zugabe begrenzter Mengen Säure oder Base nahezu konstant. Ein Puffer besteht aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base (oder einer schwachen Base und ihrer konjugierten Säure) im Gemisch.

Die Pufferwirkung beruht auf zwei bereitstehenden „Fängern": Gibt man eine starke Säure zu, fängt die konjugierte Base die Protonen ab (

\ce{A- + H+ -> HA}

); gibt man eine Base zu, neutralisiert die schwache Säure die Hydroxidionen (

\ce{HA + OH- -> A- + H2O}

). In beiden Fällen wird die starke Störung in ein schwaches Gleichgewichtsteilchen umgewandelt, und der pH bleibt fast unverändert.

Quantitativ liefert die Henderson-Hasselbalch-Gleichung den pH:

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}+\log\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}

. Sie zeigt unmittelbar: Liegen Säure und konjugierte Base im Verhältnis 1:1 vor, wird der Logarithmus null und es gilt

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}

().

Pufferkurve nach Henderson-Hasselbalch (pKa = 4,76)

Abb. 4Im Bereich

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}\pm 1

ändert sich der pH nur flach - dort ist die Pufferwirkung am stärksten; beim Verhältnis 1:1 gilt

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}

Abb. 4 ↓

Die Pufferkapazität - wie viel Säure oder Base abgefangen werden kann - ist genau bei

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}

(Verhältnis 1:1) maximal; ein brauchbarer Pufferbereich liegt etwa bei

\mathrm{pH}\in[\mathrm{p}K_{a}\pm 1]

(). Außerhalb davon ist einer der Partner fast aufgebraucht und der Puffer versagt. Deshalb wählt man eine Pufferkomponente mit einem

\mathrm{p}K_{a}

nahe dem gewünschten pH.

Der wichtigste biologische Puffer ist das Bicarbonatsystem

\ce{H2CO3}/\ce{HCO3-}

(

\mathrm{p}K_{a}=6{,}35

) im Blut: Es hält den pH zuverlässig zwischen 7,35 und 7,45 - Voraussetzung für die Funktion der Enzyme und die Sauerstoffbindung am Hämoglobin. Lunge (CO2-Abatmung) und Niere (HCO3--Regulation) stützen diesen Puffer zusätzlich.

Zur Abgrenzung: Eine Mischung aus starker Säure und starker Base ist KEIN Puffer - es bleibt kein Gleichgewichtspaar übrig, das eine Störung abfangen könnte. Und bei der Henderson-Hasselbalch-Gleichung ist immer der

\mathrm{p}K_{a}

der schwachen Säure einzusetzen, nie ihr

\mathrm{p}K_{b}

- ein häufiger Fehler.

Vokabeln

→ Kartei

PufferLösung aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base, deren pH sich bei Zugabe von Säure oder Base kaum ändert.
Henderson-Hasselbalch-GleichungBerechnet den pH eines Puffers aus $\mathrm{p}K_{s}$ und dem Verhältnis von konjugierter Base zu Säure.
PufferbereichpH-Fenster $\mathrm{p}K_{s}\pm1$, in dem ein Puffer wirksam arbeitet.
PufferkapazitätStoffmenge an Säure oder Base, die ein Puffer aufnehmen kann, bevor der pH ausbricht.
HalbäquivalenzpunktTitrationspunkt, an dem Säure und konjugierte Base gleich konzentriert sind; dort gilt $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{s}$.
Hydrogencarbonat-PufferWichtigstes Puffersystem des Blutes; hält den pH bei etwa 7,4.

Henderson-Hasselbalch-Gleichung (Puffer)

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

$\mathrm{p}K_{a}$ gehört zur schwachen Säure des Puffers, $[\ce{A-}]$ ist die Konzentration ihrer konjugierten Base und $[\ce{HA}]$ die der Säure - beide in mol/L, wobei nur ihr VERHÄLTNIS eingeht. Sind beide gleich groß, wird der Logarithmus null und es gilt $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}$ .

Musterbeispiel

Pufferlösung mit Henderson-Hasselbalch

Welche Konzentrationen an Acetat und Essigsäure ergeben einen Puffer mit $\mathrm{pH}=5{,}00$ ? $\mathrm{p}K_{a}=4{,}76$ .

