# Anorganische Chemie für Schüler/ Säure-Base-Gleichgewichte

Dieser Buchabschnitt benötigt eine Wikifizierung. Hilfe ist erwünscht! Textbezogenen Fragen und Anmerkungen können auf der Diskussionsseite besprochen werden.

## Der Säure- Base-Begriff im historischen Wandel

Entdeckt wurden Säuren als „Stoffe, die Pflanzenfarbstoffe (wie z.B. Tee oder Rotkohl) in ihrer Farbe verändern“ - Robert Boyle (1627 - 1691). Der Chemiker Antoine Laurent de Lavoisier (1743 - 1794) vermutete im 18. Jahrhundert, dass Säuren Stoffe sind, welche Sauerstoff abgeben. Daher rührt vermutlich auch der deutsche Name „Säure“.
Der Darmstädter Justus von Liebig (1803-1873) stellte aber bald klar, dass alle Säuren Wasserstoffverbindungen sind. Aber auch diese Annahme ist nicht 100%ig richtig, wie der folgende Versuch schnell zeigt:
V1: Benzin + Blaukrautsaftindikator (bzw. Lackmus oder Universalindikator)
B1: Keine Farbänderung - trotz Wasserstoff
S1: Benzin ist keine Säure, obwohl es viel Wasserstoff enthält!
Erst der Schwede Svante Arrhenius (1859-1927) sorgte für endgültige Klarheit:
V2: Von Wasser sowie Wasser mit etwas zugegebener Säure wird die Leitfähigkeit gemessen.
B2: Säuren leiten in Verbindung mit Wasser den elektrischen Strom.
S2: In Säuren liegen frei bewegliche Ionen vor.
Der Däne Johannes Nicolaus Brønsted (1879 -1947) (ausgesprochen „Brönsted“) ging in seinen Definitionen noch einen Schritt weiter.
(Protonendonatoren)
* Eine Säure muss mindestens 1 Wasserstoffatom besitzen, das als Proton abspaltbar ist.
Bsp.: HCl, H$_2$SO$_4$, H$_2$CO$_3$
* Eine Base muss mindestens 1 freies EP besitzen um ein Proton kovalent binden zu können.
Bsp.: OH$^-$, NH$_3$, CO$_3$$^{2-}$
Diese Definition ist die heute noch gebräuchlichste. Allerdings wurde auch sie noch erweitert.
Eine weitere übliche Definition ist das Säure-Base-Konzept des Amerikaners Gilbert Newton Lewis (1875-1946). Er forschte sein ganzes Leben an Valenzelektronen und chemischen Bindungen. So werden auch Valenzstrichformeln „Lewis Formeln“ genannt. Er versuchte auch das Konzept der Atombindungen auf Säuren und Basen zu übertragen:
Mit diesem Konzept können auch saure Eigenschaften von beispielsweise Metallchloriden (wie dem FeCl$_3$) erklärt werden, welche aber keine Protonendonatoren im Sinne Brønsteds sind.

### Zu den Lewis-Säuren zählen beispielsweise

* Moleküle ohne Edelgaskonfiguration wie: B(CH$_3$)$_3$, BF$_3$, AlCl$_3$
* Atome ohne Edelgaskonfiguration wie z.B. Co$^{3+}$
* Metallionen, die als Zentralatome in chemischen Komplexen auftreten.
* Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen, z. B. CO$_2$, SO$_3$
Das Lewis-Konzept findet in der Schule aufgrund seiner Komplexität allerdings kaum Beachtung.

### Aufgaben

* Ist Natronlauge eine Base?
* Was versteht man unter einer Lauge
* Wo kommen denn die Protonen her die eine Base aufnimmt?

### Zusatzinformationen

* Antoine Laurent de Lavoisier
* Justus von Liebig
* Gilbert Newton Lewis
* Brönsted
* Svante Arrhenius
* Lewis-Säure
* Säure-Base-Konzepte
* Säuren
* Alkalische Lösung

## Säuren und Basen

Die erste Säure, die man schon im Altertum kannte, war Essig. Im Mittelalter kannte man schon weitere Säuren Salz- Salpeter- und Schwefelsäure. Säuren sind dafür bekannt gewesen, dass sie sogar Metalle auflösen konnte.
Die Gegenspieler sind die Basen. Mit den Basen konnten die Säuren neutralisiert werden. Diese können aus den Oxiden von Metallen durch Gabe von Wasser gewonnen werden. Natriumhydroxid und Kaliumhydroxid sind bekannte Vertreter.

### a) Die wichtigsten Säuren und ihre Säurereste

| | Säure: | | Säurerest: |
| HF | Fluorwasserstoffsäure | F$^-$ | Fluorid |
| HCl | Chlorwasserstoffsäure | Cl$^-$ | Chlorid |
| HBr | Bromwasserstoffsäure | Br$^-$ | Bromid |
| HI | Iodwasserstoffsäure | I$^-$ | Iodid |
| H$_2$S | Schwefelwasserstoff(säure) | S$^{2-}$ | Sulfid |
| HNO$_3$ | Salpetersäure | (NO$_3$)$^-$ | Nitrat |
| H$_2$SO$_4$ | Schwefelsäure | (SO$_4$)$^{2-}$ | Sulfat |
| H$_2$CO$_3$ | Kohlensäure | (CO$_3$)$^{2-}$ | Carbonat |
| H$_3$PO$_4$ | Phosphorsäure | (PO$_4$)$^{3-}$ | Phosphat |
| HNO$_2$ | Salpetrigesäure | (NO$_2$)$^-$ | Nitrit |
| H$_2$SO$_3$ | Schwefeligesäure | (SO$_3$)$^{2-}$ | Sulfit |
| H$_3$PO$_3$ | Phosphorigesäure | (PO$_3$)$^{3-}$ | Phosphit |

### b) Die wichtigsten Laugen

| NaOH | s Natronlauge |
| KOH | Kalilauge |
| Ca(OH)$_2$ | Calciumlauge (=Kalkwasser) |

### c) Weitere anorganische Säuren
#### Kieselsäure, Hydrogensilikat, Silikat

    $\mathrm {H_{2}SiO_{3}\rightleftharpoons H^{+}(HSiO_{3})^{-}\rightleftharpoons 2\ H^{+}+(SiO_{3})^{2-}}$

#### Arsensäure, Arsenat

    $\mathrm {H_{3}AsO_{4}\rightleftharpoons (AsO_{4})^{3-}+3\ H^{+}}$

#### Hypochlorige Säure (=Chlor(I)-säure), Hypochlorit

    $\mathrm {HClO\rightleftharpoons H^{+}(ClO)^{-}}$

#### Chlorige Säure (=Chlor(III)-säure), Chlorit

    $\mathrm {HClO_{2}\rightleftharpoons H^{+}(ClO_{2})^{-}}$

#### Chlorsäure (=Chlor(V)-säure), Chlorat

    $\mathrm {HClO_{3}\rightleftharpoons H^{+}(ClO_{3})^{-}}$

#### Perchlorsäure (=Chlor(VII)-säure), Perchlorat

    $\mathrm {HClO_{4}\rightleftharpoons H^{+}(ClO_{4})^{-}}$

### d) Organische Säuren

| Name | Säurerest |
| Essigsäure | Acetat |
| Zitronensäure | Citrat |
| Ameisensäure | Formiat |
| Oxalsäure | Oxalat |
| Äpfelsäure | Malat |
| Ascorbinsäure (=Vitamin C) | Ascorbat |
| Bernsteinsäure | Succinat |
| Acetylsalicylsäure (=Aspirin) | Acetyl-Salicylat |

#### Aufgaben

* Sind folgende Verbindungen Säuren oder Basen:
    H$_3$PO$_4$ F$^-$
    HN$_3$ Cl$^-$
    OH$^-$CH$_3$CO$_2$H
    NO$_3$$^-$H$_3$O$^+$
    HFOCl$^-$

