Die Säure-Base-Theorie nach Brönsted bildet das Fundament für das Verständnis von Säuren und Basen in der modernen Chemie. Säuren sind Protonendonatoren, die Protonen $H⁺$ an Basen abgeben können, während Basen als Protonenakzeptoren fungieren. Diese grundlegende Definition ermöglicht es uns, verschiedene chemische Reaktionen und Gleichgewichte zu verstehen.

Definition: Eine Brönsted-Säure ist ein Teilchen, das Protonen abgeben kann. Eine Brönsted-Base ist ein Teilchen, das Protonen aufnehmen kann.

Bei der Protolyse findet ein Protonenaustausch zwischen Säure und Base statt. Dieser Prozess ist fundamental für das Verständnis von Säure-Base-Reaktionen. Die Stärke einer Säure oder Base wird durch den pH-Wert quantifiziert, der auf einer logarithmischen Skala von 0 bis 14 gemessen wird.

Die Säure-Base-Theorie nach Arrhenius war ein historischer Vorläufer der Brönsted-Theorie und definierte Säuren als Substanzen, die in Wasser H⁺-Ionen bilden, und Basen als Substanzen, die OH⁻-Ionen bilden. Diese Definition war jedoch auf wässrige Lösungen beschränkt.

Bei starken Säuren erfolgt eine vollständige Dissoziation in Wasser. Die pH-Wert Berechnung folgt hier einer direkten Formel, da die Konzentration der H₃O⁺-Ionen der Ausgangskonzentration der Säure entspricht.

Beispiel: Bei einer starken Säure wie HCl mit c = 0,1 mol/L gilt: pH = -lg$c(H₃O⁺)$ = -lg$0,1$ = 1

Für die pH-Wert berechnen Formel bei starken Basen gilt entsprechend: pH = 14 + lg$c(OH⁻)$

Die Natronlauge pH-Wert Tabelle zeigt, dass bei einer 0,1-molaren NaOH-Lösung der pH-Wert 13 beträgt, was sich aus der Formel pH = 14 + lg$0,1$ ergibt.

Bei schwachen Säuren muss das chemische Gleichgewicht berücksichtigt werden. Die säure-base-reaktion beispiele zeigen, dass hier nur ein Teil der Säure dissoziiert. Die Berechnung erfolgt über das Massenwirkungsgesetz und die Säurekonstante Ks.

Highlight: Bei schwachen Säuren gilt für die H₃O⁺-Konzentration: c$H₃O⁺$ = √$c₀(HA$ · Ks)

Die pOH-Wert berechnen Formel für schwache Basen folgt einem ähnlichen Prinzip. Der Zusammenhang zwischen pH und pOH ist dabei stets: pH + pOH = 14

Mehrprotonige Säuren wie H₂CO₃ durchlaufen mehrere Protolysestufen mit unterschiedlichen Säurekonstanten. Die Lewis-Säure-Base-Theorie erweitert das Konzept über den Protonentransfer hinaus auf Elektronenpaardonatoren und -akzeptoren.

Beispiel: Die Kohlensäure H₂CO₃ gibt in der ersten Stufe ein Proton ab: H₂CO₃ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + HCO₃⁻

Die Konzentration aus pH-Wert berechnen erfordert bei mehrprotonigen Säuren die Berücksichtigung aller Protolysestufen und deren jeweilige Gleichgewichtskonstanten. Dies macht die Berechnung komplexer als bei einprotonigen Säuren.

Die Berechnung von pH-Wert und Konzentrationen in Säure-Base-Reaktionen erfordert ein grundlegendes Verständnis der chemischen Gleichgewichte. Bei der Säure-Base-Reaktion spielt das Massenwirkungsgesetz eine zentrale Rolle. Anhand der Gleichgewichtskonstante Ks lässt sich die Konzentration der H3O+-Ionen und damit der pH-Wert bestimmen.

Definition: Das Massenwirkungsgesetz beschreibt das Verhältnis der Konzentrationen von Produkten und Edukten im chemischen Gleichgewicht.

Bei der Berechnung des pH-Werts mittelstarker Säuren $pKs zwischen 0 und 3$ verwendet man das Massenwirkungsgesetz. Am Beispiel der Trichloressigsäure mit c = 1,2 mol/L und pKs = 0,512 lässt sich dies demonstrieren. Die Säure dissoziiert dabei nach folgendem Schema:

Cl3CCOOH + H2O ⇌ Cl3CCOO- + H3O+

Beispiel: Bei der Dissoziation einer mittelstarken Säure gilt: Die Konzentration der H3O+-Ionen entspricht der Konzentration der Säureanionen $Cl3CCOO-$.

Die Säure-Base-Theorie nach Brönsted definiert Säuren und Basen über den Protonentransfer. Eine Brönsted-Säure ist ein Protonendonator, während eine Brönsted-Base als Protonenakzeptor fungiert. Die dabei ablaufende Reaktion wird als Protolyse bezeichnet.