Henderson-Hasselbalch
$5{,}00 = 4{,}76 + \log\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}$ .
Auflösen nach Verhältnis
$\log\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}=0{,}24$ , also $\dfrac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}=10^{0{,}24}\approx 1{,}74$ .
Konkrete Konzentrationen
Z.B. $[\ce{HA}]=0{,}10\,\text{mol/L}$ und $[\ce{A-}]=0{,}174\,\text{mol/L}$ .

Ergebnis: Beliebige Konzentrationen im Verhältnis $1{,}74:1$ (Acetat:Essigsäure) geben einen pH-5-Puffer; Pufferkapazität steigt mit Gesamtkonzentration.

Musterbeispiel

pH-Änderung nach NaOH-Zugabe in Puffer

Ein Puffer enthält 0,10 mol Essigsäure und 0,10 mol Natriumacetat in 1,00 L Wasser. Welche pH-Änderung tritt bei Zugabe von 0,01 mol $\ce{NaOH}$ ein?

Ausgangs-pH
Verhältnis 1:1, also $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}=4{,}76$ .
Reaktion mit OH-
$\ce{CH3COOH + OH- -> CH3COO- + H2O}$ ; 0,01 mol HAc wird verbraucht, 0,01 mol $\ce{A-}$ entsteht.
Neue Konzentrationen
$[\ce{HA}]=0{,}09\,\text{mol/L}$ , $[\ce{A-}]=0{,}11\,\text{mol/L}$ .
Neuer pH
$\mathrm{pH}=4{,}76+\log(0{,}11/0{,}09)=4{,}76+0{,}087=4{,}85$ .
Vergleich
Ohne Puffer würde dieselbe $\ce{NaOH}$ -Menge in reinem Wasser den pH von 7 auf 12 anheben.

Ergebnis: pH steigt nur um 0,09 Einheiten - klassische Pufferwirkung in Aktion.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Ein Puffer ist immer ein Paar - schwache Säure plus konjugierte Base.
2
Henderson-Hasselbalch zeigt: der pH liegt beim pKa, modifiziert durch das Verhältnis.
3
Im Blut sorgt Bicarbonat für pH-Konstanz - ohne diesen Puffer wäre Sport schon nach wenigen Minuten lebensgefährlich.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre die Bedeutung des Bicarbonat-Puffersystems im menschlichen Blut und mache deutlich, wie es pH-Schwankungen abfängt.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Eine Mischung aus starker Säure und starker Base wird als Puffer bezeichnet. Ein Puffer braucht ein Gleichgewicht, also eine schwache Säure mit ihrer konjugierten Base.
In Henderson-Hasselbalch wird $\mathrm{p}K_{b}$ eingesetzt. Die Gleichung ist auf die Säure formuliert und verlangt $\mathrm{p}K_{s}$ .
Pufferbereich und Pufferkapazität werden gleichgesetzt. Ein Puffer aus 0,01-molaren Komponenten hat denselben Bereich, aber ein Zehntel der Kapazität eines 0,1-molaren.
Der Bruch wird umgekehrt eingesetzt; im Zähler steht die konjugierte Base, im Nenner die Säure.
Beim Verdünnen wird ein pH-Sprung erwartet. Weil nur das Verhältnis zählt, bleibt der pH eines Puffers beim Verdünnen nahezu unverändert.

Aktive Wiederholung

Welches Verhältnis von Phosphat-Hydrogenphosphat ( $\ce{H2PO4-/HPO4^{2-}}$ , $\mathrm{p}K_{a}=7{,}2$ ) ergibt einen Puffer mit $\mathrm{pH}=7{,}4$ ?

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 14.6 Buffers (OpenStax)

Titration und Indikatoren#

~4 Min LesezeitStandardCHE-Sb-5.3

Titration: starke Säure mit starker Base

Abb. 6pH-Sprung am Äquivalenzpunkt bei V = 25 mL (NaOH zu HCl).

Die Titration ist die wichtigste quantitative Methode der Säure-Base-Chemie: Man bestimmt die unbekannte Konzentration einer Lösung, indem man eine Maßlösung bekannter Konzentration tropfenweise zugibt, bis die Reaktion exakt vollständig ist. Der Verbrauch an Maßlösung verrät über die Stöchiometrie die gesuchte Stoffmenge.

