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B978-3-437-29695-6.50014-5

10.1016/B978-3-437-29695-6.50014-5

978-3-437-29695-6

Titrationskurve von Salzsäure (10 mL 0,1 m HCl mit 0,1 m NaOH).

Titrationskurve von Essigsäure (10 mL 0,1 m H3C – COOH mit 0,1 m NaOH).

Titrationskurve von 10 mL einer 0,1 m Essigsäure mit 0,1 m NaOH als Titrationsmittel (Markierung des Pufferbereichs).

Titrationskurve der Phosphorsäure (Ä = Äquivalenzpunkt).

Namen und Formeln wichtiger Säuren und ihrer Anionen.

Tab. 8/1
Säure Summenformel Strukturformel Protonigkeit Anionen
Chlorwasserstoff (Salzsäure) HCl H-Cl einprotonig CP Chlorid
Salpetersäure HNO3 NO3 Nitrat
Essigsäure C2H4O2 H3C-COOH H3C-COO Acetat
Blausäure HCN H-C≡N CN Cyanid
Schwefelsäure H2SO4 zweiprotonig HSO4 Hydrogensulfat
SO2⊖4 Sulfat
Schwefelwasserstoff H2S HS Hydrogensulfid
S2⊖ Sulfid
Kohlensäure H2CO3 HCO3 Hydrogencarbonat
CO2⊖3 Carbonat
Oxalsäure C2H2O4 Oxalat
Phosphorsäure H3PO4 dreiprotonig H2PO4 Dihydrogenphosphat (primäres Phosphat) Hydrogenphosphat (sekundäres Phosphat)
HPO2⊖4
PO3⊖4 Phosphat (tertiäres Phosphat)

pH- und pOH-Skalen.

Tab. 8/2

pKs-Werte einiger Säure-Base-Paare bei 15 °C.

Tab. 8/3
Säurecharakter pKs Säure/konj. Base
stark − 6 HCl/Cl Chlorwasserstoff/Chlorid
− 3 H2SO4/HSO4 Schwefelsäure/Hydrogensulfat
− 1,7 H3O/H2O Hydronium-Ion/Wasser
− 1,3 HNO3/NO3 Salpetersäure/Nitrat
mittelstark 1,9 HSO4/SO2 Hydrogensulfat/Sulfat
2,0 H3PO4/H2PO4 Phosphorsäure/Dihydrogenphosphat
schwach 4,8 H3CCOOH/H3CCOO Essigsäure/Acetat
6,4 CO2/HCO3 Kohlendioxid/Hydrogencarbonat
7,1 H2S/SH Schwefelwasserstoff/Hydrogensulfid
7,2 H2PO4/HPO2⊖4 Dihydrogenphosphat/Hydrogenphosphat
sehr schwach 9,2 NH4/NH3 Ammonium-Ion/Ammoniak
9,4 HCN/CN Blausäure/Cyanid
10,4 HCO3/CO2⊖3 Hydrogencarbonat/Carbonat
12,3 HPO2⊖4/PO3⊖4 Hydrogenphosphat/Phosphat
15,7 H2O/OH Wasser/Hydroxid-Ion

pH-Bereiche in verschiedenen Nahrungsmitteln und Körperflüssigkeiten.*

Tab. 8/4
Flüssigkeit pH
0,1 M HCl 1
Magensaft 0,8 – 1,5
Zitronensaft 2,2 – 2,4
Essig, Cola 2,4 – 3,4
Sauerkraut, Wein 3,8
Schweiß 4,0 – 6,8
Tomatensaft 4,0 – 4,4
Kaffee (schwarz) 5,0 – 5,1
Urin 5,5 – 7,5
Milch 5,3 – 6,6
Speichel 6,4
Wasser 7,0
Gallensaft 7,0 – 7,2
Blut 7,37 – 7,43
Pankreassaft 7,7
Seifenlauge 8 – 10
Magnesiumhydroxid 9 – 10
0,1 M NH3-Lösung 11,1
0,1 M NaOH 13

*

Die pH-Werte der Körperfl üssigkeiten unterliegen natürlichen Schwankungen.

Gebräuchliche pH-Indikatoren.

Tab. 8/5
Indikator Umschlagsbereich (pH) Farbe
im Sauren im Basischen
Methylorange 3 – 5 rot gelb
Methylrot 4 – 6 rot gelb
Lackmus 5 – 7 rot blau
Brom thymolblau 6 – 8 gelb blau
Phenolphthalein 8 – 10 farblos rot
Thymolphthalein 9,4 – 10,6 farblos blau

pH-Reaktion der wässrigen Lösung einiger Salze.

Tab. 8/6
Salz pH-Reaktion
Ammoniumchlorid NH4Cl sauer pH < 7
Natriumchlorid NaCl neutral pH = 7
Natriumbromid NaBr neutral pH = 7
Natriumsulfat Na2sO4 neutral pH = 7
Natriumhydrogencarbonat NaHCO3 basisch pH > 7
Natriumcarbonat Na2CO3 basisch pH > 7
Natriumacetat H3CCOONa basisch pH > 7

Säuren und Basen

Orientierung

Ein ausgewogener Säure-Base-Haushalt ist für das körperliche und seelische Wohlbefinden des Menschen von großer Bedeutung, denn Säuren und Basen schaffen die Voraussetzung für den reibungslosen Ablauf verschiedener Körperfunktionen. Gerät der Säure-Base-Haushalt durch Stress, falsche Ernährung oder Krankheiten aus dem Gleichgewicht, dann führt ein Zuviel an Säuren zu einer Azidose, während man ein Überwiegen der Basen als Alkalose bezeichnet.

Die Begriffe „Säure” und „Base” (früher Lauge) sind aus Beobachtungen entstanden. Zitronen, Essig oder saure Milch schmecken sauer, was auf den Gehalt an Citronensäure, Essigsäure bzw. Milchsäure zurückzuführen ist. Dem gegenüber steht der bittere, seifige Geschmack von Seifenlaugen, die die Haut in charakteristischer Weise erweichen und quellen lassen. Da Pflanzenasche durch den hohen K-Gehalt die Basis für die Laugengewinnung (KOH) war, wurde dieser Tatbestand später zu dem allgemeinen Begriff Base für die ganze Stoffklasse. Wässrige Lösungen von Basen reagieren basisch oder alkalisch (arab. al-kaelie = Lauge).

Säuren und Basen haben gegensätzliche Qualitäten. Den Säurebildnern liegen in der Regel Nichtmetalle zugrunde, den Basenbildnern Metalle (z. B. Alkalimetalle, Erdalkalimetalle). Schaut man auf das Wasser (H2O), so kann dieses in einem Trennungsprozess H (Protonen) und OH (Hydroxid-Ionen) zur Verfügung stellen. Die Tendenz, Protonen abzugeben oder aufzunehmen, ist Gegenstand der heutigen Säure-Base-Theorie.

Antwort erhalten Sie u. a. auf folgende Fragen:

  • An welchen Reaktionen mit dem Wasser erkennt man Säuren und Basen?

  • Was sind konjugierte Säure-Base-Paare?

  • Wie ist der pH-Wert definiert und wie lässt er sich berechnen bzw. messen?

  • Was versteht man unter Neutralisation?

  • Welche Bedeutung haben Pufferlösungen und wie funktioniert der Blutpuffer?

Säure-Base-Definitionen

Wässrige Lösungen von Säuren und Basen leiten den elektrischen Strom. Die gelösten Stoffe sind Elektrolyte ( Kap. 7.4), d. h., in der Lösung liegen Ionen vor. Säuren und Basen bilden die Ionen meist erst beim Lösen in Wasser, man bezeichnet diesen Vorgang als Dissoziation.

Dissoziation

Chlorwasserstoff dissoziiert in wässriger Lösung formal in Wasserstoff-Ionen (H = Protonen) und Chlorid-Ionen (Cl), die jeweils hydratisiert sind. Anders als bei den Salzen kommt es hier bei der Dissoziation zur heterolytischen Aufspaltung einer polarisierten, kovalenten Bindung, das bindende Elektronenpaar verbleibt bei einem Partner, dieser wird zum Anion.

HCL (gasförmig)→H2OHaq⊕+Claq⊖(Salzsäure)

Natriumhydroxid dissoziiert in Natrium-Ionen (Na) und Hydroxid-Ionen (OH), die jeweils hydratisiert sind:

NaOH (fest)→H2ONaaq⊕+OHaq⊖(Natronlauge)

Protonen Hydroxid-Ionen

Aus den Dissoziationsvorgängen wird sichtbar, dass Säuren Protonen (H) und Basen Hydroxid-Ionen (OH) freisetzen. Diese Beschreibung reicht für eine Definition jedoch nicht aus. Eine wässrige Ammoniaklösung z. B. reagiert auch basisch, obwohl Ammoniak keine OH-Ionen enthält:

NH3+H2O←→NH4⊕+OH⊖AmmoniakWasserAmmonium-IonHydroxid-Ion

Der schwedische Chemiker Brönsted stellte fest, dass es für die Betrachtung von Säuren und Basen hilfreich ist, das Lösungsmittel (z. B. Wasser) einzubeziehen. Er erkannte, dass das Auftreten und die Weitergabe von Protonen ein wesentliches Merkmal dieser Vorgänge ist. Die Brönsted-Definition lautet:

Brönsted-Definition

Säuren geben Protonen ab, sie sind Protonendonatoren.

Basen nehmen Protonen auf, sie sind Protonenakzeptoren.

Bei chemischen Reaktionen gibt es keine freien Protonen. Wenn ein Stoff Protonen abgibt, muss ein anderer zugegen sein, der diese Protonen aufnimmt. Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübertragungs-Reaktionen. In wässriger Lösung nehmen Wassermoleküle die Protonen auf.