## Was ist eine Säure - Base Reaktion?
### a) Protolyse

Du hast bereits gelernt, dass der Übergang eines Protons (H$^+$) von einem Partner auf einen anderen Protolyse genannt wird. Man spricht auch von einer klassischen Säure-Base Reaktion.
Die soll am Beispiel der Salzsäurebildung aus dem Gas HCl und H$_2$O nachvollzogen werden. Beide Stoffe sind Dipole. Das HCl-Wasserstoffatom wird aufgrund der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen leicht vom Elektronenpaar des H$_2$O - Sauerstoffatom angezogen. Es kann den Bindungspartner wechseln.
    $\mathrm {Cl{-}H\curvearrowright H{-}O{-}H\rightleftharpoons Cl^{-}+H_{2}O{-}H^{+}}$
Der Sauerstoff des Wasser ist partial negativ geladen (EN=3,5). Er übt so eine Anziehungskraft auf das Wasserstoffatom des HCl aus (EN=2,1). Man könnte vereinfacht sagen, das Sauerstoffatom des Wassers „flirtet“ mit dem H (der HCl), welches in „Versuchung“ geführt wird und seinen Partner „verlässt“.
Die Konsequenz ist, dass HCl heterolytisch getrennt wird. Dabei wird dem elektronegativerem Atom das Elektronenpaar „zugeteilt“. Es entstehen H$^+$ und Cl$^-$.
Auch das kann man sich vereinfacht vorstellen: bei der Trennung von H und Cl bleibt das gemeinsame Eigentum (also die Elektronen) bei dem Verlassenen.
Das H$^+$ verbindet sich sogleich mit dem freien Elektronenpaar und bildet ein Oxoniumion (H$_3$O$^+$).
HCl ist also erst in Verbindung mit Wasser eine Säure. Säure ist demnach nicht eine Stoffeigenschaft, sondern erst das Ergebnis einer Reaktion, bei der Oxoniumionen entstehen.
Was jetzt für Dich vielleicht neu ist, dass es sich bei allen Säure-Base Reaktionen um Gleichgewichtsreaktionen handelt.

### b) Mehrstufige Protolysen

Säuren, welche mehrere Protonen enthalten wie z.B. Schwefelsäure oder Phosphorsäure geben diese Protonen nacheinander ab.
    $\mathrm {H_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O\rightleftharpoons (HSO_{4})^{-}+H_{3}O^{+}+H_{2}O\rightleftharpoons (SO_{4})^{2-}+2\ H_{3}O^{+}}$
    Schwefelsäure und Wasser reagiert zu Hydrogensulfat (1. Stufe), Oxonium, Wasser reagiert zu Sulfat (2. Stufe) und weiteren Oxonium

#### Mit Phosphorsäure sind sogar drei Protolysestufen möglich

    $\mathrm {H_{3}PO_{4}+3\ H_{2}O\rightleftharpoons (H_{2}PO_{4})^{-}+H_{3}O^{+}+2\ H_{2}O\rightleftharpoons (HPO_{4})^{2-}+2\ H_{3}O^{+}+H_{2}O\rightleftharpoons (PO_{4})^{3-}+3\ H_{3}O^{+}}$
    Phosphorsäure und Wasser reagiert zu Dihydrogenphosphat (1. Stufe), Oxonium, Wasser reagiert zu Hydrogenphosphat (2. Stufe), zwei Oxonium und Wasser reagiert zu Phosphat zu drei Oxonium

#### Interessant für Freaks *g*

Säuren#Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser

### c) Neutralisation

Ein Sonderfall der Protolyse ist die Neutralisation. Hierbei werden auch Protonen ausgetauscht, aber die eines der Produkte ist Wasser, das zweite ein Salz.

#### Neutralisation von Natronlauge mit Salzsäure

    $\mathrm {NaOH+HCl\longrightarrow NaCl+H_{2}O}$

#### Für Reaktionen von Säuren mit Laugen gilt die Vereinfachung

    $\mathrm {H^{+}{-}Saurerest+Metallion{-}OH^{-}\longrightarrow Salz+Wasser}$
    Säure und Lauge gibt Salz und Wasser
{{Definition|Erinnerung: Alle Salze bestehen aus einem Metallion und einem Säurerest.}

#### Zweistufige Neutralisation am Beispiel der Reaktion von Natronlauge mit Schwefelsäure

* Stufe: $\mathrm {NaOH+H_{2}SO_{4}\rightleftharpoons NaHSO_{4}+H_{2}O+E}$
* Stufe: $\mathrm {NaOH+NaHSO_{4}\rightleftharpoons Na_{2}SO_{4}+H_{2}O+E}$

#### Gesamtgleichung

    $\mathrm {NaOH+H_{2}SO_{4}\rightleftharpoons Na_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O+E}$

#### Zusatzinformationen

Neutralisation (Chemie)

### d) Die Autoprotolyse des Wassers

Wasser reagiert mit sich selbst in sehr geringem Maße zu Hydroxid- und Oxoniumionen.
    $\mathrm {H_{2}O+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}}$
Allerdings ist in neutralem Wasser die Konzentration der Oxoniumionen nur 0,000 0001 mol/l [10$^{-7}$mol/l]. Dies erklärt auch die (wenn auch geringe) Leitfähigkeit von destilliertem Wasser.

## Säure-Base-Reaktionen im Detail - das korrespondierende Säure-Base-Paar

Schaut man sich die Reaktion von Natronlauge mit Salzsäure genauer an und ordnet nun den Stoffen die Begriffe Säure und Base zu, so erlebt man eine Überraschung:

### Aufgaben

* Stelle die Protolysegleichungen mit vollständigen Strukturformeln der folgenden Reaktionen auf:
** Fluorwasserstoff (=Flusssäure) + Chlorwasserstoff
** Wasser + Ammoniak
** Salzsäure + Ammoniak
* Vervollständige die korrespondierenden Säure-Base-Paare:
| Säure | H$_3$PO$_4$ | | HSO$_4$$^–$ | | | H$_2$O | | NH$_3$ | | |
| Base | | HCO$_3$$^–$ | | S$^{2–}$ | (CO$_3$)$^{2-}$ | | H$_2$O | | Cl$^–$ | HPO$_4$$^{2–}$ |

## Ampholyte: Ist Ammoniak eine Base oder eine Säure?

Vergleiche mal die drei folgenden Reaktionen und ordne den Stoffe jeweils zu, ob sie Säure oder Base sind:
    $\mathrm {HCl+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+Cl^{-}}$
    $\mathrm {NH_{3}+H_{2}O\rightleftharpoons NH_{4}^{+}+OH^{-}}$
    $\mathrm {Cl^{-}+NH_{3}\rightleftharpoons NH_{2}^{-}+HCl}$
Ist Wasser eine Säure oder Base? Und ist Ammoniak nun eine Säure oder eine Base? Begründe!
Stoffe, die sowohl als Säure, als auch als Base reagieren können nennt man Amphoplyte. Amphoyte zeichnen sich dadurch aus, das sie (je nach Partner) Protonen aufnehmen und abgeben können.
Bekannte Ampholyte: H$_2$O, NH$_3$, HS$^-$, HSO$_4$$^–$, H$_2$PO$_4$$^–$, HPO$_4$$^{2–}$, HCO$_3$$^–$