Der entscheidende Moment ist der Äquivalenzpunkt: Hier sind Säure und Base genau im stöchiometrischen Verhältnis umgesetzt - bei einer einprotonigen Säure also

n(\text{Säure})=n(\text{Base})

. Daraus folgt die Auswertungsformel

c_{S}\,V_{S}=c_{B}\,V_{B}

. Am Äquivalenzpunkt steigt der pH sprunghaft an ().

Titrationskurve - starke Säure mit starker Base

Abb. 5Steiler pH-Sprung am Äquivalenzpunkt (pH 7); Indikator muss in diesem Bereich umschlagen.

Abb. 5 ↓

Anders als oft angenommen liegt der Äquivalenzpunkt nicht immer bei pH 7 - er hängt vom entstehenden Salz ab: starke Säure + starke Base ergibt ein neutrales Salz (pH 7); schwache Säure + starke Base ein basisches Salz (pH > 7, ); starke Säure + schwache Base ein saures Salz (pH < 7). Das ist eine direkte Folge der Salzhydrolyse (siehe Abschnitt „Neutralisation").

Titration: schwache Säure (CH3COOH) mit NaOH

Abb. 7Pufferplateau um pKa = 4,76, Äquivalenzpunkt im basischen Bereich (pH ca. 8,7).

Abb. 7 ↓

Damit man den Äquivalenzpunkt erkennt, wählt man einen Indikator, dessen Umschlagsbereich im steilen Teil der Kurve liegt (). Für eine schwache Säure mit

\ce{NaOH}

(ÄP im Basischen) passt Phenolphthalein (8,2-10), für eine schwache Base mit

\ce{HCl}

(ÄP im Sauren) Methylorange (3,1-4,4). Liegt der Umschlag außerhalb des Sprungs, zeigt der Indikator den ÄP falsch an.

Indikator-Umschlagsbereiche

Abb. 8pH-Bereiche typischer Säure-Base-Indikatoren.

Abb. 8 ↓

Ein eleganter Nebeneffekt: Am Halbäquivalenzpunkt einer schwachen Säure ist genau die Hälfte protolysiert, also

[\ce{HA}]=[\ce{A-}]

- dort gilt nach Henderson-Hasselbalch

\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{a}

. So lässt sich der

\mathrm{p}K_{a}

-Wert direkt aus der Titrationskurve ablesen ().

Mehrprotonige Säuren werden stufenweise titriert und zeigen entsprechend mehrere Äquivalenzpunkte - Phosphorsäure

\ce{H3PO4}

etwa drei (einen pro abspaltbarem Proton). Jeder Sprung entspricht der vollständigen Neutralisation einer Protolysestufe; zwischen den Sprüngen liegen jeweils Pufferbereiche.

Vokabeln

→ Kartei

TitrationMaßanalytisches Verfahren, bei dem eine Maßlösung bis zum Endpunkt zugegeben wird.
ÄquivalenzpunktPunkt, an dem Säure und Base in stöchiometrisch gleicher Stoffmenge vorliegen.
EndpunktPunkt, an dem der Indikator umschlägt; er soll dem Äquivalenzpunkt möglichst nahekommen.
UmschlagsbereichpH-Intervall, in dem ein Indikator seine Farbe wechselt.
BüretteGraduiertes Glasrohr mit Hahn zur genau dosierten Zugabe der Maßlösung.
WendepunktSteilste Stelle der Titrationskurve; sie markiert den Äquivalenzpunkt.

Musterbeispiel

Permanganat-Titration auswerten

Eine Fe(II)-Lösung wird mit $\ce{KMnO4}$ titriert. Verbrauch: $V=24{,}5\,\text{mL}$ einer $0{,}0200\,\text{mol/L}$ -Permanganatloesung. Welche Stoffmenge Fe(II) lag vor?

n(\ce{KMnO4})
$n=c\cdot V=0{,}0200\,\tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\cdot 0{,}0245\,\text{L}=4{,}90\cdot 10^{-4}\,\text{mol}$ .
Stöchiometrie
1 mol $\ce{MnO4-}$ oxidiert 5 mol $\ce{Fe^{2+}}$ (aus ausgeglichener Gleichung).
n(Fe²+)
$n(\ce{Fe^{2+}})=5\cdot 4{,}90\cdot 10^{-4}\,\text{mol}=2{,}45\cdot 10^{-3}\,\text{mol}$ .