Hydronium-Ion

H2O+H⊕→H3O⊕(Hydronium-Ion)

Im H3O-Ion ist der Sauerstoff dreibindig. Auch das Hydronium-Ion wird, wie alle Ionen, durch weitere Wassermoleküle hydratisiert (H3Oaq). Bevorzugt treten drei Wassermoleküle hinzu, so dass ein H9O4-Ion entsteht. Wir verwenden im Folgenden nur das H3O-Ion und lassen die weitere Hydratisierung zur Vereinfachung unberücksichtigt.

Nachfolgend werden alle Moleküle, Molekülteile oder Ionen, die in einem Dissoziationsgleichgewicht oder in einer Säure-Base-Reaktion Protonen abgeben, also nach Brönsted Säuren sind, durch rote Schrift markiert, die Basen entsprechend durch blaue Schrift.

Säure: rot

Base: blau

Gegensätzliche Qualitäten von Säuren und Basen

Die Beschreibung von Stoffumwandlungen auf der Basis von nachvollziehbaren Experimenten charakterisiert die Vorgehensweise in der Chemie. Durch eine Stoffumwandlung verändern sich die Stoffeigenschaften. Um hier Veränderungen und Unterschiede festzustellen, bedarf es der genauen Beobachtung und ggf. analytischer Messmethoden.
Bei der Verbrennung von Pflanzenmaterial (z. B. Holz) entsteht ein Gas, das u. a. Kohlendioxid (CO2) enthält, zurück bleibt eine Asche, die u. a. aus Dikaliumoxid (K2O) besteht. Leitet man das Gas in Wasser, so reagiert dieses sauer, weil sich Kohlensäure (H2CO3) bildet. Gibt man die Asche in Wasser, so reagiert dieses basisch, weil die Base Kaliumhydroxid (KOH) entstanden ist. Aus dem neutralen Holz sind bei der Verbrennung unter Verbrauch von Luftsauerstoff (O2) Säure und Base freigesetzt worden und mit Wasser als Lösungsmittel in ihrer gegensätzlichen Qualität manifest geworden. Solche gegensätzlichen Qualitäten entstehen durch Verwandlung und tragen einen erneuten Verwandlungsimpuls in sich, wie das Experiment der Holzverbrennung im weiteren Verlauf zeigt.
Vereinigt man Säure und Base wieder, erfolgt eine Neutralisation, bei der Salz (Kaliumcarbonat, K2CO3, Pottasche) und Wasser entstehen. Die Gegensätze werden aufgehoben, die typischen Eigenschaften von Säure und Base gehen verloren, das entstandene Salz birgt neue Qualitäten in sich und die Bausteine des Wassers haben sich wieder zusammengefunden. Hier wird beispielhaft ein Verwandlungsprinzip der Materie sichtbar, wenn man auch die Qualität der Stoffe ins Auge fasst. Der beschriebene Prozess führt durch die Trennung in die Substanzgegensätze, aus denen sich Neues entwickeln kann. Solche Verwandlungsprinzipien der Materie wirken in der Chemie, beleben aber auch den Stoffwechsel des Menschen.

Konjugierte Säure-Base-Paare und Ampholyte

Die Dissoziation einer Säure oder Base in Wasser ist eine Protonenübertragungs-Reaktion. Sowohl Protonenaufnahme wie -abgabe sind reversibel und verlaufen sehr schnell, es stellen sich Gleichgewichte ein.

konjugierte Säure-Base-Paare

Der eine Reaktionspartner (HCl) ist der Protonendonator (Säure A), der andere (H2O) zwangsläufig der Protonenakzeptor (= Base B). Auf der rechten Seite der Gleichung ist das H3O-Ion die Säure, es kann bei der Rückreaktion ein Proton abgeben (= Säure B), und das Cl-Ion entsprechend eine Base (= Base A). Man bezeichnet Cl auch als konjugierte Base der Säure HCl, entsprechend ist H3O die konjugierte Säure der Base H2O. HCl/Cl und H3O/H2O sind konjugierte (= korrespondierende, einander zugeordnete) Säure-Base-Paare (lat. conjugere = verbinden).
Es gilt für Säuren der allgemeinen Formel HA:
Es gibt Säuren (Tab. 8/1), die bei der Dissoziation in Wasser mehr als ein Proton abgeben können und entsprechend zweiprotonig (z. B. Schwefelsäure und Kohlensäure) oder dreiprotonig (z. B. Phosphorsäure) sind. Bei mehrprotonigen Säuren existieren mehrere Dissoziationsstufen, die man nacheinander formuliert.

mehrprotonige Säuren

In der 1. Stufe ist Schwefelsäure die Säure und Hydrogensulfat die konjugierte Base. In der 2. Stufe ist Hydrogensulfat die Säure und Sulfat die konjugierte Base. Das Hydrogensulfat kann also sowohl Säure als auch Base sein.
Bei der Dissoziation von Säuren in Wasser reagiert das Wasser als Base, in Gegenwart der Base Ammoniak jedoch als Säure entsprechend dem bekannten Dissoziationsgleichgewicht.
Für Basen der allg. Formel B, wobei B mind. ein freies Elektronenpaar besitzen muss, gilt:
Alle Säureanionen, die durch Aufnahme von Protonen wieder zur Säure werden, sind Basen. Auch die Alkali- und Erdalkalioxide (z. B. K2O), bei denen O2 die Base ist und durch Aufnahme eines Protons aus dem Wasser zu OH wird, sind Basen. Hierbei handelt es sich nicht um eine Dissoziation des Oxids, sondern um eine Reaktion des Oxids mit dem Wasser, das ein Proton abgibt.
K2O+H2O←→2 K⊕+2 OH⊖CaO+H2O←→Ca2⊕+2 OH⊖
Die basischen Alkali- und Erdalkalihydroxide lassen sich auch in fester Form isolieren. Sie dissoziieren in Wasser wie folgt. Die eigentliche Base ist hier das OH-Ion, das als Protonenakzeptor zur Verfügung steht.

Die Brönsted-Definition gilt nicht nur für wässrige Lösungen, sondern allg. für Säure-Base-Reaktionen. Voraussetzung ist, dass die Säure Protonen an eine Base abgeben kann. Die Base hingegen muss mind. ein freies Elektronenpaar besitzen, an das sich ein Proton anlagern kann.
Ampholyte.
Wir haben bei der Dissoziation von Säuren und Basen gesehen, dass Wasser gegenüber HCl als Base, gegenüber NH3 als Säure reagiert: Es ist amphoter.

amphoter

Stoffe mit amphoteren Eigenschaften heißen Ampholyte. Sie können als Säure und als Base reagieren.

Ampholyt

Wie das Wasser im Einzelfall reagiert, hängt vom Reaktionspartner ab. Stößt Wasser auf einen Stoff, der eine größere Protonendonator-Stärke als es selbst hat, reagiert es als Base. Gegenüber der Base Ammoniak überwiegt jedoch seine eigene Protonendonator-Stärke: Wasser reagiert als Säure. Wenn man die Richtung von Säure-Base-Reaktionen vorhersagen möchte, muss man die Protonendonator-Stärke messen.

Beispiele für Ampholyte: H2O, HSO4, HS, HCO3, H2PO4, HPO42

Beispiele.
Der Ampholyt H2PO4 kann als Base ein Proton aufnehmen, es entsteht H3PO4. Es kann aber auch ein Proton abgeben, also als Säure reagieren, es entsteht das zweifach negativ geladene Anion HPO42.
Eine besondere Gruppe amphoterer Verbindungen sind die Aminosäuren, die im selben Molekül die saure COOH-Gruppe und die basische NH2-Gruppe enthalten. Aminosäuren liegen nicht in der Neutralform vor, in wässriger Lösung bildet sich durch Protonenübertragung überwiegend das Zwitter-Ion. Dieses ist der eigentliche Ampholyt. Das Zwitter-Ion kann Protonen aufnehmen und wird zum Kation, eine zweiprotonige Säure, oder es kann Protonen abgeben und wird so zum Anion ( Kap. 19).

Zwitter-Ion

Eigendissoziation des Wassers, pH-Wert

Wasser ist ein Ampholyt. In geringem, aber durchaus messbarem Umfang reagiert es in folgender Weise mit sich selbst:

H2O + H2O ⇆ H3O + OH

Diese Eigendissoziation bewirkt eine geringe Leitfähigkeit, die auch bei reinem Wasser beobachtet wird und die auf die Anwesenheit der Ionen H3O und OH zurückzuführen ist. Einzelne Wassermoleküle reagieren als Säure, andere als Base, wobei das Gleichgewicht der Reaktion sehr weit auf der linken Seite liegt. Das Massenwirkungsgesetz (MWG, Kap. 6.5.2) lautet:
K=[H3O][OH][H2O]2
In Worten: Das Produkt der Konzentrationen der Produkte (steht im Zähler) dividiert durch das Produkt der Konzentrationen der Edukte (steht im Nenner) ist konstant (K = Gleichgewichtskonstante).
Da Wasser im Überschuss vorliegt, ist seine Konzentration (1 L = 55,6 mol) bei einer geringen Eigendissoziation praktisch konstant. Deshalb kann dieser Wert mit der Gleichgewichtskonstanten K zusammengezogen werden.