## Darstellung von Chlorwasserstoff (HCl)
### Material

    Gasentwicklungsapparatur, Thermometer, Leitfähigkeitsmessung
V1: Konzentrierte H$_2$SO$_4$ wird aus einem Tropftrichter auf feuchtes NaCl getropft (Reakton1).
V2: Das entstehende Produkt wird über einen Schlauch über eine Glaswanne (gefüllt mit Wasser) geleitet. Die Stromstärke und der pH-Wert werden gemessen (Reakton2).
| B1 | S1 |
| Es bildet sich ein Gas | HCl ist ein Gas! Säuren können in allen Aggregatzuständen vorkommen. |
| Das Gefäß wird heiß | Bei der Bildung von HCl wird viel Energie frei. |
    $\mathrm {H_{2}SO_{4}+NaCl\longrightarrow HCl+NaSO_{4}+E}$
| B2 | S2 |
| Das Gas löst sich im Wasser | HCl löst sich ausgesprochen gut in Wasser. Es findet eine Reaktion statt. |
| Universalindikator färbt sich rot | es hat sich eine Säure gebildet. |
| Die Temperatur steigt | es liegt eine exotherme Reaktion vor. |
| Die Leitfähigkeit steigt | es bilden sich Ionen - Ursache muss eine hetero­lytische (=ungleiche) Spaltung des HCl in Ionen sein. |

### Wie kann man feststellen, welche Ionen in der Glasschale enthalten sind?

Man gibt Silbernitratlösung zu und provoziert eine Fällungsreaktion. Die Zugabe von AgNO$_3$ zeigt eine weiße Trübung.
* es sind Chloridionen enthalten, es bildet sich das schwerlösliche Salz Silberchlorid.
    $\mathrm {HCl+H_{2}O\longrightarrow Cl^{-}+H_{3}O^{+}}$

## Der Springbrunnenversuch

V: Ein Rundkolben wird mit gasförmigem HCl gefüllt und dann mit einem durchbohrtem Stopfen verschlossen. Im Stopfen steckt ein kleines, sich nach oben verjüngendes Glasrohr.
Der Rundkolben wird mit der Öffnung nach unten in ein Wasserbad gestoßen (so das etwas Wasser hinein läuft).
B: Das Wasser wird in das Gefäß hinein gesaugt.
S: Im Gefäß regiert Wasser mit dem Gas HCl, so dass ein Unterdruck entsteht, welcher weiteres Wasser hinein saugt.
Der gleiche Versucht gelingt auch mit gasförmigem Ammoniak.

## Das Ionenprodukt des Wassers
### Aus der Autoprotolyse des Wassers folgt

    $\mathrm {2\ H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}}$
Stellt man nun das MWG auf und berücksichtigt, dass sich die Konzentration des Wassers kaum ändert (und sie folglich gleich 1 setzt), ergibt sich:
    $\mathrm {\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[H_{2}O]^{2}}}$

### Die Konzentration von Wasser in die Konstante K$_W$ einbezogen (·[H</nowiki>$_2$O]$^2$)

    $\mathrm {k\cdot [H_{2}O]^{2}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]}$
Dieser Schritt ist legitim, da im Vergleich zur sehr gerngen Menge an freien H$_3$O$^+$ und OH$^–$ sich die Konzentraion an Wasser kaum ändert. Sie ist also Näherungsweise konstant. Also werden beide Konstanten zu einer neuen Konstante K$_{Wasser}$ zusammengefasst - sie wird als Ionenprodukt des Wassers bezeichnet:
    $\mathrm {k\cdot [H_{2}O]^{2}=K_{Wasser}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]}$
    $\mathbf {K_{Wasser}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]}$
K$_W$ ist (wie üblich bei Gleichgewichten) von der Temperatur abhängig.
Bei 25°C hat es den Wert K$_w$ = 10$^{-14}$ mol$^2$/l$^2$.

### Bei Standardbedingungen gilt also

    $\mathbf {K_{Wasser}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=10^{-14}mol^{2}/l^{2}}$

### Wie hoch ist die Konzentration von H$_3$O$^+$-Ionen in reinem Wasser?

    $\mathrm {[H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]={\sqrt {K_{W}}}=10^{-7}mol/l}$
Aufgabe: Wie groß ist die Masse an H$_3$O$^+$ (bzw. OH$^–$) in 1l Wasser?
n = m/M
* n/M = m
* m$_{(H3O+)}$ = 19,0 · 10$^{-7}$g
* m$_{(OH–)}$ = 17,0 · 10$^{-7}$g)
Das entspricht 19 g H$_3$O$^+$ (17 g OH$^–$) in 10.000t Wasser!
Was passiert bei Zugabe von Salzsäure zu „neutralem“ Wasser?
* [H$_3$O$^+$] steigt an.
* [OH</nowiki>$^–$] muss sinken da K$_W$ eine Konstante ist.

#### Aus dem Ionenprodukt kann man nun leicht den pH-Wert ableiten

| saure Lösungen | c(H$_3$O$^+$) > 10$^{-7}$ mol/l | pH < 7 |
| neutrale Lösungen | c(H$_3$O$^+$) = 10$^{-7}$ mol/l | pH = 7 |
| alkalische Lösungen | c(H$_3$O$^+$) < 10$^{-7}$ mol/l | pH > 7 |

#### pOH = 14- pH
## Definition des pH-Werts

Der pH-Wert dient vor allem dazu, in einer einfachen Weise die Konzentration an Oxoniumionen anzugeben. Definiert ist der pH-Wert mathematisch:
    $\mathbf {pH=-lg[H_{3}O^{+}]}$
Da der pH-Wert einheitenlos ist, muss man streng genommen noch durch die Einheit teilen:
    $\mathbf {pH=-lg{\frac {[H_{3}O^{+}]}{mol/l}}}$

### Der pOH-Wert ist entsprechend

    $\mathbf {pH=-lg{\frac {[OH^{-}]}{mol/l}}}$

### Konsequenzen

* Das Besondere an der pH-Wert Skala ist, dass der Unterschied zwischen einem pH-Wert und dem nächsten das 10-fache beträgt:
* Das bedeutet, dass z. B. eine Säure mit pH = 2 zehnmal so sauer wie eine Säure mit pH = 3 ist und hundertfach so sauer ist wie eine pH = 4 ist.
* Vom pH-Wert kann man nun auch logischerweise die Konzentration an [H$_3$O$^+$] berechnen: [H$_3$O$^+$] = 10$^{-pH}$ mol/l
* pH + pOH = 14 (Bei Standardbedingungen, also 25°C)

### Hier einige Beispiele von pH-Werten bei Alltagsstoffen:

| 0 | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 |
| HCl | Magen­säure, Kalk­reiniger Batt­erie- säure | Zitronen­­­saft | Essig Zitro­nen­limo­nade Apfel­saft | Cola Sauer­kraut | Haut Shampoo O-Saft Kaffee saurer Regen | saure Milch Speichel | Leitungs-­wasser | Darm­milllieu Nord­see­­- Wasser Back­pulver­lösung | Seife | nasser Zement | Wasch­mittel­lösung Ammo­niak | Kern­seife | | Abfluss-­frei |
sehr sauer schwach sauer neutral schwach alkalisch sehr alkalisch

## Übung - pH-Wert Bestimmung
### V: Bestimmung verschiedener pH-Werte:

* Substanz
* NaCO$_3$-Lsg.
* Zitronensaft
* Wein
* Schmelzwasser
* Milch
* Essig
* Waschmittel
* Backpulver
* Kaffee
* KOH (30 %)