Ergebnis: Die Probe enthielt $\approx 2{,}45\,\text{mmol}\;\ce{Fe^{2+}}$ , also rund $137\,\text{mg}$ Eisen.

Musterbeispiel

Säure-Base-Titration auswerten

Eine Probe von 20,0 mL Essigsäurelösung benötigt 22,5 mL einer 0,150 mol/L NaOH-Lösung bis zum Äquivalenzpunkt. Berechne $c(\ce{CH3COOH})$ .

n(\ce{NaOH})
$n=c\cdot V=0{,}150\cdot 0{,}0225=3{,}375\cdot 10^{-3}\,\text{mol}$ .
Stöchiometrie
Reaktion $\ce{CH3COOH + NaOH -> CH3COONa + H2O}$ , Verhältnis 1:1.
c(HAc)
$c=\dfrac{n}{V}=\dfrac{3{,}375\cdot 10^{-3}}{0{,}0200}=0{,}169\,\text{mol/L}$ .

Ergebnis: Die Essigsäurelösung hat eine Konzentration von $\approx 0{,}169\,\text{mol/L}$ , das entspricht ca. 1 % Essig (Haushaltsessig).

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Die Titrationskurve ist ein Fingerabdruck der Säure - schwache und starke unterscheiden sich klar.
Titration: schwache Säure (CH3COOH) mit NaOH
Abb.Pufferplateau um pKa = 4,76, Äquivalenzpunkt im basischen Bereich (pH ca. 8,7).
2
Am Halbäquivalenzpunkt gilt pH = pKa - eine elegante Methode zur Bestimmung der Säurestärke.
3
Indikatoren wechseln die Farbe über einen pH-Bereich - der Umschlag sollte am Äquivalenzpunkt liegen.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Skizziere die Titrationskurven (a) einer starken Säure mit starker Base und (b) einer schwachen Säure mit starker Base. Erläutere die markanten Punkte.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Maturafokus

Rechne am Äquivalenzpunkt über die Stoffmengen: $c_{S}\,V_{S}\cdot z_{S}=c_{B}\,V_{B}\cdot z_{B}$ , wobei $z$ die Zahl übertragbarer Protonen je Teilchen ist.
Wähle den Indikator so, dass sein Umschlagsbereich im pH-Sprung liegt: Phenolphthalein (8,2 bis 10,0) für schwache Säure mit starker Base, Methylorange (3,1 bis 4,4) für starke Säure mit schwacher Base.
Lies aus der Kurve drei Punkte ab: Startwert, Halbäquivalenzpunkt mit $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{s}$ und Äquivalenzpunkt im Wendepunkt des Sprungs.
Begründe die Lage des Äquivalenzpunkts über die Hydrolyse des entstandenen Salzes, nicht über die Faustregel „pH 7".
Beschreibe die Durchführung vollständig - Bürette, Vollpipette, Erlenmeyerkolben, Dreifachbestimmung und Mittelwert.

Typische Fehler

Indikatorumschlag und Äquivalenzpunkt werden gleichgesetzt. Der Umschlag markiert den Endpunkt; er trifft den Äquivalenzpunkt nur bei passend gewähltem Indikator.
Der Äquivalenzpunkt einer Titration von Essigsäure mit Natronlauge wird bei pH 7 angesetzt. Das entstehende Acetat reagiert basisch, der Punkt liegt bei rund pH 8,7.
Bei mehrprotonigen Säuren wird die Wertigkeit vergessen; $\ce{H2SO4}$ verbraucht doppelt so viel Lauge wie $\ce{HCl}$ gleicher Konzentration.
Der Halbäquivalenzpunkt bleibt ungenutzt, obwohl er den $\mathrm{p}K_{s}$ direkt ablesbar macht.
Die Kurve wird als Gerade gedeutet. Ihr Verlauf ist S-förmig, und nur im steilen Bereich ändert eine kleine Zugabe den pH stark.