K [ H 2 O ] 2 = K w = [ H 3 O ] [ OH ] = 10 - 14 mol 2 / L 2 ( bei 22 ° C )

Ionenprodukt des Wassers

Die neue Konstante Kw nennt man das Ionenprodukt des Wassers. Sie ist temperaturabhängig. In neutraler Lösung liegen H3O und OH in gleicher Konzentration vor. Es gilt:
[H3O][OH]=Kw=10-14mol2/L2;darausergibtsichfürdieKonzentrationen:[H3O]=[OH]=Kw=10-7mol/L
In saurer Lösung überwiegt die Konzentration an H3O, in basischer die an OH. Solange die Lösungen sehr verdünnt sind, gilt das Ionenprodukt des Wassers (Kw), d. h., wenn man [H3O] kennt, lässt sich [OH] berechnen und umgekehrt.
Beispiel:[OH] = 10–5 mol/L. Es errechnet sich:
[ H 3 O ] 10 - 5 = 10 - 14 mol 2 / L 2 ; [ H 3 O ] = 10 - 14 10 - 5 = 10 - 9 mol / L
Die Hydroniumionen-Konzentration [H3O] oder c(H3O) wird in manchen Lehrbüchern auch als Wasserstoffionen-Konzentration ([H] oder c(H)) bezeichnet. Da in wässriger Lösung keine freien Protonen vorkommen, verwenden wir in diesem Buch durchgängig [H3O].
Die Konzentration an Hydronium-Ionen (H3O) oder Hydroxid-Ionen (OH) lässt sich bei allen verdünnten wässrigen Lösungen als Maß für die Acidität bzw. Basizität einer Lösung verwenden. Da es unübersichtlich ist, Zehnerpotenzen mit negativer Hochzahl zu multiplizieren oder zu dividieren, wurde der negative dekadische Logarithmus der Hydroniumionen-Konzentration als pH-Wert definiert (lat. pondus hydrogenii).

pH-Wert

pH = − log10 [H3O] = − lg [H3O];Beispiel: [H3O] = 10–4 mol/L; pH = 4.

Dieser mathematische Trick ermöglicht es nun, einfache Zahlen zu addieren bzw. zu subtrahieren, wenn man quantitative Aussagen über die Acidität oder Basizität einer Lösung machen will und in analoger Weise den pOH-Wert definiert (pOH = − log10 [OH]).

pOH-Wert

Auf das Ionenprodukt des Wassers angewandt, ergibt sich:

Kw = [H3O] · [OH] = 10–14 mol2/L2;daraus folgt: pH + pOH = 14

In dem Rechenbeispiel weiter oben war [OH] = 10–5 mol/L vorgegeben, was nun pOH = 5 entspricht. Der pH-Wert ergibt sich wie folgt: pH = 14 – pOH = 14 – 5 = 9.

Rechnen mit Logarithmen

Bei der Quantifizierung von Säure-Base-Reaktionen rechnet man mit Logarithmen. Der Logarithmus zur Basis 10 wird üblicherweise mit lg abgekürzt. Durch die Anwendung von Logarithmen vereinfachen sich die Rechenoperationen: Aus dem Produkt zweier Zahlen wird die Summe ihrer Logarithmen, aus dem Quotienten die Differenz der Logarithmen. Bei einer Potenz wird die Hochzahl mit dem Logarithmus der Basis multipliziert.
Hier einige Umformungen:
Produkt:xy;lg(xy)=lgx+lgyLogarithmus-AnwendungPotenz:x2;lg(x2)=2lgx;Beispiel:10-2;lg(10-2)=-2lg10=-2Quotient:xy;lg(xy)=lgx-lgyBeispiel:10-2;-lg(10-2)=2lg10=2UmformungQuotient:xy;-lg(xy)=-(lgx-lgy)=lgy-lgx=lg(yx)
pH-Skala.
Auf der Basis der Hydroniumionen-Konzentration lässt sich nun die gängige pH-Skala aufstellen, die von pH = 0 ([H3O] = 100 mol/L = 1 mol/L) bis pH = 14 ([H3O] = 10–14 mol/L) reicht. Über das Ionenprodukt des Wassers kommt man zur gegenläufigen pOH-Skala (Tab. 8/2). Am Neutralpunkt (neutrale Lösungen) gilt: pH = pOH = 7. Durch die logarithmische Beziehung, die dem pH-Wert zugrunde liegt, bedeutet eine pH-Änderung um 1,0, dass sich die Hydroniumionen-Konzentration um den Faktor 10 erhöht oder erniedrigt hat (Beispiel 1). Eine Konzentrationsänderung um den Faktor 2 (ausgehend von 10–7 mol/L) verändert den pH-Wert nur um 0,3 (Beispiel 2).
Beispiel 1 : [ H 3 O ] = 10 - 6 mol / L Beispiel 2 : [ H 2 O ] = 2 10 - 7 mol / L pH = 6 pH = - lg 2 - lg 10 - 7 = - 0 , 3 + 7 = 6 , 7
Auch negative pH-Werte haben real eine Bedeutung, und zwar sobald [H3O] > 1 mol/L wird.
Beispiel 3 : [ H 3 O ] = 10 2 mol / L ; pH = - lg 10 2 = - 2 lg 10 = - 2
Aktivitätskoeffizient.
Die quantitativen Aussagen in diesem Kapitel beziehen sich immer auf verdünnte Lösungen ([H3O] < 10–1 mol/L). Bei konzentrierten Lösungen ist c(H3O) durch die Aktivitäten a(H3O) zu ersetzen gemäß der Beziehung a(H3O) = f · c(H3O), wobei für den Aktivitätskoeffizienten (f) gilt: 0 < f ≤ 1. Da wir hier nur verdünnte Lösungen betrachten, rechnen wir auch weiterhin nur mit den Konzentrationen. Aktivitätskoeffizienten kann man Tabellenwerken entnehmen.

Stärke von Säuren und Basen

Die Protonendonator-Stärke einer Säure dokumentiert sich in wässriger Lösung darin, wie vollständig die Protonenübertragung auf das Wasser abläuft. Bei Basen kommt es darauf an, wie stark diese Protonen, die vom Wasser kommen, binden. Um die Stärke einer Säure (HA) oder Base (B) zu definieren, wendet man das MWG ( Kap. 6.5.2) auf die jeweiligen Dissoziationsgleichgewichte an.
HA + H 2 O H 3 O + A B + H 2 O BH + OH K = [ H 3 O ] [ A ] [ HA ] [ H 2 O ] K = [ BH ] [ OH ] [ B ] [ H 2 O ]
Da sich die Konzentration an H2O durch die Dissoziation in verdünnter Lösung kaum verändert, wird [H2O] in die Gleichgewichtskonstante einbezogen. Man erhält die Säurekonstante Ks bzw. die Basenkonstante Kb, jeweils mit der Einheit mol/L. Die Werte sind temperaturabhängig.

Säurekonstante Basenkonstante

K s = [ H 3 O ] [ A ] [ HA ] K b = [ BH ] [ OH ] [ B ] K s = Säurekonstante K b = Basenkonstante

Findet man für die Säurekonstante (Ks) einen großen Wert, so liegt das Dissoziationsgleichgewicht weit rechts, die Säure ist stark. Kleine Säurekonstanten (Ks-Werte) deuten auf eine schwache Säure hin. Bildet man den negativen dekadischen Logarithmus der Ks- und Kb-Werte, so ergibt sich:

pKs-Wert, pKb-Wert

p K s = - lg K s p K b = - lg K b

Der pKs-Wert einer Säure und der pKb-Wert ihrer konjugierten Base hängen in wässriger Lösung wie folgt zusammen:

pKs + pKb = 14

Der pKs- bzw. pKb-Wert ist das übliche Maß für die Stärke von Säuren bzw. Basen. Kleine oder negative pKs-Werte zeigen an, dass die Säure stark ist, große Werte, dass sie schwach ist (Tab. 8/3).
Beispiel 1:
Ammoniak als Base wurde oben schon vorgestellt.
NH 3 + H 2 O NH 4 + OH K b = [ NH 4 ] [ OH ] [ NH 3 ] = 1 , 6 10 - 5 mol / L ; p K b = 4 , 8
Geht man bei der Formulierung des Dissoziationsgleichgewichtes von der konjugierten Säure NH4 aus, ergeben sich folgende Gleichungen:
NH 4 + H 2 O H 3 O + NH 3 K s = [ H 3 O ] [ NH 3 ] [ NH 4 ] = 6 , 3 10 - 10 mol / L ; p K s = 9 , 2
Die Summe aus pKs- und pKb-Wert beträgt 14. Da dieser Zusammenhang zwischen den Werten besteht, können in Tabellenwerken ( Tab. 8/3) auch für Basen pKs-Werte angegeben werden, die sich auf die konjugierte Säure beziehen, in unserem Beispiel NH4.
Beispiel 2:
Bei mehrprotonigen Säuren (Schwefelsäure, Kohlensäure, Phosphorsäure, Tab. 8/1) gibt es für jede Dissoziationsstufe einen pKs-Wert. Dabei fällt auf, dass das erste Proton immer leichter als das zweite und dieses leichter als ein drittes abgegeben wird (pKs1 < pKs2 < pKs3). Der Grund ist, dass sich aus einem ungeladenen Molekül das erste Proton wegen der geringeren elektrostatischen Anziehungskräfte leichter herauslösen lässt als aus einem Anion. Als Beispiel dient Oxalsäure.
Anmerkungen zu Tabelle 8/3:
  • 1.

    Die Säuren sind von oben nach unten in abnehmender Protonendonator-Stärke angeordnet. Mineralsäuren wie Salzsäure (HCl in Wasser) oder Schwefelsäure sind wesentlich stärker als z. B. Essigsäure oder Blausäure.

  • 2.

    Starke Säuren reagieren mit Wasser praktisch vollständig zu H3O und der konjugierten Base. H3O ist in solchen Lösungen die eigentliche Säure, d. h., es gibt in Wasser keine stärkere Säure als H3O. Die pKs-Werte für HCl und H2SO4 wurden in einem anderen Lösungsmittel bestimmt. Umgekehrt gibt es in Wasser keine stärkere Base als OH. Wasser nivelliert bei starken Säuren bzw. Basen die Werte.

  • 3.

    Kombiniert man Säure-Base-Paare mit verschiedenen pKs-Werten in einer Reaktionslösung, so gibt die stärkere Säure (kleinerer pKs-Wert) Protonen an die konjugierte Base des Paares mit geringerer Protonendonator-Stärke ab. Wir betrachten die Umsetzung von Säuren mit Salzen. Im ersten Beispiel sind die Ionenladungen bei den Salzen angegeben, im zweiten nicht.