## Die Stärke von Säuren
### a) Warum ist der pH-Wert für Aussagen zur Säurestärke ungeeignet?

In manchen Büchern wird der pH-Wert mit der Säurestärke gleichgesetzt. Dies ist jedoch nicht richtig!
Der pH-Wert gibt die aktuelle Konzentration an [H$_3$O$^+$] an. Damit ist nichts drüber ausgesagt, ob eine Säure generell stark ist.
Zum Vergleich: eine verdünnte Schwefelsäure kann schwächer wirken als die schwache (aber konzentrierte) Zitronensäure.
Eine starke Säure ist immer eine starke Säure, egal wie gerade der aktuelle pH - Wert ist.
(Ein Sportwagen ist auch immer ein Sportwagen, auch wenn er mit 30 durch ein Wohngebiet fährt!)
Um dem ganzen Phänomen der Säurestärke etwas näher zu kommen betrachten wir die Reaktion von Magnesiumband in einer starken und einer schwachen Säure:
V: Mg-Band wird mit konzentrierter HCl bzw. mit Essigsäure versetzt
B: Mit konzentrierter Salzsäure ist die Reaktion viel heftiger. In beiden Fällen entsteht ein brennbares Gas.
S: HCl ist eine stärkere Säure, Essigsäure ist eine schwache Säure.
Die Konzentration an Oxoniumionen in Salzsäure ist höher als in der Essigsäure.
* Salzsäure ist stärker protolysiert.
    Magnesium + Salzsäure → Magnesiumchlorid + Wasserstoff
    Magnesium + Essigsäure → Magnesiumacetat + Wasserstoff
V2: Die Säure HCl wird mit viel Wasser verdünnt und in Mg eingeworfen. Der Versuch wird mit
Essigsäure wiederholt
B2: Beide Reaktionen laufen ähnlich langsam ab
S2: Man kann Säuren in ihrer Wirkung abschwächen. Man kann also starke Säuren mit Wasser verdünnen, ihre Wirkung ist dann weniger stark. Dennoch bleiben sie starke Säuren.
Man unterscheidet grob gesagt zwischen starken und schwachen Säuren.
Der Protolysegrad ist von der Verdünnung abhängig.
Er steigt mit zunehmender Verdünnung an.
    Protolysegrad: $\mathbf {\alpha ={\frac {[H_{3}O^{+}}{[HA]}}}$
    [HA] = Ausgangskonzentration der Säure

#### Was passiert bei Zugabe von Wasser zu Säure?

Die Zugabe von Wasser stellt einen Zwang auf das Gleichgewicht dar, das Gleichgewicht wird dadurch auf Seiten der Gleichgewichte wird verschoben
Salzsäure in Wasser: $\mathbf {HCl+H_{2}O\longrightarrow H_{3}O^{+}+Cl^{-}}$
* pH-Wert und Protolysegrad sind für Aussagen über die Säurestärke ungeeignet, da sie keine feststehenden Stoffeigenschaften sind.
| Starke Säuren | schwache Säuren |
| Salzsäure HCl | Kohlensäure H$_2$CO$_3$ |
| Salpetersäure HNO$_3$ | Zitronensäure |
| Flusssäure HF | Essigsäure |
| Schwefelsäure H$_2$SO$_4$ | Ameisensäure |
| Phosphorsäure H$_3$PO$_4$ | Äpfelsäure, Milchsäure usw... |

#### b) Säure- und Basenkonstanten

Um also eine feststehende Aussage zu treffen bedarf es eines Bezugsysstems. Dieses stellt wiedereinmal das Massenwirkungsgesetz dar. Als Reaktion dient immer die Protolyse mit Wasser (Da Wasser ein universeller Stoff ist und gleichzeitig ein Ampholyt)!
Salzsäuredissoziation in Wasser: $HCl+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+Cl^{-}$
(A = (Säurerest)-Anion)

#### Massenwirkungsgesetz

→ $k={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]\cdot [H_{2}O]}}$

#### Einbeziehung des Wasser in die Konstante

→ $K_{S}=k\cdot [H_{2}O]={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}}$

#### K$_S$ = Säurekonstante

Unabhängig also von der Verdünnung, gibt der K$_S$ - Wert die tatsächliche Säurestärke an. Man bezeichnet ihn auch als Säurekonstante. Bei starken Säuren ist KS besonders groß.

#### Massenwirkungsgesetz

    Einbeziehung des Wasser in die Konstante:

#### Massenwirkungsgesetz

→ $k={\frac {[OH^{-}]\cdot [HB^{+}]}{[B]\cdot [H_{2}O]}}$

#### Einbeziehung des Wasser in die Konstante

→ $K_{S}=k\cdot [H_{2}O]={\frac {[OH^{-}]\cdot [HB^{+}]}{[B]}}$

#### K$_B$ = Basenkonstante

Zur besseren Übersicht wird (wie beim pH-Wert) häufig der negative dekadische Logarithmus als pK$_S$ - Wert verwendet. Je geringer dabei der pK$_S$-Wert, desto stärker die Säure.
pK$_S$ = — lg (K$_S$)
pK$_B$ = — lg (K$_B$)
Da auch der pK-Wert einheitenlos ist, muss man streng genommen noch durch die Einheit teilen:
    $pK_{S}=-lg({\frac {(K_{S})}{mol/L}})$
    $pK_{B}=-lg({\frac {(K_{B})}{mol/L}})$

#### Zusatzinformationen

* Säurekonstante
* Basenkonstante

## Zusammenhänge und Tipps zur Vereinfachung

Umrechnungen vom pK-Wert auf K:

### K$_S$= 10$^{–pKS}$

K$_B$ = 10$^{–pKB}$
Zusammenhang zum Ionenprodukt des Wassers (bei Standardbedingungen, 25°C!):
K$_S$ · K$_B$ = [H$_3$O$^+$] · [OH$^–$] = K$_W$ = 10$^{–14}$ mol$^2$/l$^2$
Aus den letzten beiden Gleichungen folgt, dass eine starke Säure logischerweise eine schwache Base Base ist (und umgekehrt). Weiterhin folgt daraus, dass eine starke Säure zu einer schwachen korrespondierenden Base reagiert:

### Faustregel
## Das unterschiedliche Verhalten von starken und schwachen Säuren

Die Wirkung einer starken Säure beruht darauf, dass sie in Wasser zu 100% dissoziiert ist. Das Gleichgewicht liegt also völlig auf seitens der Oxoniumionen (H$_3$O$^+$).
* Verschiedene starke Säuren zeigen in der gleichen Menge Wasser den gleichen pH-Wert.
* Das Oxoniumion ist in Wasser die stärkste Säure.
HA + H$_2$O H$_3$O$^+$ + A$^–$
Die vollständige Dissoziation hat bei starken Säuren (pK$_S$-Wert < -1,74) die Konsequenz, dass im Grunde kein Gleichgewicht mehr vorliegt. Eine genaue Bestimmung von K$_S$-Werten ist somit im Grunde nicht möglich!
Säuren mit großem Ks-Wert (und somit kleinem pKs-Wert (< -1,74)) sind starke Säuren.
Gleiches gilt für sehr starke Basen (pK$_B$-Wert < -1,74). Auch hier lassen sich keine genaueren (pK$_B$-Werte mehr bestimmen.
* Sehr starke Basen sind in wässrigen Lösungen vollständig protoniert.
Die stärkste Base in wässrigen Systemen ist das Hydroxidion:
H$_2$O + O$^{2-}$ OH$^–$ + OH$^–$
Konsequenzen:

### a) pH-Wert Berechnung bei starken Säuren:

Die starke Säure reagiert vollständig mit Wasser:
HA + H$_2$O → H$_3$O$^+$ + A$^–$
* Die Konzentration [A$^–$] ist nach der Reaktion gleich der Anfangskonzentration c$_0$ der Säure [HA]
* Aufgrund des enormen Größenunterschieds kann man die Oxoniumionenkonzentration der Autoprotolyse des Wassers (10$^{-7}$ mol/l) vernachlässigen.
* Die Konzentration von Oxoniumionen entspricht der an Anionen: [H$_3$O$^+$] ≈ [A$^–$]
* Der pH-Wert kann also vereinfacht aus der Ausgangskonzentration der Säure berechnet werden:
pH = - lg c$_0$ (HA)

### b) pH-Wert Berechnung bei schwachen Säuren:

In wässriger Lösung liegt ein Teil der Moleküle einer schwachen Säure undissoziiert vor. Da eine schwache Säure nur in geringem Maßstab dissoziiert, ist die Gleichgewichtskonzentration der Säure c(HA) kaum von der Ausgangskonzentration c$_0$[HA] verschieden.
    $HA+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+A-$
→ c(HA) ≈ C$_0$(HA)
Werden wieder die Oxoniumionen der Autoprotolyse vernachlässigt, gilt also auch:
    [H$_3$O$^+$] ≈ [A$^–$]

#### Der pH-Wert ist also

    $K_{S}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}}={\frac {[H_{3}O^{+}]^{2}}{[HA]}}$
    → $[H_{3}O^{+}]={\sqrt {K_{S}\cdot c_{0}[HA]}}$
    → pH = - lg [H$_3$O$^+$]
    → pH = ½ (pK$_S$ - lg c$_0$[HA])

#### Aufgaben

* Berechnen Sie den pK$_S$-Wert der Essigsäure (Ethansäure). Die Messung einer 0,1 molaren (0,1 mol/l) Essigsäure zeigt einen pH-Wert von 2,88.