Aktive Wiederholung

Eine unbekannte $\ce{HCl}$ -Lösung wird mit 0,10 mol/L NaOH titriert. Bei einem Probenvolumen von 25,0 mL werden 18,4 mL NaOH bis zum Äquivalenzpunkt verbraucht. Wie hoch ist $c(\ce{HCl})$ ?

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 14.7 Titrations (OpenStax)

Säure- und Basestärke: Ks, Kb und pKs#

~5 Min LesezeitVertiefungCHE-Sb-5.2

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 9Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die

\ce{H3O+}

-Konzentration um den Faktor 10.

Warum ätzt konzentrierte Essigsäure weniger als verdünnte Salzsäure? Weil Stärke und Konzentration zwei verschiedene Dinge sind. Die Stärke beschreibt, welcher ANTEIL der Moleküle sein Proton tatsächlich abgibt, und wird durch die Säurekonstante

K_{s}

gemessen; die Konzentration sagt nur, wie viele Moleküle überhaupt vorhanden sind. Diese Unterscheidung ist die häufigste Stolperstelle des Kapitels und wird in der mündlichen Prüfung fast immer geprüft.

Die Säurekonstante ist die Gleichgewichtskonstante der Protolyse

\ce{HA + H2O <=> H3O+ + A-}

; weil Wasser im Überschuss vorliegt, erscheint seine Konzentration nicht im Term. Da die Werte über viele Zehnerpotenzen streuen, arbeitet man mit

\mathrm{p}K_{s}=-\log K_{s}

. Die Skala läuft dabei umgekehrt zur Anschauung: Je KLEINER der

\mathrm{p}K_{s}

, desto stärker die Säure. Salzsäure liegt bei etwa

-6

, Essigsäure bei 4,75, Blausäure bei 9,2 und Wasser selbst bei 15,7.

Als stark gelten Säuren, die in Wasser praktisch vollständig protolysieren:

\ce{HCl}

\ce{HBr}

\ce{HI}

\ce{HNO3}

\ce{HClO4}

und

\ce{H2SO4}

in der ersten Stufe. In ihren Lösungen existieren kaum noch undissoziierte Moleküle, weshalb alle bei gleicher Konzentration denselben pH liefern - man spricht vom nivellierenden Effekt des Wassers. Schwache Säuren liegen dagegen überwiegend undissoziiert vor: In 0,1-molarer Essigsäure protolysieren nur rund 1,3 % der Moleküle.

Zu jeder Säure gehört ihre konjugierte Base, und beide Stärken sind gegenläufig gekoppelt:

\mathrm{p}K_{s}+\mathrm{p}K_{b}=14

bei 25 °C, weil das Produkt

K_{s}\cdot K_{b}

gerade das Ionenprodukt des Wassers ergibt. Daraus folgt der Merksatz, der viele Aufgaben löst: Eine starke Säure hat eine sehr schwache konjugierte Base. Das Chlorid-Ion aus Salzsäure reagiert in Wasser gar nicht mehr basisch, während das Acetat-Ion mit

\mathrm{p}K_{b}=9{,}25

eine merklich basische Lösung ergibt.

Mehrprotonige Säuren geben ihre Protonen stufenweise ab, und jede weitere Abspaltung fällt schwerer, weil das Proton ein zunehmend negativ geladenes Teilchen verlassen muss. Kohlensäure hat

\mathrm{p}K_{s1}=6{,}35

und

\mathrm{p}K_{s2}=10{,}33

, Phosphorsäure 2,15, 7,20 und 12,35. Der Abstand von vier bis fünf Einheiten zwischen den Stufen ist typisch und hat eine praktische Folge: In der Titrationskurve erscheinen die Stufen als getrennte Sprünge, sodass die einzelnen Äquivalenzpunkte unterscheidbar bleiben.

Die Stärke einer Säure lässt sich strukturell begründen, und genau das verlangt der Operator „begründen". Entscheidend ist die Stabilität der konjugierten Base: Je besser die negative Ladung verteilt werden kann, desto leichter wird das Proton abgegeben. Trichloressigsäure (

\mathrm{p}K_{s}=0{,}65

) ist deshalb weit stärker als Essigsäure - die drei elektronegativen Chloratome ziehen Elektronendichte ab und stabilisieren das Anion (induktiver Effekt). Aus demselben Grund ist eine Carbonsäure stärker als ein Alkohol: Das Carboxylat-Anion ist mesomeriestabilisiert, das Alkoholat nicht.