In Beispiel 1 entsteht Essigsäure, in Beispiel 2 Kohlensäure. Letztere ist nicht stabil und zerfällt weiter zu Wasser und Kohlendioxid (Gasentwicklung). Die den Beispielen zugrunde liegende Regel lautet:

Die stärkere Säure (kleinerer pKs-Wert) verdrängt die schwächere aus ihrem Salz. Eine Protonenverschiebung erfolgt immer von der stärkeren Säure zum Anion der schwächeren Säure.

Säuren und Laugen rufen Verätzungen hervor

Konzentrierte Säuren und Basen rufen auf der Haut oder Schleimhaut lokale Verätzungen hervor. Die häufigsten Unfälle passieren mit Eisessig, Salzsäure, Schwefelsäure, Salpetersäure, Alkalilaugen und konzentrierter Ammoniaklösung. Die Verätzungen können zu Nekrosen und Narben mit Keloidbildung führen. Säuren bilden an den betroffenen Stellen Ätzschorf, eine sog. Koagulationsnekrose. Basen hingegen dringen in tiefere Hautschich-ten ein, verflüssigen das Gewebe und bilden eine Kolliquationsnekrose. Äußerliche Verätzungen mit Säuren und Basen (Haut, Augen) müssen sofort mit viel Wasser ausgiebig gespült werden. Die weitere Behandlung gleicht der bei Verbrennungen.

Berechnung von pH-Werten

Starke Säuren

Starke Säuren (pKs < – 1) sind in wässriger Lösung praktisch vollständig dissoziiert. Aus jedem Molekül einer Säure HA bildet sich ein Teil H3O und ein Teil A.
Die Konzentration an Hydronium-Ionen, die den pH-Wert bestimmt, ist genauso groß wie die Konzentration an Säure, die zu Beginn der Reaktion vorlag: [H3O] = c(Säure).

starke Säure/Base

pH-Wert für starke Säuren und Basen:

pH = − lg c(Säure);pOH = − lg c(Base);pH = 14 − pOH

Der pH-Wert der folgenden Lösungen berechnet sich wie folgt:
Beispiele:
0,1 m Salzsäure: c(HCl) = 0,1 mol/L; pH = – lg 10–1 = 1
0,2 m Salzsäure: c(HCl) = 0,2 mol/L; pH = – lg 0,2 = 0,7
10–3 m Salzsäure: c(HCl) = 10–3 mol/L; pH = – lg 10–3 = 3
0,1 m Natronlauge: c(NaOH) = 0,1 mol/L; pOH = – lg 10–1 = 1; pH = 14 – 1 = 13
Verdünnt man Salzsäure oder Natronlauge über 10–7m (pH = 7) hinaus, dann greift beim weiteren Verdünnen die Eigendissoziation des Wassers: Einen pH-Wert größer als 7 kann es beim Verdünnen einer Säure nicht geben, ebenso wenig kann beim Verdünnen einer Base der pH-Wert kleiner als 7 werden. Mit anderen Worten: Für eine 10–9m Salzsäure oder eine 10–8m Natronlauge ergibt sich jeweils pH = 7.

Schwache Säuren

Schwache Säuren (pKs > 3,5) sind in Wasser nicht vollständig dissoziiert, es überwiegt im Gleichgewicht der undissoziierte Anteil. Dies bedeutet, dass die Hydroniumionen-Konzentration im Vergleich zu einer gleich konzentrierten starken Säure kleiner, der pH-Wert entsprechend größer ist.
[s] = c(Säure) = Konzentration an Säure zu Beginn der Reaktion
[x] = Konzentration des dissoziierten Anteils
Da aus jedem Molekül HA ein Teil H3O und ein Teil A hervorgehen, sind deren Konzentrationen gleich. Um den dissoziierten Anteil [x] reduziert sich jedoch die Ausgangskonzentration [s], es bleibt [s] – [x].
Für die Säurekonstante Ks einer schwachen Säure ergibt sich:
Ks=[H3O][A][HA]=[x][x][s]-[x]=[x]2[s]-[x]=[H3O]2[s]-[x]
Bei einer schwachen Säure verändert sich die Ausgangskonzentration so wenig, dass man die Änderung vernachlässigen kann: [s] – [x] ≈ [s].
Es folgt:
Ks=[H3O]2[s]=[H3O]2c(Säure);[H3O]=Ksc(Säure)=[Ksc(Säure)]1/2
Von dieser Gleichung wird der negative dekadische Logarithmus gebildet.

pH - Wert für schwache Säuren : pH = 1 2 [ p K s - lg c ( Säure ) ] pH - Wert für schwache Basen : pOH = 1 2 [ p K b - lg c ( Base ) ] pH = 14 - pOH

schwache Säure/Base

Beispiel 1:
Welchen pH-Wert hat eine 0,1 m Essigsäure (pKs = 4,8)?
Die Essigsäure hat eine Konzentration von 10–1 mol/L. Durch Einsetzen in die Gleichung für schwache Säuren ergibt sich:
pH=12(4,8-lg10-1)=12(4,8+1)=2,9
Antwort: pH = 2,9
Beispiel 2:
Welchen pH-Wert hat 0,01 m Ammoniaklösung (pKs = 9,2)?
Da Ammoniak eine schwache Base ist, muss der angegebene pKs-Wert in den pKb-Wert umgerechnet werden: pKb = 14 – pKs = 14 – 9,2 = 4,8.
Die Ammoniaklösung hat eine Konzentration von 10–2 mol/L.
Durch Einsetzen in die Gleichung ergibt sich:
pOH = 1 2 ( 4 , 8 - lg 10 - 2 ) = 3 , 4 ; pH = 14 - 3 , 4 = 10 , 6
Antwort: pH = 10,6

Lebensmittel beeinflussen den Säure-Base-Haushalt

Bei Lebensmitteln entscheidet nicht der pH-Wert, den diese aufweisen, darüber, wie sie den Säure-Base-Haushalt des Menschen beeinflussen. Es kommt vielmehr darauf an, ob bei der Metabolisierung neben den üblichen Säuren des Stoffwechsels auch Basenanteile entstehen, die einer Übersäuerung vorbeugen. Man weiß heute, dass z. B. fast alle Gemüse, Obst, Milch und Kartoffeln in diesem Sinne basenreich sind. Auf der anderen Seite stehen Lebensmittel wie z. B. Fleisch, Wurst, Fisch, Getreideprodukte, Schokolade, Kaffee, Tee und Alkohol, die den Körper durch Säurebildung belasten und Auslöser für einige chronische Erkrankungen sein können (z. B. Nierensteine, Müdigkeit, Pilzinfektionen, Rheuma, Gicht). Die Entmineralisierung der Knochen droht, wenn ein ständiger Überschuss an Säuren im Gewebe fortlaufend abgefangen werden muss. Therapeutisch kommt z. B. eine substituierende Infusionstherapie oder eine spezielle Diät in Frage. Viel trinken und eine ausgewogene Ernährung sind wirkungsvolle Vorbeugemaßnahmen.
Der Stoffwechsel der Lebensmittel führt in dieselben gegensätzlichen Qualitäten (Säuren und Basen), wie auf S. 109 für die Verbrennung von Pflanzenmaterial erläutert wurde. Während bei der Verbrennung die frei werdenden Kräfte (Licht und Wärme) verpuffen, dienen sie im Stoffwechsel der Erhaltung des Lebens und fördern beim Menschen die geistige Tätigkeit. Für Letztere spielt gerade der Salzbildungsprozess, der eine Ausgewogenheit von Säuren und Basen im Stoffwechsel erfordert, eine große Rolle. Die Salzbildung hängt jedoch nicht nur vom Säure-Base-Haushalt, sondern auch vom Wasserhaushalt ab, und die Verdichtung der Salzkomponenten darf, bis auf die Knochen- und Zahnbildung, nicht so weit voranschreiten, dass es zur Kristallisation kommt.

Messung von pH-Werten

Das Messen und Einstellen von pH-Werten ist in der Chemie, Biochemie und Medizin von großer Bedeutung. Die pH-Bereiche, die man bei einigen Nahrungsmitteln und Körperflüssigkeiten findet, sind in Tabelle 8/4 zusammengestellt.
Für die pH-Messung stehen zwei Methoden zur Verfügung:
  • 1.

    Messung pH-abhängiger Potenziale mit Hilfe eines pH-Meters, das mit einer Glaselektrode oder einer pH-abhängigen Redoxelektrode verbunden ist ( Kap. 9.12.2).

  • 2.

    Messung mit Hilfe von Indikatoren.