#### Lösung

Beachte, man muss nicht die Anfangskonzentrationen, sondern die Gleichgewichtskonzentrationen in die Formel eingeben! (Tipp zur Schreibweise - Essigsäure wird oft mit HAc abgekürzt. Ac steht dabei für den Säurerest Acetat.)
c$_0$(H$_3$O$^+$) = unbekannt
c$_{Glgw}$(H$_3$O$^+$) = berechenbar durch den pH-Wert
c$_0$(Ac$^-$) = unbekannt
c$_{Glgw}$(Ac$^-$) = c$_{Glgw}$(H$_3$O$^+$)
c$_0$(HAc) = 0,1 mol/l
c$_{Glgw}$(HAc) = c$_0$(HAc) - c$_{Glgw}$(H$_3$O$^+$) Das ist wichtig zu verstehen!
Aus dem pH berechnet man nun die c$_{Glgw}$(H$_3$O$^+$) (welche gleich der c$_{Glgw}$(Ac$^-$) ist).
* c$_{Glgw}$(H$_3$O$^+$) = 10 $^{-2,88}$= 0,0013 mol/l
    → $K_{S}={\frac {c_{Glgw}(H_{3}O^{+})\cdot c_{Glgw}(Ac^{-})}{c_{0}(HAc)-c_{Glgw}(H_{3}O^{+})}}$
    $K_{S}={\frac {c_{Glgw}(H_{3}O^{+})^{2}}{0,1mol/l-0,0013mol/l}}$ = 0,0000174 bzw. 1,74 · 10$^{-5}$ → pKs = 4,75

## pKS und pKB -Werte

| Säurestärke | pKs | Säure | Formel | | kspd. Base | | pKb | Basenstärke |
| sehr stark | −10 | Perchlorsäure | HClO$_4$ | + H$_2$O | ClO$_4$$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 24 | sehr schwach |
| sehr stark | −10 | Iodwasserstoff | HI | + H$_2$O | I$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 24 | sehr schwach |
| sehr stark | −6 | Chlorwasserstoff | HCl | + H$_2$O | Cl$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 20 | sehr schwach |
| sehr stark | −3 | Schwefelsäure | H$_2$SO$_4$ | + H$_2$O | HSO$_4$$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 17 | sehr schwach |
| stark | −1,7 | Oxoniumion | H$_3$O+ | + H$_2$O | H$_2$O | + H$_3$O$^+$ | 15,7 | schwach |
| stark | −1,3 | Salpetersäure | HNO$_3$ | + H$_2$O | NO$_3$$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 15,3 | schwach |
| stark | 1,9 | Hydrogensulfat | HSO$_4$$^−$ | + H$_2$O | SO$_4$$^{2−}$ | + H$_3$O$^+$ | 12,1 | schwach |
| stark | 2,1 | Phosphorsäure | H$_3$PO$_4$ | + H$_2$O | H$_2$PO$_4$$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 11,8 | schwach |
| stark | 3,1 | Fluorwasserstoff | HF | + H$_2$O | F$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 10,7 | schwach |
| stark | 3,8 | Ameisensäure | HCOOH | + H$_2$O | HCOO$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 10,3 | schwach |
| mittelstark | 4,8 | Essigsäure | CH$_3$COOH | + H$_2$O | CH$_3$COO$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 9,3 | mittelstark |
| mittelstark | 6,5 | Kohlensäure | H$_2$CO$_3$ | + H$_2$O | HCO3$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 7,5 | mittelstark |
| mittelstark | 6,9 | Schwefelwasserstoff | H$_2$S | + H$_2$O | HS$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 7,1 | mittelstark |
| mittelstark | 7,2 | Dihydrogenphosphat | H$_2$PO$_4$$^−$ | + H$_2$O | HPO$_4$$^{2−}$ | + H$_3$O$^+$ | 6,8 | mittelstark |
| schwach | 9,3 | Amoniumion | NH$_4$$^+$ | + H$_2$O | NH$_3$ | + H$_3$O$^+$ | 4,8 | stark |
| schwach | 9,4 | Cyanwasserstoff (Blausäure) | HCN | + H$_2$O | CN$^−$ | + H$_3$O$^+$ | 4,6 | stark |
| schwach | 10,4 | Hydrogencarbonat | HCO$_3$$^−$ | + H$_2$O | CO$_3$$^{2−}$ | + H$_3$O$^+$ | 3,6 | stark |
| schwach | 12,4 | Hydrogenphosphat | HPO$_4$$^{2−}$ | + H$_2$O | PO$_4$$^{3−}$ | + H$_3$O$^+$ | 1,6 | stark |
| schwach | 13,0 | Hydrogensulfid | HS$^−$ | + H$_2$O | S$^{2−}$ | + H$_3$O$^+$ | 1,0 | stark |
| schwach | 15,7 | Wasser | H$_2$O | + H$_2$O | OH$^−$ | + H$_3$O$^+$ | −1,7 | stark |
| sehr schwach | 15,9 | Ethanol | CH$_3$CH$_2$-OH | + H$_2$O | CH$_3$-CH$_2$-O$^−$ | + H$_3$O$^+$ | −1,9 | sehr stark |
| sehr schwach | 23 | Ammoniak | NH$_3$ | + H$_2$O | NH$_2$$^−$ | + H$_3$O$^+$ | −9 | sehr stark |
| sehr schwach | 34 | Methan | CH$_4$ | + H$_2$O | CH$_3$$^−$ | + H$_3$O$^+$ | −20 | sehr stark |

### Beachte

* Starke Säuren haben einen geringen pK$_S$- Wert.
* Starke Säuren dissoziieren in verdünnter wässriger Lösung vollständig.
* Starke Basen haben einen geringen pK$_B$ - Wert.
* Starke Basen sind in Wasser vollständig protoniert.

### Zusatzinformationen

* Säurekonstante#pKs-_und_pKb-Werte_einiger_Verbindungen

## pKS-Werte der mehrprotonigen Säuren

Man kann mit diesem Wissen nun jedem Protolyseschritt einen pK$_S$-Wert zugweisen.
H$_3$PO$_4$ + H$_2$O H$_2$PO$_4$$^-$ + H$_3$O$^+$ pK$_{S1}$= 2,13K$_{S1}$ = 7,4 · 10$^{–3}$
H$_2$PO$_4$$^-$ + H$_2$O HPO$_4$$^{2-}$ + H$_3$O$^+$pK$_{S2}$= 7,20K$_{S2}$= 6,3 · 10$^{–8}$
HPO$_4$$^{2-}$ + H$_2$O PO$_4$$^{3-}$ + H$_3$O$^+$pK$_{S3}$= 12,36K$_{S3}$= 4,4 · 10$^{–13}$

### Kleine Hilfe

Die pK$_S$-Werte der einzelnen Protolysestufen unterscheiden sich in der Regel um den Potenzwert 5.