Ein Hinweis zur Schreibweise, der Verwirrung erspart: Die österreichische und deutsche Schulliteratur schreibt

K_{s}

und

\mathrm{p}K_{s}

(s für Säure), die internationale

K_{a}

und

\mathrm{p}K_{a}

(a für acid). Gemeint ist dieselbe Größe mit denselben Zahlenwerten. In der Prüfung ist beides zulässig, solange die Bezeichnung innerhalb einer Antwort einheitlich bleibt.

Vokabeln

→ Kartei

SäurekonstanteGleichgewichtskonstante $K_{s}$ der Protolyse einer Säure in Wasser; Maß für ihre Stärke.
pKs-WertNegativer dekadischer Logarithmus von $K_{s}$; je kleiner, desto stärker die Säure.
ProtolysegradAnteil der Säureteilchen, die tatsächlich protolysiert sind; hängt von Stärke UND Konzentration ab.
nivellierender EffektWirkung des Wassers, alle starken Säuren auf die Stärke des Oxoniumions einzuebnen.
induktiver EffektElektronenziehende oder -schiebende Wirkung von Substituenten längs der Bindungen; stabilisiert oder destabilisiert das Anion.
MesomeriestabilisierungEnergieabsenkung eines Teilchens durch Delokalisierung der Ladung über mehrere Atome.

Säurekonstante und Paarbeziehung (25 °C)

K_s = \frac{[\ce{A-}]\,[\ce{H3O+}]}{[\ce{HA}]}, \qquad \mathrm{p}K_s + \mathrm{p}K_b = 14

$K_{s}$ ist die Säurekonstante der Protolyse $\ce{HA + H2O <=> H3O+ + A-}$ , alle Konzentrationen in mol/L. Die zweite Beziehung folgt aus $K_{s}\cdot K_{b}=K_{w}$ und verknüpft eine Säure mit ihrer konjugierten Base; sie gilt in dieser Form nur bei 25 °C.

Musterbeispiel

Säuren ordnen und pKb berechnen

Ordne $\ce{HF}$ ( $\mathrm{p}K_s=3{,}2$ ), $\ce{CH3COOH}$ ( $\mathrm{p}K_s=4{,}75$ ) und $\ce{HCN}$ ( $\mathrm{p}K_s=9{,}2$ ) nach Stärke und berechne $\mathrm{p}K_b$ der konjugierten Base von $\ce{HCN}$ .

Nach Stärke ordnen
Kleiner $\mathrm{p}K_s$ = stärker: $\ce{HF}$ (3,2) > $\ce{CH3COOH}$ (4,75) > $\ce{HCN}$ (9,2).
pKb der konjugierten Base
Konjugierte Base von $\ce{HCN}$ ist $\ce{CN-}$ . $\mathrm{p}K_b = 14 - 9{,}2 = 4{,}8$ .
Interpretieren
Die schwächste Säure ( $\ce{HCN}$ ) hat die stärkste konjugierte Base ( $\ce{CN-}$ , kleinster $\mathrm{p}K_b$ ).

Ergebnis: Stärkereihe $\ce{HF} > \ce{CH3COOH} > \ce{HCN}$ ; $\mathrm{p}K_b(\ce{CN-}) = 4{,}8$ . Bezug: Thema "Pufferlösungen" nutzt diese $\mathrm{p}K_s$ -Werte.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe, warum Trichloressigsäure (

\mathrm{p}K_s=0{,}7

) eine viel stärkere Säure ist als Essigsäure (

\mathrm{p}K_s=4{,}76

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Säurestärke und Konzentration werden vermengt. Eine verdünnte Salzsäure bleibt eine starke Säure, eine konzentrierte Essigsäure eine schwache.
Ein großer $\mathrm{p}K_{s}$ wird als starke Säure gedeutet. Die Skala läuft umgekehrt: klein bedeutet stark.
Bei mehrprotonigen Säuren gelten alle Protonen als gleich leicht abspaltbar; zwischen den Stufen liegen typischerweise vier bis fünf $\mathrm{p}K_{s}$ -Einheiten.
$\mathrm{p}K_{s}+\mathrm{p}K_{b}=14$ wird ohne Temperaturangabe benutzt. Die Beziehung folgt aus $K_{w}$ und gilt in dieser Form nur bei 25 °C.
Die konjugierte Base einer starken Säure wird als starke Base bezeichnet. $\ce{Cl-}$ ist praktisch nicht basisch - starke Säure heißt sehr schwache konjugierte Base.

