Säure-Base-Theorien nach Arrhenius und Brønsted

Nach Arrhenius sind Säuren Stoffe, die in Wasser H⁺-Ionen freisetzen, während Basen OH⁻-Ionen abgeben. Diese Definition ist zwar einfach, aber ziemlich begrenzt.

Die Brønsted-Theorie ist viel praktischer: Säuren sind Protonendonatoren $geben H⁺-Ionen ab$ und Basen sind Protonenakzeptoren $nehmen H⁺-Ionen auf$. So wird's in der Schule meist erklärt.

Protolyse nennt man die reversible Reaktion mit Protonenübergang zwischen Säuren und Basen. Dabei entstehen konjugierte Säure-Base-Paare - aus jeder Säure wird eine Base und umgekehrt.

💡 Merktipp: Wasser ist ein Ampholyt - es kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren, je nachdem, womit es reagiert!

Autoprotolyse von Wasser und das Ionenprodukt

Sogar reines Wasser leitet etwas Strom - das liegt an der Autoprotolyse: H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Wassermoleküle tauschen also ständig Protonen untereinander aus.

Das Ionenprodukt des Wassers (Kw) ist bei 22°C immer 10⁻¹⁴ mol²/L². Diese Konstante gilt für alle wässrigen Lösungen und ist super wichtig für pH-Berechnungen.

Die Reaktion ist endotherm, weil sie der Umkehrung einer Neutralisation entspricht. Das Gleichgewicht liegt stark auf der Seite der undissoziierten Wassermoleküle.

💡 Klausurtipp: Kw = c(H₃O⁺) × c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ - diese Formel brauchst du ständig!

Der pH-Wert und die pH-Skala

Der pH-Wert macht das Rechnen mit winzig kleinen Konzentrationen viel einfacher: pH = -lg{c(H₃O⁺)}. Statt mit 0,000001 mol/L zu rechnen, sagst du einfach pH = 6.

Die pH-Skala reicht von 0 bis 14: pH < 7 ist sauer, pH = 7 ist neutral, pH > 7 ist basisch (alkalisch). Jede pH-Einheit bedeutet einen Faktor 10 in der Konzentration!

Der pOH-Wert funktioniert genauso für OH⁻-Ionen: pOH = -lg{c(OH⁻)}. Praktisch ist die Beziehung pH + pOH = 14 bei 22°C.

💡 Eselsbrücke: Je kleiner der pH-Wert, desto saurer die Lösung. Zitronensaft (pH ≈ 2) ist viel saurer als Kaffee (pH ≈ 5)!

Starke und schwache Säuren - der Unterschied

Warum haben gleich konzentrierte Säuren unterschiedliche pH-Werte? Das liegt an der Säurestärke! Starke Säuren wie HCl geben praktisch alle ihre Protonen ab, schwache wie Essigsäure nur wenige.

Bei starken Säuren liegt das Gleichgewicht fast komplett rechts: HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺. Hier gilt c₀(HCl) = c(H₃O⁺).

Bei schwachen Säuren passiert das Gegenteil: CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺. Die meisten Moleküle bleiben unverändert, deshalb c₀(CH₃COOH) >> c(H₃O⁺).

💡 Aha-Moment: Die Gleichgewichtslage entscheidet über die Säurestärke - nicht die Konzentration!

Säure- und Basenkonstanten

Die Säurekonstante Ks zeigt dir, wie stark eine Säure wirklich ist: Ks = c(A⁻) × c(H₃O⁺) / c(HA). Größere Ks-Werte bedeuten stärkere Säuren.

Praktischer ist der pKs-Wert: pKs = -lg{Ks}. Hier gilt: Je kleiner pKs, desto stärker die Säure! Starke Säuren haben pKs < 1,5, schwache pKs > 4,75.

Für korrespondierende Säure-Base-Paare gilt immer: pKs + pKB = 14. Eine starke Säure hat automatisch eine schwache konjugierte Base.

Das Massenwirkungsgesetz steckt dahinter: Ks × KB = Kw = 10⁻¹⁴. So hängen Säure- und Basenstärke direkt zusammen.

💡 Merkhilfe: pKs-Werte sind wie Noten - je kleiner, desto "besser" (stärker) ist die Säure!

pH-Wert-Berechnungen leicht gemacht

Für starke Säuren ist's einfach: pH = -lg{c₀(HA)}, weil praktisch alle Moleküle protolysieren. Bei starken Basen entsprechend mit pOH.