Indikator

Indikatoren (HInd) sind schwache organische Säuren oder Basen, die ihre Farbe ändern, wenn sie durch zugegebene Säuren oder Basen protoniert oder deprotoniert werden.
Anwendung des MWG : K Ind = [ H 3 O ] [ Ind ] [ HInd ] ( K Ind ist die Dissoziationskonstante für die Indikatorsäure ) aufgelöst nach [ H 3 O ] : [ H 3 O ] = K Ind [ HInd ] [ Ind ]
Daraus der negative dekadische Logarithmus:
pH=pKInd-lg[HInd][Ind]
Lackmus, ein Pflanzenfarbstoff, wird beispielsweise in Säuren rot und in Basen blau. Ist die Konzentration des roten Lackmus (= HInd) gleich der des blauen (Ind), so gibt es eine Mischfarbe. In diesem Fall ist pH = pKInd, d. h., die Mischfarbe bildet sich bei einem pH-Wert, der vom pKInd-Wert des Indikators abhängt. pKInd bezeichnet man deshalb auch als Umschlagspunkt. Da Mischfarben mit dem Auge schlecht auszumachen sind, beschränkt man sich auf die optische Wahrnehmung der reinen Farben von HInd und Ind. Jeder Indikator hat einen Umschlagsbereich, der sich wie folgt angeben lässt:

Indikator-Umschlagsbereich

Umschlagsbereich von Indikatoren: pH = pKInd ± 1

Der Grenzwert ± 1 bedeutet, dass der Farbumschlag für das Auge erst dann deutlich ist, wenn die Konzentration von HInd 10-mal größer ist als für Ind und umgekehrt. In Tabelle 8/5 sind gebräuchliche Indikatoren aufgelistet. Man kann sich für bestimmte pH-Bereiche einen Indikator auswählen.

pH-Papier

Indikatorpapier.
Mit einem einzelnen Indikator gelingt die pH-Bestimmung nur sehr ungenau. Die Farbänderung von Lackmus zeigt lediglich an, dass die Lösung bei Rotfärbung pH < 5 hat und bei Blaufärbung > 7. In der Praxis werden mit Indikatormischungen imprägnierte Papier- oder Plastikstreifen eingesetzt, die z. T. unterschiedliche Felder aufweisen. Diese Indikatorstreifen, die sog. Universalindikatoren enthalten, taucht man in die zu messende Lösung. Das Papier oder einzelne Felder auf dem Streifen nehmen eine Farbe entsprechend dem pH-Wert an, den man an Hand einer mitgelieferten Farbskala ablesen kann. Die Bestimmungen sind bei großem Messbereich des Indikatorpapiers (pH = 0 – 14) nur auf eine pH-Einheit genau, bei Spezialstreifen auf 0,3 pH-Einheiten. Verwendet wird dieses Verfahren z. B., um bei Körperflüssigkeiten (Tab. 8/4) und in chemischen oder biochemischen Reaktionslösungen eine ungefähre Vorstellung vom pH-Wert zu gewinnen.

Pflanzenfarbstoffe als Indikatoren

Viele Pflanzenfarbstoffe sind pH-Indikatoren (Lackmus, Kornblume, Rotkohl). Der Farbstoff der Kornblume (Anthocyanidin) ist nur in alkalischem Milieu blau. Er ist jedoch auch in den Blütenblättern der Rosen enthalten. Da dort ein saures Milieu herrscht, sind rote Farben für Rosen typisch. Da der pH-Wert in den Blütenblättern äußerlich, d. h. über den pH-Wert im Boden, nicht beeinflussbar ist, gibt es keine roten Kornblumen und keine blauen Rosen, es sei denn, man verändert die Pflanzen genetisch in ihren Eigenschaften.

Neutralisation

Bei der Reaktion äquimolarer Mengen Salzsäure und Natronlauge heben sich deren Säure-Base-Eigenschaften auf. Die Protonen der Säure werden von der Base aufgenommen. Den Vorgang bezeichnet man als Neutralisation.

Neutralisation

Neutralisation : HCI + NaOH NaCl + H 2 O S a ¨ ure Base Salz Wasser

Da die Reaktion in Wasser abläuft, lässt sich auch die Ionengleichung formulieren:

H 3 O + CI + Na + OH Na + CI + 2 H 2 O

Aus dem Anion der Säure und dem Kation der Base entsteht formal Kochsalz, dessen Ionen in Wasser dissoziiert und hydratisiert vorliegen. Hieran hat sich während der Neutralisation nichts geändert. Erst wenn man das Wasser verdampft, bleibt das feste Salz zurück.
Die eigentliche Neutralisation, die das Zusammenführen von Säuren und Basen beschreibt, besteht darin, dass Hydronium-Ionen und Hydroxid-Ionen zu weitgehend undissoziiertem, neutralem Wasser zusammentreten.

H 3 O + OH 2 H 2 O H 0 = - 57 , 3 kj / mol

Bei der Neutralisation wird Wärme frei (Neutralisationsenthalpie). Der Enthalpiewert ist unabhängig davon, ob man eine starke oder schwache Säure mit Hydroxidlösung neutralisiert. Die messbare Erwärmung der Neutralisationslösung ist jedoch unterschiedlich.

Neutralisations-enthalpie

Allzu viel ist ungesund

Die Magendrüsen bilden pro Tag etwa 2 – 3 L Magensaft, eine nahezu blutisotone Salzsäure mit einem pH-Wert von 0,8 – 1,5. Die Salzsäure bereitet die Nahrungseiweiße für die Verdauung vor. Ihre Freisetzung ist ein metabolisches Meisterstück, weil ungewöhnlich hohe Konzentrationsgradienten aufrechterhalten werden müssen. Entsprechend aufwändig ist die Regulation dieses Prozesses. Durch Stress und Ernährungseinflüsse kommt es zu einer Übersäuerung des Magens (Sodbrennen, Gastritis). Antazida sind Substanzen, die die Magensäure neutralisieren und/oder adsorbieren. Verwendet werden Magnesium- und Aluminiumhydroxid, die in Wasser schlecht löslich sind und langsam mit der Salzsäure reagieren, oder Magnesium-Aluminium-Silikathydrat, das zugleich neutralisiert und adsorbiert. Die Bedeutung von Calciumcarbonat und Natriumhydrogencarbonat ist wegen der raschen CO2-Entwicklung und anderer Nebenwirkungen zurückgegangen. Andere Arzneimittel greifen direkt in die Salzsäurebildung ein. Alle Präparate haben jedoch Nebenwirkungen.

pH-Wert von Salzlösungen

Fügt man äquimolare Mengen Salzsäure und Natronlauge zusammen, hat die entstehende Kochsalzlösung am Ende einen pH-Wert von 7, sie reagiert neutral. Dies ist jedoch keine notwendige Bedingung für eine Neutralisationsreaktion. Eine Neutralisation kann auch zu sauren oder basischen Salzlösungen führen, d. h., der Begriff ist im Hinblick auf den pH-Wert eigentlich irreführend.

Salzlösungen, die aus der Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base entstanden sind, verhalten sich neutral (pH = 7).

Von pH = 7 abweichende pH-Werte zeigen Salzlösungen, die entweder durch Umsetzung einer schwachen Säure mit einer starken Base entstanden sind oder beim Zusammenfügen einer starken Säure mit einer schwachen Base (Tab. 8/6).
Beispiel 1:
Äquimolare Mengen Essigsäure und Natronlauge reagieren zu Natriumacetat und Wasser. Der pH-Wert der Lösung ist jedoch nicht neutral, sondern schwach alkalisch (pH > 7). Dies hängt damit zusammen, dass die Acetat-Ionen als schwache Base in gewissem Umfang mit undissoziierter Essigsäure im Gleichgewicht stehen, d. h., Acetat-Ionen übernehmen in geringem Umfang Protonen vom Wasser, dies führt zu einer Erhöhung der OH-Konzentration gegenüber der für reines Wasser. Die hydratisierten Na-Ionen der starken Base NaOH zeigen keine Reaktion mit dem Wasser.

Neutralisation

Neutralisation : H 3 CCOOH + NaOH H 3 CCOO + Na + H 2 O Essigs a ¨ ure Natronlauge Natriumacetat Wasser

Gleichgewicht : H 3 C - COO + H 2 O H 3 C - COOH + OH

Beispiel 2:
Äquimolare Mengen Salzsäure und wässrige Ammoniak-Lösung (Ammoniumhydroxid) reagieren zu Ammoniumchlorid (NH4Cl) und Wasser. Der pH-Wert dieser Salzlösung ist nicht neutral, sondern schwach sauer (pH < 7). Die hydratisierten Cl-Ionen geben mit dem Wasser keine Protonenübertragungsreaktion, während NH4 als schwache Säure mit Wasser ein Gleichgewicht mit einem deutlichen Anteil an H3O bildet.

Neutralisation:

HCI+NH4OHNH4+CI+H2O

Gleichgewicht mit H2O:

NH4+H2OH3O+NH3

Die exakte Definition für Neutralisation lautet: Bei der Neutralisation werden äquivalente Mengen Säure und Base zur Reaktion gebracht.

Säure-Base-Titration

Titrationskurven

Die allmähliche Zugabe einer Base zu einer Säure (Alkalimetrie) oder umgekehrt einer Säure zu einer Base (Azidimetrie) bezeichnet man als Titration.

Titration einer starken Säure.
Man versetzt 10 mL einer 0,1 m HCl (starke Säure: Anfangs-pH-Wert = 1) nacheinander mit jeweils 1 mL 0,1 m NaOH und bestimmt nach jeder Zugabe den pH-Wert. Trägt man die gefundenen Werte gegen das Volumen (mL) der zugegebenen NaOH graphisch auf, so erhält man eine Titrationskurve (Abb. 8/1). Am Anfang liegt überwiegend Salzsäure vor, die Zugabe von NaOH wirkt sich zunächst nur wenig auf den pH-Wert der Lösung aus. Wenn 90 % der vorgelegten Säure verbraucht sind, ist der pH-Wert erst von 1 auf 2 angestiegen, bei 99 % von 1 auf 3. Es folgt ein Bereich, in dem die Zugabe sehr kleiner Mengen der Basenlösung (z. B. ein Tropfen) einen großen „pH-Sprung” verursacht (senkrechter Kurvenast). Sind genau 10 mL 0,1 m NaOH verbraucht worden, hat man den Äquivalenzpunkt erreicht, der in unserem Beispiel bei pH = 7 liegt, also mit dem Neutralpunkt (definitionsgemäß bei pH 7) zusammenfällt. Bei weiterer Zugabe von Natronlauge bestimmt diese den pH-Wert der Lösung.