Aktive Wiederholung

Vergleiche Essigsäure ( $\mathrm{p}K_s = 4{,}75$ ) und Ameisensäure ( $\mathrm{p}K_s = 3{,}75$ ) hinsichtlich ihrer Stärke und berechne den $\mathrm{p}K_b$ der jeweils konjugierten Base.

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

Neutralisation, Salzbildung und Hydrolyse#

~5 Min LesezeitStandardCHE-Sb-5.1CHE-Sb-5.3

pH-Skala mit Alltagsbeispielen

Abb. 10Logarithmische Skala 0-14: links sauer, neutral bei pH 7, rechts basisch. Pro pH-Einheit ändert sich die

\ce{H3O+}

-Konzentration um den Faktor 10.

„Säure plus Base ergibt Salz und Wasser" ist richtig, aber unvollständig - und die Lücke kostet in der Prüfung Punkte. Denn die entstandene Salzlösung ist nur in einem von vier Fällen wirklich neutral. Ob sie sauer, neutral oder basisch reagiert, entscheidet die Stärke der beiden Ausgangsstoffe, aus denen das Salz hervorgegangen ist.

Bei der Neutralisation überträgt die Säure ein Proton auf die Base. Sind beide stark, liegen sie in Wasser bereits vollständig als Ionen vor, und die eigentliche Reaktion lautet

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

; Natrium- und Chlorid-Ionen sind bloße Zuschauerionen. Der Vorgang ist stark exotherm: Die Neutralisationsenthalpie beträgt für starke Säure mit starker Base rund

-57

kJ je Mol gebildeten Wassers und ist deshalb vom eingesetzten Paar nahezu unabhängig. Bei schwachen Partnern fällt sie kleiner aus, weil ein Teil der Energie für deren Protolyse aufgewendet werden muss.

Das Salz besteht aus dem Kation der Base und dem Anion der Säure; seine Formel folgt aus dem Ladungsausgleich. Salzsäure und Natronlauge ergeben

\ce{NaCl}

, Schwefelsäure und Kalilauge

\ce{K2SO4}

, Salpetersäure und Calciumhydroxid

\ce{Ca(NO3)2}

. In der Gleichung müssen beide Produkte stehen - das Salz UND das Wasser -, und die Koeffizienten folgen der Protonenzahl der Säure:

\ce{H2SO4 + 2 KOH -> K2SO4 + 2 H2O}

Ob die entstandene Lösung neutral ist, entscheidet die Hydrolyse, also die Reaktion der Salzionen mit Wasser. Vier Fälle sind zu unterscheiden. Starke Säure mit starker Base ergibt ein neutrales Salz wie

\ce{NaCl}

- weder

\ce{Na+}

noch

\ce{Cl-}

reagieren mit Wasser. Schwache Säure mit starker Base ergibt eine basische Lösung, weil das Anion eine Base ist:

\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}

. Starke Säure mit schwacher Base ergibt eine saure Lösung, denn hier ist das Kation die Säure:

\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}

. Im vierten Fall - schwache Säure mit schwacher Base - entscheiden die

\mathrm{p}K

-Werte beider Partner gegeneinander.

Aus dieser Systematik folgt unmittelbar die Lage des Äquivalenzpunkts einer Titration, und genau so ist die Frage in der Prüfung zu beantworten. Titriert man Salzsäure mit Natronlauge, entsteht

\ce{NaCl}

und der Äquivalenzpunkt liegt bei pH 7. Titriert man Essigsäure mit Natronlauge, entsteht Natriumacetat und der Punkt liegt im Basischen bei etwa pH 8,7. Titriert man Ammoniak mit Salzsäure, entsteht Ammoniumchlorid und der Punkt liegt bei etwa pH 5,3. Die Indikatorwahl ergibt sich daraus zwingend.

