Salzlösungen und Protolysen

Nicht alle Salze sind neutral! Wenn sich Salze in Wasser lösen, können ihre Ionen als Säuren oder Basen reagieren und den pH-Wert verändern.

Die Faustregel ist einfach: Starke Säure + starke Base = neutrales Salz. Starke Säure + schwache Base = saures Salz. Schwache Säure + starke Base = alkalisches Salz.

Beispiel Ammoniumchlorid: NH₄⁺ kann Protonen abgeben $pKs = 9,25$, während Cl⁻ praktisch nicht reagiert $pKb = 21$. Deshalb wird die Lösung sauer.

Praxistipp: Argumentiere immer über die pKs/pKb-Werte der korrespondierenden Säuren und Basen!

Brönsted-Theorie und Autoprotolyse

Protonen sind der Schlüssel - Säuren geben sie ab, Basen nehmen sie auf. Die Brönsted-Theorie erklärt alle Säure-Base-Reaktionen als Protonenübertragungen.

Besonders cool sind Ampholyte wie Wasser - sie können sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Deshalb können sich Wassermoleküle gegenseitig Protonen übertragen (Autoprotolyse).

Das Ionenprodukt des Wassers Kw = 1,00 × 10⁻¹⁴ mol²/l² ist bei 25°C konstant. Diese Zahl brauchst du für fast alle pH-Berechnungen.

Merktipp: Säure-Base-Paare gehören immer zusammen - jede Säure hat ihre korrespondierende Base!

pH-Wert und Säure-Base-Stärke

Der pH-Wert ist einfach der negative Zehnerlogarithmus der Oxonium-Ionen-Konzentration: pH = -log$c(H₃O⁺)$. Unter 7 = sauer, über 7 = basisch, genau 7 = neutral.

Säurekonstanten (Ks) und Basenkonstanten (Kb) zeigen dir, wie stark eine Säure oder Base ist. Je größer Ks, desto stärker die Säure. Die pKs-Werte sind praktischer: je kleiner pKs, desto stärker.

Wichtige Beziehung: pKs + pKb = 14 für korrespondierende Säure-Base-Paare. Je stärker eine Säure, desto schwächer ihre korrespondierende Base.

Merkregel: Sehr starke Säuren $pKs < -1,74$ protolysieren vollständig - hier ist H₃O⁺ die stärkste mögliche Säure!

Puffersysteme

Puffer sind die Bodyguards des pH-Werts - sie halten ihn konstant, auch wenn Säuren oder Basen dazukommen. Sie bestehen aus schwachen Säuren und ihren korrespondierenden Basen.

Die Henderson-Hasselbalch-Formel pH = pKs + log$c(A⁻)/c(HA)$ ist dein wichtigstes Werkzeug. Wenn Base und Säure gleich konzentriert sind, ist pH = pKs.

Der Pufferbereich liegt zwischen pKs - 1 und pKs + 1. Hier funktioniert der Puffer am besten. Bei einem 10-fachen Überschuss an einer Komponente ist die Kapazität erschöpft.

Eselsbrücke: Puffer = schwache Säure + korrespondierende Base in ähnlichen Konzentrationen!

Puffer in der Praxis

Pufferkapazität ist begrenzt! Wenn zu viel Säure oder Base dazukommt, bricht das Puffersystem zusammen. Die Konzentration der Pufferkomponenten bestimmt, wie viel neutralisiert werden kann.

Bei schwachen Säuren musst du aufpassen: Liegt der Pufferbereich über dem pKs-Wert der zugegebenen Säure, reagiert sie wie eine starke Säure. Liegt er darunter, passiert fast nichts.

Berechnungsbeispiel: Bei pH = 4,76 + log(0,1/0,5) = 4,06 siehst du, wie sich das Verhältnis der Pufferkomponenten auf den pH-Wert auswirkt.

Wichtig: Je höher die Konzentrationen im Puffersystem, desto mehr kann es neutralisieren!