## pKS-Werte einiger organischer Säuren

pK$_S$(Methansäure) = 3,75pK$_S$(Ethansäure) = 4,76pK$_S$(Propansäure) = 4,88pK$_S$(Butansäure) = 4,82

## Wasser: KW-Werte und pKW bei verschiedenen Temperaturen

| Temperatur in °C | K$_W$ [mol²/l²] | pK$_W$ |
| 0 | 1,14 ּ 10$^{-15}$ | 14,944 |
| 5 | 1,85 ּ 10$^{-15}$ | 14,734 |
| 10 | 2,92 ּ 10$^{-15}$ | 14,535 |
| 15 | 4,51 ּ 10$^{-15}$ | 14,346 |
| 20 | 6,81 ּ 10$^{-15}$ | 14,167 |
| 25 | 1,01 ּ 10$^{-14}$ | 13,997 |
| 30 | 1,47 ּ 10$^{-14}$ | 13,833 |
| 40 | 2,92 ּ 10$^{-14}$ | 13,535 |
| 50 | 5,47 ּ 10$^{-14}$ | 13,262 |
| 60 | 9,61 ּ 10$^{-14}$ | 13,017 |

## Übungsaufgaben zu Protolysen, pH- und pK-Werten

* Stelle die Protolysegleichungen mit vollständigen Strukturformeln der folgenden Reaktionen auf:a) Fluorwasserstoff (=Flusssäure) + Chlorwasserstoff b) Wasser + Ammoniak c) Salzsäure + Ammoniak
* Welches der folgenden Moleküle ist ein Ampholyt. Begründe mit der Reaktionsgleichung: HS$^–$, H$_3$O$^+$, HPO$_4$$^{2–}$, H$_2$O, NH$_3$, NH$_2$$^–$, H$_2$CO$_3$
* Gibt man Aluminiumhydroxid in Wasser reagiert es alkalisch. Warum?
* Natriumhydrogensulfat reagiert in Wasser sauer, Natriumhydrogencarbonat hingegen alkalisch. Stelle beide Reaktionsgleicungen auf und benenne alle Stoffe.
* Wie lautet die Formel und wie heißen die Salze die beider Neutralisation der folgenden Reaktionen entstehen?a) Salzsäure + Ammoniakb) Phosphorsäure + Natronlauge c) Salpetersäure + Calciumhydroxidd) Fluorwasserstoffsäure + Kalilaugee) Schwefelsäure + Ammoniakf) Kohlensäure + Kalkwasser
* Wie würdest Du das Salz Kupfersulfat aus den Elementen herstellen?
* Welchen pH-Wert hat eine verdünnte Natriumhydroxidlösung mit der Konzentration c$_{(OH–)}$= 0,0005 mol/l
* Wie ist die Konzentration an Oxoniumionen einer verdünnten Natronlauge mit pH-Wert 10,6?
* Eine recht konzentrierte Salzsäure wird mit pH-Wert 1,45 gemessen. Berechne die Konzentration an H$_3$O$^+$ und OH$^–$.
* Welchen pH-Wert zeigt eine verdünnte Schwefelsäure mit der Konzentration c=1,24·10$^{–5}$ mol/l?
* In Cola ist Phosphorsäure enthalten. Der pH-Wert beträgt ca. 4,8. Berechne die Konzentration.
* Die Dissoziation des Wassers (Ionenprodukt) ist als Gleichgewichtsreaktion natürlich temperaturabhängig. Bei 0°C liegt ein pK$_W$ - Wert von 14,994 und bei 50°C ein pK$_W$ - Wert von 13,262 vor. Berechne zuerst die Konzentration an Oxoniumionen und daraus die pH-Werte.
* Eine 0,1 molare Essigsäure hat den pH-Wert von 2,88. Propansäure der gleichen Konzentration hat den pH-Wert von 2,94.a) Wie groß ist der Unterschied der Oxoniumionenkonzentration? b) Bestimme beide pK$_S$-Werte.
* Berechne die Konzentration der Wassermoleküle in Wasser
* Warum ist in verdünnten Lösungen, die Konzentration der Wassermoleküle (auch bei unterschiedlichen Konzentrationen) annähernd gleich?
* Füllt man 0,2 mol Propansäure mit Wasser auf einen Liter auf, so beträgt der pH-Wert 2,8. Berechne den pK$_S$ Wert der Propansäure.
* Der pH-Wert einer Ammoniaklösung (c(NH3) = 0,7 mol/l) beträgt 11,5. Berechne den pK$_S$-Wert
* a) Formuliere für das Acetat-Ion (CH$_3$COO)$^-$ die Protolyse mit Wasser (in Strukturformeln!) und stelle anschließend die Formel zur Berechnung der Basenkonstante auf. b) Eine Natriumacetatlösung hat eine Konzentration von 0,1 mol/l. Der pH-Wert beträgt 8,8. Berechne den pK$_S$-Wert der Acetationen.
* Generell gilt: pK$_S$+pK$_B$ =pK$_W$. Leiten anhand des korrespondierenden Essigsäure/ Acetationen Säure-Base-Paars diese Beziehung her.
* Eine verdünnte Essigsäure wird mit pH-Wert 2,6 gemessen. Der pK$_S$-Wert ist 4,76. Berechne die Ausgangskonzentration c$_0$ [CH$_3$COOH].
* Vervollständige die korrespondierenden Säure-Base-Paare:
| Säure | H$_3$PO$_4$ | | HSO$_4$$^–$ | | | H$_2$O | | NH$_3$ | | | H$_2$O$_2$ | OH$^–$ |
| Base | | HCO$_3$$^–$ | | S$^{2–}$ | (CO$_3$)$^{2-}$ | | H$_2$O | | Cl$^–$ | HPO$_4$$^{2–}$ | | |

### Musterlösungen

8: [OH$^–$] = 0,0005 mol/l
* pOH = -lg (0,0005) = 3,3
da pH + pOH = 14 folgt daraus: 14 - pOH = pH
* 14 - 3,3 = pH = 10,7
9. pH = 10,6
* - lg [H$_3$O$^+$] = 10,6
* [H$_3$O$^+$] = 10$^{-10,6}$mol/l = 2,5 ·10$^{–11}$mol/l
15. 1 mol Wasser wiegt 18g.
* n = m/M = 1000g / 18 g/mol = 55,56 molIn einem Liter Wasser sind 55,56 mol H$_2$O enthalten.
16. 55,6 mol/l ist eine sehr, sehr hohe Stoffmenge an Wassermolekülen pro Liter Wasser. Ob da noch 0,01, 0,1 oder gar 1 mol/l einer anderen Substanz dabei sind, spielt kaum eine Rolle, da sich praktisch nichts an der Konzentration verändert.

#### 17.

Formel zum Errechnen von pH/ pKs Werten:
[Propansäure] = 0,2 mol/l
pH = 2,8
pH = 1/2 (pKs - log c) = 2,8 = 1/2 (pKs - log 0,2)
* pKs = 4,88
22. Gegeben:
pH-Wert =2,6pKs = 4,75
* Formel: pH= ½ (pKs-lg c(Essigsäure))= 2,6=1/2(4,88-lg c(Essigsäure))

## Quantitative Säure - Base Titration

Das Ziel einer Säure-Base-Titration ist es, die Stoffmengenkonzentration [c] in mol/l einer Säure bzw. Base unbekannter Konzentration zu bestimmen. Man nutzt dabei die Idee, dass sich eine saure und eine basische Lösung bei einem bestimmten Mengenverhältnis vollständig neutralisieren. Der pH-Wert der Lösung geht dabei gegen 7.
Wird eine Säure mit einer Base bekannter Konzentration (Maßlösung) titriert, nennt man dieses Verfahren auch Alkalimetrie. Im umgekehrten Fall, Titration einer Base mit einer Säure, spricht man von Acidimetrie.
Beispiel: Es wird zu Salzsäure unbekannter Konzentration aus einer Bürette Natronlauge mit bekannter Konzentration hinzugetropft. Aufgrund der Menge der eingesetzten Salzsäurelösung und verbrauchten Menge an Natronlauge kann unter Zuhilfenahme der Reaktionsgleichung die Konzentration der Salzsäure bestimmt werden.
Um den Äquivalenzpunkt (vollständige Neutralisation von Säure und Base) der Titration festzustellen, gibt es verschiedene Möglichkeiten.