Highlight: Ampholyte sind Teilchen, die sowohl als Säure als auch als Base reagieren können - sie können Protonen sowohl aufnehmen als auch abgeben.

Eine wichtige Besonderheit der Brönsted-Theorie ist das Konzept der korrespondierenden Säure-Base-Paare. Diese unterscheiden sich stets um ein Proton. Die allgemeine Reaktionsgleichung lautet:

HA + B ⇌ A- + HB+

Bei der Protolyse reagieren Säuren und Basen unter Bildung von Salzen. Ein klassisches Brönsted-Base Beispiel ist die Reaktion von Salzsäure mit Natriumhydroxid:

HCl + NaOH → H2O + Na+ + Cl-

Beispiel: Bei dieser Reaktion entsteht ein neutrales Salz $NaCl$. Je nach Stärke der reagierenden Säure und Base können auch saure oder basische Salze entstehen.

Die Salzbildung kann verschiedene Charaktere aufweisen:

1. Neutrales Salz: Bei Reaktion starker Säuren mit starken Basen
2. Basisches Salz: Bei Reaktion schwacher Säuren mit starken Basen
3. Saures Salz: Bei Reaktion starker Säuren mit schwachen Basen

Die Titration ist eine wichtige Methode zur quantitativen Bestimmung von Säuren und Basen. Bei der Durchführung wird eine Maßlösung $Titrator$ bekannter Konzentration zu einer Probelösung $Titrand$ gegeben, bis der Äquivalenzpunkt erreicht ist.

Vokabular: Der Äquivalenzpunkt bezeichnet den Moment, an dem Säure und Base in stöchiometrischen Mengen vorliegen.

Für eine präzise Durchführung benötigt man:

• Bürette und Bürettenhalter
• Becherglas und Erlenmeyerkolben
• Magnetrührer mit Rührfisch
• Präzisionswaage
• Geeigneten Indikator

Die Dokumentation erfolgt in einem standardisierten Protokoll mit Überschrift, Versuchsgeräten, verwendeten Chemikalien und Durchführung.

Die korrekte Durchführung einer Säure-Base-Reaktion erfordert eine präzise Laborausstattung. Der grundlegende Versuchsaufbau für eine Titration besteht aus mehreren essentiellen Komponenten, die für genaue Messergebnisse unerlässlich sind.

Definition: Eine Titration ist ein analytisches Verfahren zur quantitativen Bestimmung der Konzentration einer Lösung durch kontrollierte Zugabe einer Maßlösung bekannter Konzentration.

Im Zentrum des Aufbaus steht die Bürette, die in einem Bürettenhalter fest montiert wird. Diese ermöglicht die präzise Zugabe der Maßlösung $Titrator$ zur Probelösung $Titrand$. Die Maßlösung hat eine exakt bekannte Konzentration und wird für die pH-Wert Berechnung verwendet. Der Titrand befindet sich in einem Becherglas oder Erlenmeyerkolben und enthält neben der zu untersuchenden Substanz auch einen geeigneten Indikator.

Für eine gleichmäßige Durchmischung während der Titration wird ein Magnetrührer mit Rührfisch eingesetzt. Dies gewährleistet eine homogene Verteilung der zugegebenen Maßlösung und ermöglicht die präzise Bestimmung des Äquivalenzpunktes. Bei der Säure-Base-Reaktion zeigt der Farbumschlag des Indikators den Endpunkt der Titration an.

Hinweis: Die Wahl des richtigen Indikators ist entscheidend für die Genauigkeit der Titration. Der Umschlagsbereich des Indikators muss im Bereich des Äquivalenzpunktes der Säure-Base-Reaktion liegen.

Die Protolyse-Reaktionen zwischen Säuren und Basen erfordern eine systematische Vorgehensweise bei der Titration. Die Vorbereitung beginnt mit der korrekten Montage der Laborausstattung und der Überprüfung aller Komponenten auf Sauberkeit und Funktionalität.

Der Titrand wird mit einem geeigneten Indikator versetzt und gegebenenfalls mit destilliertem Wasser verdünnt. Die Wahl des Indikators richtet sich nach der Art der Säure-Base-Reaktion und dem erwarteten pH-Bereich des Äquivalenzpunktes. Beispielsweise eignet sich Phenolphthalein besonders gut für die Titration von starken Säuren mit starken Basen.

Die Bürette wird mit der Maßlösung befüllt und auf Null gestellt, wobei Luftblasen sorgfältig entfernt werden müssen. Während der Titration wird die Maßlösung langsam und kontrolliert zugegeben, bis der Indikator umschlägt. Der Verbrauch der Maßlösung wird notiert und dient als Grundlage für die pH-Wert Berechnung.

Beispiel: Bei der Titration von Salzsäure $HCl$ mit Natronlauge $NaOH$ erfolgt der Umschlag von Phenolphthalein von farblos nach rosa bei einem pH-Wert von etwa 8,2.