Bei schwachen Säuren brauchst du andere Formeln: pH = ½ × $pKs - lg{c₀(HA)}$ oder pH = -lg{√(Ks × c₀(HA))}. Hier bleibt die Ausgangskonzentration fast unverändert.

Die Unterscheidung ist wichtig: Starke Säuren/Basen dissoziieren vollständig, schwache nur teilweise. Das beeinflusst die Rechnung erheblich!

💡 Klausurtipp: Erst checken, ob stark oder schwach - dann die passende Formel wählen!

Salzlösungen und ihre pH-Werte

Salzlösungen sind nicht immer neutral! Die Ionen können als Säuren oder Basen mit Wasser reagieren und den pH-Wert verändern.

Kationen schwacher Basen (wie NH₄⁺) wirken sauer: NH₄⁺ + H₂O → NH₃ + H₃O⁺. Anionen schwacher Säuren (wie CH₃COO⁻) wirken basisch: CH₃COO⁻ + H₂O → CH₃COOH + OH⁻.

Für die Vorhersage vergleichst du pKs- und pKB-Werte: Ist pKs < pKB, reagiert die Lösung sauer. Ist pKB < pKs, reagiert sie basisch.

Amphotere Ionen können beide Rollen spielen - hier entscheidet der Vergleich der pK-Werte, welche Eigenschaft dominiert.

💡 Praktisch: NaCl ist neutral, weil weder Na⁺ noch Cl⁻ mit Wasser reagieren - sie kommen von starken Säuren/Basen!

Struktur und Säurestärke organischer Säuren

Die Molekülstruktur bestimmt die Säurestärke! Mehr Carboxygruppen $-COOH$ bedeuten stärkere Säuren bei gleicher Kettenlänge.

Der I-Effekt (induktiver Effekt) erklärt viel: Elektronenziehende Gruppen $-I-Effekt$ machen Säuren stärker, weil das Proton leichter abgespalten wird. Elektronenschiebende Gruppen $+I-Effekt$ schwächen sie.

Elektronegativität spielt die Hauptrolle: Halogenatome ziehen Elektronen an, polarisieren die O-H-Bindung und erleichtern die Protonenabgabe.

Bei heterolytischer Bindungsspaltung bleiben beide Bindungselektronen bei einem Partner - so entstehen die Ionen.

💡 Eselsbrücke: Elektronenziehende Gruppen = stärkere Säuren, weil sie das Proton "wegdrücken"!

Mehrprotonige Säuren verstehen

Mehrprotonige Säuren wie H₂SO₄ können mehrere Protonen abgeben, aber nicht alle gleichzeitig! Jede Dissoziationsstufe hat ihren eigenen pKs-Wert.

Bei Schwefelsäure: 1. Stufe pKs1 = -3 (sehr stark), 2. Stufe pKs2 = 1,92 (mittelstark). Das erste Proton geht super leicht weg, das zweite schwerer.

Der -I-Effekt wird mit jeder Stufe schwächer: Nach der ersten Protonenabgabe ist weniger positive Ladung da, die das nächste Proton "wegdrückt".

Die Gesamtprotolyse läuft schrittweise: H₂SO₄ + 2H₂O ⇌ SO₄²⁻ + 2H₃O⁺, aber über zwei getrennte Gleichgewichte.

💡 Logisch: Einem bereits negativ geladenen Ion fällt es schwerer, noch ein positives Proton abzugeben!

Säure-Base-Titration in der Praxis

Titration ist ein super wichtiges Analyseverfahren! Du gibst eine Maßlösung bekannter Konzentration zu einer Probelösung unbekannter Konzentration.

Bei der pH-metrischen Titration misst du kontinuierlich den pH-Wert. Die Titrationskurve zeigt dir genau den Äquivalenzpunkt - da sind alle H₃O⁺ und OH⁻ neutralisiert.

Die Indikator-Titration nutzt Farbumschläge: Der Indikator wechselt die Farbe, wenn der Äquivalenzpunkt erreicht ist. Wichtig: Der muss nicht bei pH = 7 liegen!

Der Äquivalenzpunkt kann sauer, neutral oder basisch sein - je nachdem, welche Ionen nach der Neutralisation noch da sind.

💡 Praxistipp: Den richtigen Indikator wählen ist entscheidend - er muss im pH-Bereich des Äquivalenzpunkts umschlagen!