Titrationskurve

Äquivalenzpunkt Neutralpunkt

Titration einer schwachen Säure.
Wird eine schwache Säure (z. B. 10 mL 0,1 m Essigsäure, Anfangs-pH-Wert = 2,9) analog mit 0,1 m NaOH titriert, dann hat die Titrationskurve einen etwas anderen Verlauf (Abb. 8/2). Der Äquivalenzpunkt liegt im Bereich um pH = 9, fällt also nicht mit dem Neutralpunkt zusammen. Charakteristisch für schwache Säuren ist ferner, dass der „pH-Sprung” am Äquivalenzpunkt nicht so drastisch ausfällt.
In analoger Weise kann man natürlich auch eine schwache Base mit einer starken Säure titrieren, z. B. Ammoniumhydroxid (Ammoniak in Wasser) mit 0,1 m HCl. Die Titrationskurve beginnt dann im alkalischen Bereich, am Äquivalenzpunkt ist der pH-Wert < 7, liegt also im sauren pH-Bereich ( Kap. 8.8).
Gehaltsbestimmung durch Titration
Bedeutung von Indikatoren.
Die bei einer Titration zugegebene Säure oder Base bezeichnet man als Titrationsmittel, dessen Konzentration (z. B. in mol/L) bekannt sein muss. Wenn es gelingt, bei der ablaufenden Neutralisationsreaktion den Äquivalenzpunkt zu bestimmen, ist es möglich, aus der bis dahin verbrauchten Menge Titrationsmittel den Gehalt an Säure bzw. Base in einer vorgegebenen Lösung zu berechnen. Das Erreichen des Äquivalenzpunktes wird durch den Farbumschlag eines Indikators ( Tab. 8/5) sichtbar gemacht. Bei der Auswahl des Indikators muss man beachten, dass sein Umschlagsbereich in dem pH-Bereich des senkrecht aufsteigenden Kurvenastes der Titrationskurve liegt. Für die Titration einer starken Säure (z. B. HCl Abb. 8/1) mit NaOH sind mehrere Indikatoren geeignet (z. B. Methylorange), bei der schwachen Säure Essigsäure ( Abb. 8/2) kommt praktisch nur Phenolphthalein (Umschlagsbereich: pH 8,2 – 10) in Frage. Mit Methylorange (Umschlagsbereich: pH = 3 – 5) würde der Farbumschlag vor Erreichen des Äquivalenzpunktes eintreten, die Gehaltsbestimmung wäre fehlerhaft.

Titrationsmittel

Indikator

Titriert man die oben genannten Säuren (HCl oder Essigsäure) mit 0,1 m NaOH (Gehalt: 0,1 mol/L), dann braucht man bei der Titration lediglich das Volumen der zugegebenen Natronlauge zu messen und weiß zu jedem Zeitpunkt, welche Menge NaOH (in mol) verbraucht wurde.
Beispiel 1:
Magensaft enthält Salzsäure.
Verbraucht eine vorgelegte Menge Magensaft mit unbekanntem HCl-Gehalt bis zum Äquivalenzpunkt 20 mL 0,1 m NaOH, dann wurden 0,02 L · 0,1 mol/L = 0,002 mol (= 2 mmol) NaOH hinzugefügt. Da Säure und Base in äquivalenten Mengen reagieren, lagen folglich auch 0,002 mol (= 2 mmol) HCl in der Magensaftprobe vor.
Will man darüber hinaus wissen, wie viel mg HCl dies sind, benötigt man die Molmasse von HCl (36,5 g/mol). Für 2 mmol HCl errechnen sich 2 mmol · 36,5 mg/mmol = 73 mg HCl.
Beispiel 2:
Die vorgegebene Lösung, deren Gehalt bestimmt werden soll, enthält jetzt Schwefelsäure, also eine zweiprotonige Säure. Für die quantitative Bestimmung muss man berücksichtigen, dass 1 mol H2SO4 in Wasser insgesamt 2 mol Hydronium-Ionen bildet. Werden bis zum Äquivalenzpunkt wiederum genau 20 mL 0,1 m NaOH verbraucht, dann müssen 2 mmol H3O-Ionen vorgelegen haben, die aus 1 mmol H2SO4 (Molmasse: 98 g/mol) entstanden sind. Die vorgegebene Lösung enthält somit 98 mg H2SO4.
H 2 SO 4 + 2 NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Normallösungen.
Bei mehrprotonigen Säuren bzw. mehrbasigen Hydroxiden verläuft eine Titration analog zu einprotonigen Säuren oder Basen. Lediglich bei der Berechnung des Gehalts einer Lösung an Säure bzw. Base muss man einen Faktor berücksichtigen, der der Zahl der abspaltbaren Protonen bzw. Hydroxid-Ionen entspricht, z. B. den Faktor 2 bei der Schwefelsäure (s. o.). Um dies nicht zu vergessen oder zu verwechseln, verwendet man auch sog. Normallösungen (Abk. n). Eine 1 n Schwefelsäure enthält in einem Liter so viel H2SO4, wie ihrer Äquivalentmasse in Gramm entspricht. Die Äquivalentmasse ist die Molmasse geteilt durch die Anzahl der abspaltbaren Protonen. Für Schwefelsäure gilt 982 = 49 g. Der Gehalt dieser Lösung (49 g/L) entspricht der Äquivalentkonzentration (früher Normalität). Bei einprotonigen Säuren (z. B. HCl) haben molare und normale Lösungen denselben Gehalt. Gleiches gilt für 1 m oder 1 n NaOH. Der Vorteil der Normallösungen ist, dass gleiche Volumina gleich normaler Lösungen sich vollständig neutralisieren. Die Normallösungen für Säuren und Basen geraten jedoch zunehmend außer Gebrauch.
Pufferlösungen
Bedeutung für den Stoffwechsel.
Betrag und Konstanz des pH-Wertes im Zytoplasma einer Zelle oder in anderen Körperflüssigkeiten wie z. B. dem Blut (pH = 7,4) sind lebenswichtig. Der pH-Wert beeinflusst z. B. die Aktivität von Enzymen, an deren Aufbau Aminosäuren mit sauren und basischen Gruppen beteiligt sind ( Kap. 19). Im Stoffwechsel laufen viele Reaktionen ab, bei denen Protonen freigesetzt oder verbraucht werden. Dies birgt die Gefahr in sich, dass pH-Änderungen im jeweiligen Milieu eintreten. Zellflüssigkeiten müssen daher in der Lage sein, stoffwechselbedingte pH-Stöße abzufangen (= zu puffern).
Puffersubstanzen und ihre Wirkung

Pufferlösungen enthalten Stoffe (= Puffersubstanzen), die dafür sorgen, dass sich bei Zugabe von Säuren oder Basen der pH-Wert einer Lösung nur wenig verändert.

Pufferlösung

Bei dieser Betrachtung spielen das Volumen und die Konzentration der Pufferlösung und die Menge an zugegebener Säure oder Base natürlich eine wichtige Rolle.
Geeignete Puffersubstanzen sind:
  • 1.

    Das Gemisch aus einer schwachen Säure und der konjugierten Base dieser Säure (z. B. Essigsäure/Natriumacetat).

  • 2.

    Das Gemisch aus einer schwachen Base und der konjugierten Säure dieser Base (z. B. Ammoniak/Ammoniumchlorid).

Beispiel:
Ein äquimolarer 0,2 m Acetat-Puffer liegt vor, wenn in 1 L einer wässrigen Pufferlösung 0,1 mol Essigsäure und 0,1 mol Natriumacetat enthalten sind. Was passiert nun, wenn diese Lösung „pH-Stößen” ausgesetzt wird?

Acetat-Puffer

Wirken H3O-Ionen auf den Acetat-Puffer ein (Gleichung 1), dann übernimmt die Base Acetat die überschüssigen Protonen und bildet undissoziierte Essigsäure. Treten OH-Ionen hinzu (Gleichung 2), entziehen diese der Essigsäure Protonen, es bilden sich Acetat-Ionen.

Gleichung 1 ( Zugabe von S a ¨ ure ) : H 3 O + H 3 CCOO H 3 CCOOH + H 2 O Gleichung 2 ( Zugabe von Base ) : OH + H 3 CCOOH H 3 CCOO + H 2 O

In beiden Fällen entsteht neutrales Wasser, daneben entweder Essigsäure oder deren Anion, die beide ohnehin schon in der Lösung vorhanden sind. Die Zunahme der Konzentration des einen oder anderen Bestandteils in der Pufferlösung wirkt sich auf den pH-Wert jedoch nur wenig aus.
Was hier für den Acetat-Puffer ausgeführt wurde, gilt für alle Pufferlösungen. Man muss jeweils schauen, welcher Bestandteil in einem System Protonen aufnimmt und welcher Protonen abgibt.
Puffergleichung
Um die Pufferwirkung des Acetat-Puffers quantitativ zu erfassen, wenden wir das Massenwirkungsgesetz auf das Dissoziationsgleichgewicht der Essigsäure an ( Kap. 8.4 und 8.5).
H 3 CCOOH + H 2 O H 3 CCOO + H 3 O
K s = [ H 3 O ] [ H 3 CCOO ] [ H 3 CCOOH ] ; umgestellt : [ H 3 O ] = K s [ H 3 CCOOH ] [ H 3 CCOO ]
Nach Bildung des negativen dekadischen Logarithmus erhält man:

pH = p K s - lg [ H 3 CCOOH ] [ H 3 CCOO ] ; umgestellt : pH = p K s - lg [ H 3 CCOO ] [ H 3 CCOOH ]

Aus der Gleichung wird deutlich, dass der pH-Wert der Pufferlösung vom pKs-Wert der Essigsäure und von dem Verhältnis der Konzentration der Puffersubstanzen (Essigsäure/Acetat) abhängt.
Die für den Acetat-Puffer abgeleitete Gleichung lässt sich analog für jedes andere Puffersystem (HA/A) anwenden. Im Zähler des Quotienten steht die Brönsted-Base, im Nenner die konjugierte Brönsted-Säure des Systems. Daraus ergibt sich die Puffergleichung nach Henderson-Hasselbalch in folgender allgemeiner Form:

Puffergleichung

Henderson-Hasselbalch-Gleichung:

pH=pKs+lg[konjugierte Base][Sa¨ure]

Liegen beim Acetat-Puffer (Essigsäure: pKs = 4,8) konjugierte Base (= Acetat) und Säure (= Essigsäure) in gleicher Konzentration vor, so ist ihr Konzentrationsverhältnis gleich 1. Der Logarithmus von 1 ist gleich 0. In der Puffergleichung entfällt in diesem Fall der logarithmische Teil, es gilt pH = pKs = 4,8. Ist das Konzentrationsverhältnis ungleich 1, bewirkt erst ein zehnfacher Überschuss des einen Partners über den anderen eine pH-Wert-Änderung um eine pH-Einheit.