Neutralisationen sind zugleich Alltagschemie. Ein Antazidum bindet überschüssige Magensäure - Magnesiumhydroxid nach

\ce{Mg(OH)2 + 2 HCl -> MgCl2 + 2 H2O}

-, gelöschter Kalk hebt den pH saurer Böden, und in der Abwasserreinigung wird der pH vor der Einleitung eingestellt. Bei jedem dieser Beispiele gehört die Frage nach dem Salz mitgedacht: Es bleibt im System, und ob es die Lösung sauer oder basisch macht, ist Teil der Beurteilung.

Vokabeln

→ Kartei

NeutralisationReaktion einer Säure mit einer Base zu Salz und Wasser.
NettoionengleichungGleichung ohne Zuschauerionen; bei zwei starken Partnern lautet sie $\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}$.
HydrolyseReaktion von Salzionen mit Wasser, die den pH der Lösung verschiebt.
NeutralisationsenthalpieWärme je Mol gebildeten Wassers; rund $-57$ kJ/mol bei starker Säure mit starker Base.
AntazidumArzneimittel, das überschüssige Magensäure durch Neutralisation bindet.
ZuschauerionIon, das an der eigentlichen Reaktion nicht teilnimmt und aus der Gleichung gekürzt wird.

Nettogleichung der Neutralisation

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

Beide Partner liegen in Wasser bereits vollständig dissoziiert vor, sodass Metall- und Säurerestionen als Zuschauerionen herausfallen. Es bleibt die Vereinigung von Oxonium- und Hydroxidion zu Wasser; dabei werden rund 57 kJ je Mol Wasser frei.

Musterbeispiel

pH-Charakter von Salzlösungen beurteilen

Beurteile für (a) $\ce{KCl}$ , (b) $\ce{NH4Cl}$ und (c) $\ce{Na2CO3}$ , ob die wässrige Lösung sauer, neutral oder basisch reagiert, und begründe.

Herkunft bestimmen
(a) $\ce{KCl}$ : starke Base ( $\ce{KOH}$ ) + starke Säure ( $\ce{HCl}$ ). (b) $\ce{NH4Cl}$ : schwache Base ( $\ce{NH3}$ ) + starke Säure. (c) $\ce{Na2CO3}$ : starke Base + schwache Säure ( $\ce{H2CO3}$ ).
Hydrolyse prüfen
(a) keine Hydrolyse -> neutral. (b) $\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}$ -> sauer. (c) $\ce{CO3^2- + H2O <=> HCO3- + OH-}$ -> basisch.
Zuordnen
Der Ionentyp mit der schwächeren "Eltern"-Spezies bestimmt den pH-Charakter.

Ergebnis: (a) neutral, (b) sauer, (c) basisch. Querverweis: Thema "Titration" (Lage des Äquivalenzpunkts folgt aus dem Salztyp).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Eine Lösung von Ammoniumchlorid

\ce{NH4Cl}

reagiert sauer. Stelle die Hydrolysegleichung auf und erkläre den sauren Charakter über die Herkunft der Ionen.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Jede Salzlösung wird pauschal als neutral angenommen. Nur das Salz aus starker Säure und starker Base reagiert neutral.
Hydrolyse wird mit dem Lösen des Salzgitters verwechselt. Das Lösen ist ein physikalischer Vorgang; die Hydrolyse ist die Protonenübertragung danach.
In der Reaktionsgleichung fehlt das Wasser oder die Salzformel - damit stimmt die Massenbilanz nicht mehr.
Der Äquivalenzpunkt wird grundsätzlich bei pH 7 angesetzt. Bei Essigsäure gegen Natronlauge liegt er bei rund 8,7, bei Ammoniak gegen Salzsäure bei rund 5,3.
Die Neutralisationsenthalpie von $-57$ kJ/mol wird auf schwache Partner übertragen; der Wert gilt nur für starke Säure mit starker Base.

Aktive Wiederholung

Erkläre, ob eine wässrige Lösung von Natriumacetat sauer, neutral oder basisch reagiert, und stelle die Hydrolysegleichung auf.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 14 "Hydrolysis of Salts" (OpenStax)

Stand 06/2026Vollständige Fassung über den Tiefenregler — gleiche Stelle, gleiche Anker

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Belege & Quellen

Quellen

OpenStax

OpenStax Chemistry 2e Kap. 14 Acid-Base Equilibria

Siehe auch