Säure-Base-Gleichgewichte

Säure-Base-Begriff nach Brønsted

• Säure: Ein Protonendonator $gibt H⁺-Ionen ab$
• Base: Ein Protonenakzeptor $nimmt H⁺-Ionen auf$
• Säure-Base-Reaktion: Auch als Protolyse bezeichnet
  • Säure₁ + Base₂ → Base₁ + Säure₂

Korrespondierende Säure-Base-Paare

• Ampholyt: Ein Stoff, der abhängig vom Reaktionspartner entweder als Säure oder Base reagieren kann
• Beispiele für amphotere Teilchen:
  • Wassermoleküle (H₂O)
  • Hydrogensulfationen (HSO₄⁻)

Wichtiges Konzept: Die Autoprotolyse des Wassers zeigt, wie Wasser mit sich selbst reagieren kann: H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH⁻. Diese Eigenschaft ist fundamental für das Säure-Basen-Gleichgewicht in wässrigen Lösungen.

Ionenprodukt des Wassers

• Mithilfe des Massenwirkungsgesetzes ergibt sich die Konstante K_w (Ionenprodukt des Wassers)
• Bei 25°C gilt: K_w = c(H₃O⁺) · c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ mol²/l²

pH- und pOH-Wert

• pH = -log(c(H₃O⁺))
• pOH = -log(c(OH⁻))
• Es gilt stets: pH + pOH = 14 = pK_w

Säure-Base-Konstanten

• Je höher K_s/K_B, desto stärker die Säure/Base
• K_s = [c(H₃O⁺) · c(A⁻)]/c(HA)
• pK_s = -log$K_s$
• pK_s und pK_B sind antiparallel: pK_s + pK_B = 14

pH-Wert-Berechnung wässriger Lösungen

• Starke Säuren: pH = -log(c(HA))
• Schwache Säuren: pH = ½$pK_s - log(c(HA))$
• Starke Basen: pOH = -log(c(A⁻)); pH = 14 - pOH
• Schwache Basen: pOH = ½$pK_B - log(c(A⁻))$; pH = 14 - pOH

Berechnungsbeispiel: Bei einer schwachen Säure mit c(HA) = 0,1 mol/l und pK_s = 4,7 berechnet man den pH-Wert mit pH = ½$4,7 - log(0,1)$ = ½(4,7 + 1) = 2,85. Mit solchen Formeln lässt sich die Gleichgewichtsrichtung einer Säure-Base-Reaktion vorhersagen.

Säure-Base-Titration

• Durchführung mit Indikator in der Probelösung; Hinzugeben der Maßlösung bis zur Farbänderung
• Äquivalenzpunkt: Entspricht dem Wendepunkt der Titrationskurve
  • Erreicht, wenn n(OH⁻) = n(H₃O⁺) bzw. c(OH⁻) · V(alkalische Lösung) = c(H₃O⁺) · V(saure Lösung)
• Umschlagbereich der Indikatoren: pH(Lösung) = pK_s(Indikator) ± 1

Titrationspraxis: Der Äquivalenzpunkt einer Titration ist der Moment, an dem die zugegebene Menge an Base genau die Menge der Säure neutralisiert hat. Bei der Säure-Base-Titration wird dieser Punkt oft durch einen Farbumschlag des Indikators angezeigt. Der Halbäquivalenzpunkt liegt bei pH = pK_s und ist besonders wichtig bei der Titration schwacher Säuren.