Für äquimolare Pufferlösungen gilt: pH = pKs

Die Puffergleichung, auf den Ammoniak-Puffer angewendet, lautet:
pH=9,2+lg[NH3][NH4].
Die konjugierte Base ist NH3, die Säure entspricht NH4, das aus der zugesetzten Puffersubstanz NH4Cl stammt.
Pufferkapazität
Verdünnt man einen 0,2 m Acetat-Puffer (pH = 4,8) mit Wasser um den Faktor 10, dann liegt ein 0,02 m Acetat-Puffer vor. Das Konzentrationsverhältnis der Puffersubstanzen hat sich nicht geändert, auch die verdünnte Pufferlösung besitzt pH = 4,8. In dem genannten Konzentrationsbereich gilt:

Der pH-Wert einer Pufferlösung bleibt beim Verdünnen konstant.

Was hat sich beim Verdünnen geändert?
Dazu betrachten wir jeweils 1 L der 0,2 m bzw. der 0,02 m Acetat-Pufferlösung und geben zu jeder 10 mL 1 m HCl, was 0,01 mol HCl entspricht (0,01 L · 1 mol/L = 0,01 mol). Da die Protonen der Salzsäure vom Acetat abgefangen werden ( Kap. 8.10.1), verringert sich dessen Konzentration um 0,01 mol ([Acetat] = 0,1 – 0,01 = 0,09 mol). Entsprechend steigt die Konzentration der Essigsäure um 0,01 mol an ([Essigsäure] = 0,1 + 0,01 = 0,11 mol).
Für die 0,2 m Pufferlösung errechnet sich:
pH = p K s + lg [ Acetat ] [ Essig a ¨ ure ] ; pH = 4 , 8 + lg 0 , 09 0 , 11 = 4 , 8 + lg 0 , 818 = 4 , 713
Der pH-Wert ändert sich somit nur sehr wenig (weniger als 0,1), die zugesetzte Salzsäure wird sehr gut gepuffert.
Bei der 0,02 m Acetat-Pufferlösung überführt die zugesetzte HCl das gesamte Acetat (0,01 mol) der Pufferlösung in Essigsäure, so dass am Ende eine ungefähr 0,02 m Essigsäure vorliegt, deren pH-Wert sich wie folgt errechnet:
pH = 1 2 ( p K s - lg 0 , 002 ) = 1 2 ( 4 , 8 + 2 lg 2 ) = 3 , 25
Mit anderen Worten: Diese Pufferlösung konnte die zugeführte HCl nicht abpuffern, die Pufferkapazität reichte nicht aus, die Säure hat den Puffer „erschlagen”.

Gleiche Volumina verschieden konzentrierter Pufferlösungen unterscheiden sich in ihrer Pufferkapazität.

Pufferkapazität

pH-Optimum und Pufferbereich
Die Puffereigenschaften einer Pufferlösung sind optimal, wenn der Anteil der Puffersubstanzen äquimolar ist, wenn also pH = pKs gilt. An diesem sog. pH-Optimum ist die Pufferkapazität gegenüber Säuren oder Basen gleich groß. Entfernt man sich von diesem pH-Wert, bleibt die Pufferwirkung eine Weile erhalten, ist jedoch entweder gegenüber Säuren oder gegenüber Basen nicht mehr optimal.

pH-Optimum

Das pH-Optimum einer Pufferlösung liegt bei pH = pKs.

Der Einsatzbereich von Pufferlösungen liegt bei pH = pKs ± 1 (Pufferbereich).

In der Praxis muss man bei Pufferlösungen vorher wissen, welcher pH-Wert konstant gehalten werden soll. Dann kann man in Tabellenwerken nachsehen und anhand der pKs-Werte von Säuren und Basen ( Tab. 8/3) geeignete Puffersubstanzen auswählen. Die benötigte Pufferkapazität bestimmt die Konzentration und das Volumen der Pufferlösung.
Pufferbereich.
In der Titrationskurve der Essigsäure (Abb. 8/3) sind der Äquivalenzpunkt am senkrechten Kurvenast und der Neutralpunkt markiert. Nach Zugabe von 0,5 Äquivalenten NaOH (5 mL) ist die Hälfte der vorgelegten Essigsäure in Natriumacetat umgewandelt worden, d. h., die Konzentration der beiden ist zu dem Zeitpunkt gleich ([Essigsäure] = [Natriumacetat]). Gemäß der Puffergleichung entspricht der pH-Wert dem pKs-Wert (4,8) der Essigsäure. Wir sehen, dass die Titrationskurve in diesem Bereich flacher verläuft, d. h., bei Zugabe von NaOH ändert sich der pH-Wert der Lösung nur wenig. Genau dies zeichnet eine Pufferlösung aus. Man kann also ohne Mühe in der Titrationskurve den Pufferbereich (pKs ± 1) markieren. Titrationskurven lassen sich experimentell ermitteln, pKs-Wert und Pufferbereich können daraus abgelesen werden.
Phosphat-Puffer
Für die dreiprotonige Phosphorsäure gibt es drei Dissoziationsstufen:

Phosphor - s a ¨ ure Dihydrogen - phosphat Hydrogen - phosphat phosphat H 3 PO 4 - H + H H 2 PO 4 - H + H H 2 PO 4 2 - H + H PO 4 3

Phosphat-Puffer

Die Titrationskurve der Phosphorsäure (Abb. 8/4) zeigt in ihrem Verlauf die drei Dissoziationsstufen deutlich an. Nach Zugabe von jeweils einem Äquivalent NaOH erreicht man einen Äquivalenzpunkt (senkrechter Kurvenast). Bei Ä1 ist das erste Proton der Phosphorsäure neutralisiert, bei Ä2 das zweite, bei der 3. Stufe ist der Verlauf nicht mehr so ausgeprägt, weil man in den pH-Bereich des Titrationsmittels 0,1 m NaOH (pH = 13) hineinkommt.
Im Hinblick auf die Pufferbereiche der Phosphorsäure gilt, dass H3PO4 selbst schon eine mittelstarke Säure und PO43 eine starke Base ist, d. h., die Titrationskurve ist im Anfangs- und Endbereich eher mit der von starken Säuren bzw. Basen vergleichbar (pKs-Werte, Tab. 8/3). Man findet deshalb nach Zugabe von 0,5 bzw. 2,5 Äquivalenten NaOH keine ausgeprägten Wendepunkte, die für einen Pufferbereich typisch sind (senkrechte Pfeile in Abb. 8/4). Anders liegt der Fall nach Zugabe von 1,5 Äquivalenten NaOH (pH =pKs2). Um den pH-Wert von 7,2 herum befindet sich ein typischer Pufferbereich. Somit lässt sich in der Praxis aus den Puffersubstanzen NaH2PO4/Na2HPO4 ein Puffersystem aufbauen, dessen pH-Optimum (pH = 7,2) im pH-Bereich von Zellflüssigkeiten liegt. Das Anion des ersten Salzes (H2PO4, Dihydrogenphosphat) stellt die Säure, das des zweiten Salzes (HPO42, Hydrogenphosphat) die konjugierte Base.

Pufferbereich

Puffergleichung des Phosphatpuffers:

pH=7,2+lg[HPO42][H2PO4]

Ein 0,1 m Natriumphosphat-Puffer (pH = 7,2) enthält in 1 L Pufferlösung je 0,05 mol Natrium-dihydrogenphosphat (primäres Natriumphosphat) und Dinatrium-hydrogenphosphat (= sekundäres Natriumphosphat).
Kohlensäure-Puffer
Das Gas Kohlendioxid (CO2), das Endprodukt bei der Verbrennung organischer Verbindungen, löst sich recht gut in Wasser, das dann schwach sauer reagiert. In einer ersten Gleichgewichtsreaktion bildet sich die zweiprotonige Kohlensäure (H2CO3), die in einer zweiten Reaktion dissoziiert.
Der pK-Wert der ersten Reaktion zeigt an, dass das Gleichgewicht weit links liegt, d. h., CO2 ist überwiegend physikalisch gelöst, es existieren nur wenige H2CO3-Moleküle. Die erste Reaktion ist mit der zweiten gekoppelt, man darf die Teilreaktionen zur Gesamtreaktion zusammenziehen und die pK-Werte addieren. Im Ergebnis erweist sich das CO2/H2O-System als schwache Säure ( Tab. 8/3).
Aus CO2 und Natriumhydrogencarbonat (NaHCO3) lässt sich ein Puffersystem mit einem pH-Optimum bei pH = 6,4 (25 °C) aufbauen. Man spricht hier vom Kohlensäure-Puffer.