### a) Titration mit Indikator

* ml Natronlauge sollen mit Salzsäure neutralisiert werden. Die Konzentration der Salzsäure ist bekannt (0,1 mol/l), die der Natronlauge ist unbekannt. Bestimme die Konzentration der Natronlauge.
V: Eine Bürette wird mit 50ml Salzsäure gefüllt. 20ml Lauge werden darunter in ein Becherglas gegeben und nach Möglichkeit auf einen Magnetrührer gestellt. In die Lauge wird etwas Universalindikator gegeben.
B: Nach Zugabe von 30ml Säure ist die Lauge neutralisiert. Dies ist erkennbar am Farbumschlag des Universalindikators von blau nach grün.
S: In der Chemie unterscheidet man erstens zwischen qualitativen Verfahren, bei denen die Stoffe, die an einer Reaktion teilnehmen, an sich bestimmt werden oder die dabei entstehen und zweitens quantitativen Verfahren, bei denen die Stoffmenge von bekannten Stoffen bestimmt wird.

#### Berechnung der Konzentration von NaOH

HCl: V= 30ml (=0,03l)NaOH:V=20ml (=0,02l)
c= 0,1mol/l c= ?
n= ? n= ?
Die Stoffmenge n ist leicht Da wir die Konzentration nicht kennen, zu berechnen:kann diese nur durch die Stoffmenge nberechnet werden! Nur wie groß ist die?
c$_{HCl}$ = ———
* n = c · V
* n$_{HCl}$ = 0,1 mol/l · 0,03l = 0,009mol HCl
Bei der Neutralisation werden alle Oxoniumionen durch Hydroxid der Lauge unschädlich gemacht. Es muss also gelten:
Im Neutralpunkt ist die Stoffmenge von Oxoniumionen und Hydroxidionen gleich
n$_{HCl}$ = n$_{NaOH}$
* die Stoffmenge an Hydroxid (und somit auch an NaOH) ist auch 0,009mol!
* c$_{NaOH}$ = n/V = 0,009mol/ 0,02l = 0,45 mol/l
Damit nun alle Eventualitäten berechnet werden können, ersetzen wir „n“ in der Gleichung durch „c · V“:
n$_{HCl}$ = n$_{NaOH}$
c$_{Säure}$ · V$_{Säure}$ = c$_{Lauge}$ · V$_{lauge}$
Zusatzinformationen:
* Stoffkonzentration
* Titration

### b) Titration mit pH-Messelektrode

Die Titration mit einer pH-Messelektrode funktioniert im Grunde genauso, nur dass anstelle des Universalindikators eine pH-Messelektrode den pH-Wert elektrisch bestimmt.
Messreihe: 20 ml einer Essigsäure unbekannter Konzentration werden mit Natronlauge (c= 0,1 mol/l) titriert.
| V/[ml] | pH |
| 0 | 1,6 |
| 5 | 2,7 |
| 10 | 3,1 |
| 15 | 3,4 |
| 20 | 3,7 |
| 25 | 4 |
| 30 | 4,3 |
| 31 | 4,4 |
| 32 | 4,5 |
| 33 | 4,7 |
| 34 | 4,9 |
| 34,5 | 5,1 |
| 35 | 5,3 |
| 35,25 | 5,5 |
| 35,5 | 5,7 |
| 35,75 | 6,2 |
| 36 | 8,1 |
| 36,5 | 9,5 |
| 37 | 10,4 |
| 38 | 10,9 |
| 39 | 11,2 |
| 40 | 11,3 |
| 45 | 11,7 |
| 50 | 11,9 |
h Sattelpunkt: pH = pKsÄquivaenzpunkt (≠ Neutralpunkt)

## Wie unterscheiden sich starke von schwachen Säuren bei der Titration?

[[Image:]]

## Titratonskurve einer Phosphorsäure

[[Image:]]

### c) Leitfähigkeitstitration

V: Zu 20ml Barytwasser (kaltgesättigt!) wird verdünnte Schwefelsäure getropft (+Universal­indi­kator). Die Leitfähigkeit wird gemessen. Wenn der Neutralpunkt erreicht ist (Farbumschlag), tropft man weiter hinzu! Magnetrührer
B: Die Leitfähigkeit der Lösung nimmt erst ab, dann zu

#### I [A]

B:
| Vol H$_2$SO$_4$ / [ml] | I [A] |
| 0 | 0,001 |
| 1 | |
| 2 | |
| 3 | |
| 4... | |
Vol H$_2$SO$_4$ / [ml]
S:

#### 1. Warum leitet Bariumhydroxidlösung den e$^-$ Strom?

In wässriger Lösung zerfällt jedes Molekül Ba(OH)$_2$ in drei Ionen: Ba$^{2+}$ und 2 OH$^-$
Diese transportieren die elektrischen Ladungen.

#### 2. Warum verringert sich die Leitfähigkeit durch Zugabe von H$_2$SO$_4$?

Ba$^{2+}$(OH)$^-$$_2$ + H$^+$$_2$SO$_4$$^{2-}$  2 H$_2$O + Ba$^{2+}$SO$_4$$^{2-}$
* Ursache: Am Anfang liegen drei Ionen vor. Durch Zugabe von Schwefelsäure verringert sich die Anzahl auf zwei, da zusätzlich Wasser gebildet wird, welche nicht aus Ionen aufgebaut ist.
* Ursache: Es bildet sich das schwerlösliche Salz BaSO$_4$. Diese leitet nicht den Strom, da es nicht gelöst vorliegt.

#### 3. Warum ist die Leitfähigkeit am Neutralpunkt minimal?

Es liegen keine freibeweglichen Ionen vor .

#### 4. Warum nimmt die Leitfähigkeit dann wieder zu?

Die weitere Zugabe von H$_2$SO$_4$ erhöht die Leitfähigkeit, da dessen Ionen den Strom leiten.
2 H$^+$ + SO$_4$$^{2-}$ + Ba$^{2+}$ + 2 OH$^-$  2 H$_2$O + BaSO$_4$
S: Es bildet sich das schwerlösliche Salz Bariumsulfat, dadurch sinkt die Leitfähigkeit anfangs. Die Protonen werden neutralisiert. Nach Erreichen des Neutralpunktes steigt die Leitfähigkeit, da nun immer mehr Oxonium und Sulfationen hinzukommen, da verdünnte Schwefelsäure fast vollständig in Ionen zerfallen ist.