Korrespondierende Säure-Base-Paare

Die goldene Regel: Ks × Kb = 10⁻¹⁴ mol²/l² für korrespondierende Paare. Das bedeutet: pKs + pKb = 14. Diese Beziehung hilft dir bei allen Berechnungen.

Sehr starke Säuren wie HClO₄, HI, HCl reagieren praktisch vollständig mit Wasser. Ihre pKs-Werte kann man in wässriger Lösung nicht bestimmen - H₃O⁺ ist die stärkste Säure, die existieren kann.

Die Tabelle der pKs-Werte ist dein Nachschlagewerk. Essigsäure $pKs = 4,75$, Ammonium-Ion $pKs = 9,25$ und Kohlensäure $pKs = 6,52$ sind besonders wichtig für Prüfungen.

Prüfungstipp: Lerne die wichtigsten pKs-Werte auswendig - sie kommen in fast jeder Aufgabe vor!

Titration

Titration bestimmt unbekannte Konzentrationen durch Neutralisation mit einer Maßlösung bekannter Konzentration. Das ist quantitative Analytik in der Praxis.

Der Ablauf ist standardisiert: Probelösung + Indikator in Erlenmeyerkolben, Maßlösung in Bürette, langsam titrieren bis zum Farbumschlag.

Die Auswertung erfolgt über Äquivalenzbeziehungen aus der Reaktionsgleichung. Beispiel: n(NaOH) = 2 × n(HCl) bei der Reaktion von NaOH mit zweiprotoniger Säure.

Verschiedene Titrationsarten: Direkttitration, pH-metrische Titration, Rücktitration und Redoxtitration - je nach Aufgabenstellung.

Labortipp: Beim Äquivalenzpunkt am langsamsten titrieren - tropfenweise!

Molekülstruktur und Säurestärke

Die Struktur entscheidet über die Stärke! Je polarer die O-H-Bindung, desto leichter wird das Proton abgegeben. Elektronenziehende Gruppen machen Säuren stärker.

Induktive Effekte $+I und -I$ beeinflussen die Elektronendichte. Chlor, Fluor und andere elektronegative Atome ziehen Elektronen an $-I-Effekt$ und verstärken die Säure.

Mesomerie stabilisiert das Carboxylat-Ion durch Elektronendelokalisierung. Substituenten am Benzolring können über -M- oder +M-Effekte die Säurestärke beeinflussen.

Faustregel: Elektronenziehende Gruppen = stärkere Säure, elektronenschiebende Gruppen = schwächere Säure!

Periodensystem und Säurestärke

Trends im Periodensystem helfen beim Vorhersagen der Säurestärke. Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt sie von oben nach unten zu, innerhalb einer Periode von links nach rechts.

Bei Halogenwasserstoffen (HF < HCl < HBr < HI) entscheiden Bindungsenergie und Atomradius. Größere Atome geben Protonen leichter ab als kleinere.

Innerhalb einer Periode ist die Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) entscheidend. HN₃-H < HO-H < HF zeigt: je größer ΔEN, desto stärker die Säure.

Bei Oxosäuren zählt die Anzahl der Sauerstoffatome. Mehr Sauerstoff = stärkere Polarisierung der O-H-Bindung = stärkere Säure.

Eselsbrücke: Große Atome und viel Sauerstoff machen starke Säuren!

Säure-Base-Indikatoren

Indikatoren sind selbst schwache Säuren, die sich farblich von ihren korrespondierenden Basen unterscheiden. Der pH-Wert entscheidet über die Farbe.

Der Umschlagsbereich liegt bei pH = pKs(Indikator) ± 1. Methylorange schlägt zwischen pH 3,1 und 4,4 von rot nach gelb um.

Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung gilt auch hier: pH = pKs + log$[In⁻]/[HIn]$. Für sichtbaren Farbumschlag muss eine Form 10-mal konzentrierter sein als die andere.

Indikatorauswahl: Der Umschlagsbereich muss den Äquivalenzpunkt der Titration enthalten. Nicht jeder Indikator passt zu jeder Titration.

Merkhilfe: Äquivalenzpunkt muss im Umschlagsbereich des Indikators liegen!