Kohlensäure-Puffer

Puffergleichung des Kohlensäurepuffers:

pH=6,4+lg[HCO3]CO2

Im Blut ist der Kohlensäure-Puffer daran beteiligt, den pH-Wert bei 7,4 konstant zu halten. Bei diesem pH-Wert beträgt das Konzentrationsverhältnis der Puffersubstanzen 10 : 1.

bei 25 C : [ HCO 3 ] CO 2 = 10 1 ; pH = 6 , 4 + lg 10 1 = 7 , 4

pKs-Werte sind temperaturabhängig. Bei Körpertemperatur (37 °C) beträgt der pKs-Wert für dieses System statt 6,4 nur 6,1. Um den Blut-pH-Wert (7,4) zu erreichen, beträgt das Konzentrationsverhältnis der Puffersubstanzen:

bei 37 C : [ HCO 3 ] CO 2 = 20 1 ; pH = 6 , 1 + lg 20 1 = 7 , 4

Es liegt also ein Überschuss an Hydrogencarbonat vor, und der Puffer wirkt bevorzugt gegen H3O-Ionen, die im Stoffwechsel reichlich entstehen. Da CO2 ein Gas ist, hängt seine Konzentration vom Partialdruck (pCO2) ab ( Kap. 5.3). Das gebildete CO2 wird in der Lunge mit der Atemluft abgegeben. Der Partialdruck und damit auch das Puffersystem werden durch die Atmung rasch und wirkungsvoll reguliert. Überschüssiges CO2 kann abgeatmet werden. Dadurch werden letztendlich H3O-Ionen beseitigt.

Offenes Puffersystem

Der Kohlensäure-Puffer ist ein „offenes Puffersystem”, weil eine Komponente über die Gasphase entfernt werden kann. Auf der anderen Seite wird CO2, ein Stoffwechsel-Endprodukt, von den Zellen im Austausch gegen Sauerstoff an das Blut abgegeben, so dass die Konzentrationen von HCO3 und CO2 im Blut weitgehend konstant bleiben.

H 3 O + HCO 3 CO 2 + 2 H 2 O Hydronium - Ion Hydrogen - carbonat Kohlen - dixoid Wasser

Pufferkapazität des Blutes

Der pH-Wert des Blutes beträgt pH = 7,4 mit einer natürlichen Schwankungsbreite von ± 0,03. Größere Schwankungen führen zu Krankheitsbildern, mehr als ± 0,3 sind letal. Im Blut sind drei Puffersysteme wirksam, deren Kapazität und Regulation eine Rolle spielen. Den Hauptanteil an der Pufferkapazität hat der Proteinpuffer, der im Wesentlichen durch das Albumin im Blutplasma und das Hämoglobin der Erythrozyten bestimmt wird. Das für die Regulation wichtigste System ist der Kohlensäure-Puffer (CO2/HCO3). Er wird als offenes System über die Atmung geregelt. Einen dritten, kleineren Anteil bildet der Phosphat-Puffer. Die genannten Proteine liegen bei pH = 7,4 als Anionen vor (Proteinat), sind also Pufferbasen, ebenso wie Hydrogencarbonat, das die sog. Alkalireserve bildet. Es sind insbesondere die aus dem Stoffwechsel kommenden Säureäquivalente, denen der Blutpuffer gewachsen sein muss. Ist die Regulation gestört, kommt es rasch zu metabolischen Azidosen (pH < 7,37), z. B. bei Diabetes mellitus.

Im Notfall hilft eine Plastiktüte

Eine über den Bedarf hinaus gesteigerte Atemtätigkeit (Hyperventilation), ausgelöst z. B. durch Angst-, Schmerz- oder Erregungszustände, hat eine Senkung des CO2-Partialdrucks in den Lungenalveolen und im arteriellen Blut unter den Normwert von 5,3 kPa zur Folge. Dies führt zu einem Anstieg des pH-Wertes im arteriellen Blut, was man als respiratorische Alkalose (pH > 7,43) bezeichnet. Symptome dafür sind z. B. Schwindel, Angstzustände und Muskelkrämpfe. Im akuten Fall kann durch Vorhalten einer Plastiktüte die Rückatmung von CO2 erreicht und damit dem Patienten rasch geholfen werden.

Checkliste

Folgende Bezeichnungen/Begriffe sollten Sie erklären oder definieren (s. a. Glossar) und – wo möglich – Abkürzungen oder Beispiele angeben können:

Säure/Base-Definition (Brönsted) – starke Säure/Base – schwache Säure/Base – Dissoziation – Hydronium-Ion – Hydroxid-Ion – konjugiertes Säure-Base-Paar – mehrprotonige Säure – pH-Wert – pOH-Wert – pKs-Wert – pKb-Wert – Säurestärke – Neutralisation – pH-Papier – Neutralisationsenthalpie – Ampholyt – amphoter – Titrationskurve – Titrationsmittel – Äquivalenzpunkt – Neutralpunkt – Indikator – Indikator-Umschlagsbereich – Pufferlösung – Puffergleichung – pH-Optimum – Pufferkapazität – Pufferbereich – Acetat-Puffer – Phosphat-Puffer – Kohlensäure-Puffer.

Aufgaben

  • 1.

    Nennen Sie je zwei Beispiele für Brönsted-Säuren und -Basen!

  • 2.

    Was versteht man unter „Protonenübertragung”?

  • 3.

    Schreiben Sie die drei Dissoziationsstufen der Phosphorsäure auf und kennzeichnen Sie für jedes Dissoziationsgleichgewicht die konjugierten Säure-Base-Paare! Welche Gleichung gilt für die Säurekonstante Ks2 der zweiten Dissoziationsstufe?

  • 4.

    Nennen Sie drei Ampholyte und formulieren Sie deren Reaktion mit Säure und mit Base!

  • 5.

    Was ist das Ionenprodukt des Wassers, welchen Wert hat es und wie lautet es bei Verwendung von pH und pOH?

  • 6.

    Für eine wässrige Lösung findet man: [H3O] = 10–5 mol/L. Welchen pH- bzw. pOH-Wert hat die Lösung?

  • 7.

    Was bedeutet pH = 0? Nennen Sie eine Säure, mit der dieser Wert erreichbar ist!

  • 8.

    Wie sind der pKs- bzw. pKb-Wert beim NH4/NH3 definiert? Wie hängen sie zusammen?

  • 9.

    Geben Sie die Reaktionsgleichung für die Umsetzung von Na2S mit HCl bzw. KCN mit H2SO4 an! Benennen Sie die Edukte und Produkte. Warum laufen die Reaktionen ab?

  • 10.

    Welches ist die konjugierte Säure von a) H2O, b) HCO3, c) H2PO4?

  • 11.

    Rechenaufgaben:

    • a)

      Welchen pH-Wert haben 0,01 m HCl bzw. 0,05 m H2SO4?

    • b)

      Wie viel molar ist eine Salzsäure mit pH = 4 bzw. eine Natronlauge mit pH = 12?

    • c)

      Welchen pH-Wert hat 0,1 m Ameisensäure (HCOOH, pKs = 3,8) bzw. eine 0,1 m Ammoniaklösung (pKb = 4,8)?

    • d)

      Wie viel molar ist eine Essigsäure mit pH = 3,4 (pKs = 4,8)?

  • 12.

    Was ist ein Indikator? Wie ist sein Umschlagsbereich definiert? Nennen Sie ein Beispiel!

  • 13.

    Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die vollständige Neutralisation von Phosphorsäure mit Kaliumhydroxid!

  • 14.

    Bei der Neutralisation von 1 m HCl mit 1 m NaOH erwärmt sich die Lösung fühl- und messbar. Nimmt man statt HCl 1 m Essigsäure, ist die Erwärmung sehr gering. Begründen Sie den Unterschied!

  • 15.

    Warum reagiert die wässrige Lösung von Kaliumcarbonat basisch?

  • 16.

    Worin unterscheiden sich die Titrationskurven von Salzsäure und Essigsäure, wenn mit einer starken Base (z. B. NaOH) titriert wird?

  • 17.

    Welche Konzentration haben 25 mL Salpetersäure (HNO3), wenn für die Neutralisation 32 mL einer 0,018 m KOH-Lösung verbraucht wurden?

  • 18.

    Wie viel Gramm Schwefelsäure enthalten 100 mL einer 0,1 m Lösung? Wie viel Gramm Phosphorsäure enthält 1 L 0,1 n Lösung?

  • 19.

    Wie viel Gramm Ammoniak sind zur vollständigen Neutralisation von 1 g Schwefelsäure notwendig?

  • 20.

    Sie titrieren 100 mL 0,1 m Ammoniaklösung mit 0,1 m Salzsäure. Welchen pH-Wert hat die Lösung nach Zugabe von 20 mL, 50 mL und 100 mL Salzsäure?

  • 21.

    Wenn Sie eine 0,1 m Pufferlösung (pH = 5,6) um den Faktor 10 verdünnen, wie groß ist dann der pH-Wert?

  • 22.

    In 1 L eines Acetat-Puffers liegen 0,1 mol Natriumacetat und 0,5 mol Essigsäure (pKs = 4,8) vor. Wie viel molar ist der Puffer? Welchen pH-Wert hat dieser Puffer? Welchen pH-Wert hat dieser Puffer nach Zugabe von 40 mL 0,1 m NaOH?

  • 23.

    Bei einem Ammoniak-Puffer (pKb = 4,8) beträgt das Konzentrationsverhältnis von Ammoniak zu Ammoniumchlorid 1 : 10. Welchen pH-Wert hat die Lösung?

  • 24.

    Die zweite Dissoziationsstufe der Phosphorsäure (pKs2 = 7,2) erlaubt den Aufbau eines Puffersystems. Was müssen Sie tun, um 1 L eines 0,2 m äquimolaren Puffers zu erhalten?

  • 25.

    Welche Puffersysteme enthält das Blut? Welcher pH-Wert muss wie genau konstant gehalten werden?

  • 26.

    Sie benötigen einen etwa 0,2 m Puffer bei pH = 6,9. Welche Puffersubstanzen würden Sie nehmen? Welche Mengen (in Gramm) müssten Sie für 100 mL Pufferlösung einwiegen?

  • 27.

    Warum ist der Kohlensäure-Puffer für den Menschen so bedeutsam?

  • 28.

    Welches ist die stärkste Säure im Körper des Menschen und wo befindet sie sich?

  • 29.

    Durch welche Organe wird der Säure-Base-Haushalt des Menschen reguliert?

  • 30.

    Warum sollte der Mensch eine Übersäuerung seines Stoffwechsels vermeiden?

Bedeutung für den Menschen

Säuren und Basen

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