## Aufgaben zur Säure Base Titration und zum pH-Wert

* Für die Neutralisation von 50ml Schwefelsäure benötigt man 15ml Natronlauge mit der Konzentration 0,1mol/l. Bestimme die Konzentration der Schwefelsäure.
* Es sollen 10ml Salzsäure (c= 0,001 mol/l) mit Kalkwasser neutralisiert werden. (Kalkwasser ist eine wässrige Lösung von Calciumhydroxid).
** Stelle die Reaktionsgleichung auf.
** Bestimme die notwendige Stoffmenge an Calciumhydroxid.
** Zur Calciumhydroxid Herstellung liegt Calciumoxid vor. Wie stellt man aus Calciumoxid Calciumhydroxid her (mit Reaktionsgleichung)? (Bedenke: Calciumoxid ist ein Metalloxid)
** Welche Masse an Calciumoxid muss abgewogen werden, damit die notwendige Stoffmenge an Calciumhydroxid vorliegt?
** Neutralisiere die Säure indem Du tropfenweise Dein selbst hergestelltes Kalkwasser hinzufügst. Füge einen Indikator zu und beobachte (In welcher Folge ändert sich die Indikatorfärbung?).
* Statt Salzsäure werden 10ml Phosphorsäure (c= 0,001mol/l) verwendet. Berechne die notwendige Menge an CaO.
* 50ml Salzsäure werden mit 30ml Natronlauge (c=0,01mol/l) neutralisiert. Welchen pH-Wert hatte die Salzsäure?
* Wie viel Natronlauge (c=0,01mol/l) ist zum Neutralisieren eines Mineralwassers notwendig, wenn der pH-Wert 6,0 beträgt?
* 0,05 mol einer Schwefelsäure werden auf ein Volumen von 250ml verdünnt. Welche Stoffmenge an Natronlauge ist zur Neutralisation notwendig? ;-)
* Bei einem Experiment bleiben 1,2l Schwefelsäure über. Der pH-Wert ist 1. Wie viel ml Natronlauge (c=0,5 mol/l) sind zum neutralisieren notwendig?
* Wie groß ist der pH-Wert (und der pOH-Wert) einer Salzsäure, die eine Konzentration von a) 1 mol/l hat
** 0,1 mol/l hat
** 0,01 mol/l hat
** 0,001 mol/l hat
* Wie ist die Konzentration einer Schwefelsäure, welche einen pH-Wert von 4 hat?
* a) Wie viele Oxoniumionen und wie viele Hydroxidionen befinden sich in 5l Blut, wenn Du weißt, dass Blut einen pH-Wert von 7,4 hat?
** Wie viele befinden sich in Magensäure (pH-Wert = 1)?
* a) Welche pH-Wert hat eine Lösung mit einer Konzentration von 7,1 ·10$^{-3}$ mol/l?
** Wie viele Oxoniumionen befinden sich dann in 50ml dieser Lösung?
* 100ml HCl mit dem pH-Wert=3 werden mit 100ml HCl mit dem pH-Wert 4 zusammen geschüttet. Wie ist der anschließende pH-Wert?
* Für die Neutralisation von 100ml Kalkwasser steht eine 1molare Phosphorsäure bereit. Es werden genau 22ml benötigt. Bestimme die Konzentration und anschließend den ursprüngliche pH-Wert des Kalkwassers.

### Musterlösung Aufgabe 1

Für die Neutralisation von 50ml Schwefelsäure benötigt man 15ml Natronlauge mit der Konzentration 0,1mol/l. Bestimme die Konzentration der Schwefelsäure.

### 1. Notieren, was gegeben ist, was gesucht ist

n $_{H2SO4}$ = ?n $_{NaOH}$ =
c $_{H2SO4}$ = ?c $_{NaOH}$ = 0,1 mol/l
V $_{H2SO4}$ = 0,05lV $_{NaOH}$ = 0,015l

### 2. Reaktionsgleichung aufstellen

H$_2$SO$_4$ + 2NaOH  Na$_2$SO$_4$ + 2H$_2$O + E
3. Bestimmen der Stoffmengenverhältnisse im NeutralpunktIm Neutralpunkt ist laut Reaktionsgleichung die Stoffmenge der Natronlauge doppelt so hoch wie die der Schwefelsäure. Da die Schwefelsäure zweiprotonig ist, liegt die doppelte Menge H$_3$O$^+$ vor:

### Stoffmengenverhältnis

* ———— = 1| · n $_{NaOH}$ n $_{NaOH}$
* 2n $_{H2SO4}$ = n $_{NaOH}$

### 4. Einsetzten der Formel

    n = c · V
* 2 (c $_{H2SO4}$ · V $_{H2SO4}$) = c$_{NaOH}$ · V$_{NaOH}$ | : 2 V $_{H2SO4}$
* c $_{H2SO4}$ = c$_{NaOH}$ · V$_{NaOH}$ / 2V $_{H2SO4}$
* c $_{H2SO4}$ = 0,1 mol/l · 0,015l / 2 0,05l = 0,015 mol/l

## Weitere Aufgaben :-)

* Eine Waschseife ruft bei einem sensiblen Menschen mit sehr zarter Haut, nach mehrmaligem dauernden Einseifen eine minimale Rötung der Haut hervor. Alarmiert von diesem doch betrüblichem Befund, misst er den pH-Wert einer Seifenlösung und stellt erschrocken fest, dass er pH = 8,9 ist. Wie groß ist die Konzentration an Oxoniumionen? Skandal *g*
* Eine Ammoniaklösung hat den pH-Wert von 12,3. Bestimme die Konzentration an Oxoniumionen.
* 3g Natriumhydroxid werden in 150ml Wasser gelöst.
** Welchen pH-Wert wird die Lösung haben?
** Wie ändert sich der pH-Wert bei Verdünnung auf einen Liter Lösung?
* 50ml einer 2,5molare Salzsäure werden auf 200ml verdünnt. Welcher pH-Wert wird zu messen sein?
* Reagieren alle Salze gelöst in Wasser neutral? Begründe mithilfe einer Reaktionsgleichung, warum Ammoniumchlorid nicht neutral reagiert.
* Ammoniumchlorid reagiert mit Natronlauge. Es entsteht ein stechend riechendes Gas. Benenne es.
* Natriumacetat reagiert mit Schwefelsäure unter Bildung von Essig. Erstelle die Reaktionsgleichung und ordne die korrespondierenden Säuren und Basen zu.
* Natriumhydrogencarbonat kann als Ampholyt reagieren. Formuliere die jeweiligen Säurebasereaktionen, welche mit HCL bzw. NaOH ablaufen.
* Eine verdünnte Salzsäure wird mit pH-Wert 4 gemessen. Bestimme die Konzentration an Oxoniumionen und Hydroxidionen.
* Erstelle die Reaktionsgleichung (in Valenzstrichformeln) der Autoprotolyse von Wasser, der (wasserfreien!) Autoprotolyse von Ammoniak und der (wasserfreien!) Autoprotolyse von Salpetersäure. Kennzeichne jeweils den Protonenübergang mit Hilfe von Pfeilen.
* Berechne die Konzentration an Wasser in neutralem Wasser :-)
* 0,2 mol konzentrierte Propansäure werden auf einen Liter verdünnt. Der pH-Wert beträgt 2,8. bestimme den pK$_S$-Wert.
* Eine 0,7 molare Ammoniaklösung wird mit pH-Wert 11,5 gemessen. Berechne den pK$_B$ Wert.
* Eine verdünnte Essigsäure (pKs = 4,75) wird mit pH-Wert 2,6 gemessen. Berechne ihre Ausgangskonzentration c$_0$.
* Eine auf 0,1 mol/l verdünnte Ammoniaklösung (pK$_B$ = 4,63) wird mit einem pH-Meter gemessen. Was wird die Anzeige anzeigen, wenn das Gerät genau geeicht ist (also, wie bei uns im Labor ;-)?
* Welcher pH-Wer stellt sich ein, wenn man zu folgenden Stoffen jeweils einen Liter Wasser gibt:
** 2,5g Natriumhydroxidb) 0,5g Chlorwasserstoffc) 3g Bariumhydroxid
* 3Liter Schwefeldioxid werden bei Standardbedingungen in einem Liter Wasser gelöst.
** Stelle die RG auf und benenne das Produkt
** Das Produkt hat einen pK$_S$-Wert von 1,8 - bestimme den pH-Wert.
* Zu 40ml reiner Essigsäure wird soviel Wasser zugegeben, bis ein Liter verdünnte Säure entsteht. Die Dichte der Essigsäure beträgt 1,044 g/ml, der pK$_S$-Wert beträgt 4,65.
** Berechne die Masse der 40ml Essigsäure und dann die enthaltene Stoffmenge.
** Welche Konzentration hat die Lösung?
** Welcher pH-Wert wird sich einstellen?
* ↑ Da H$^+$ keine Elektronen hat und nur ein Proton (und kein Neutron), wird es unter Chemiker auch als Proton bezeichnet!
* ↑ $^{OxoniumwurdefrüherauchHydroniumiongenannt.DerAusdruckHydroxoniumistebensoveraltet!}$
* ↑ $^{507LiterHClproLiterWasserbei0°C!}$