Grundlagen der Säure-Base-Chemie: pH, pOH und Konjugierte Paare

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Geschrieben am 19. Oktober 2025 in Deutsch mit einer Größe von 8,5 KB

1. Identifizierung konjugierter Säure-Base-Paare

Reaktion: CH₃COO^1- + HCN $\rightleftharpoons$ CH₃COOH + CN^1-

Nach der Theorie von Brønsted-Lowry ist eine Säure ein chemischer Spezies, der ein H⁺-Ion (Proton) spenden kann, und eine Base ein Spezies, der ein H⁺-Ion aufnehmen kann. Bei der Reaktion einer Säure mit einer Base entstehen immer eine neue Säure und eine neue Base (konjugierte Paare).

Analyse der Protonenübertragung

Betrachten wir die Reaktion:

CH₃COO^1- + HCN $\rightleftharpoons$ CH₃COOH + CN^1-

Die Spezies CH₃COO^1- (Acetat-Ion) ist ein Protonenakzeptor und somit die Base 1. HCN (Blausäure) ist ein Protonendonator und somit die Säure 2.

Die Base 1 (CH₃COO^1-) wird durch die Aufnahme eines Protons in ihre konjugierte Säure (CH₃COOH) umgewandelt. Die Säure 2 (HCN) wird durch die Abgabe eines Protons in ihre konjugierte Base (CN^1-, Cyanid-Ion) umgewandelt.

Base 1 + Säure 2 $\rightleftharpoons$ Konjugierte Säure 1 + Konjugierte Base 2

Zusammenfassung der konjugierten Paare

Paar 1: HCN / CN^1-
Paar 2: CH₃COOH / CH₃COO^1-

2. Bestimmung konjugierter Säuren und Basen

Konjugierte Säuren bestimmen (Protonenaufnahme)

Eine konjugierte Säure entsteht, wenn eine Base ein Proton (H⁺) aufnimmt. Die Ladung erhöht sich um +1.

HS^1-: HS^1- + H⁺ $\rightarrow$ H₂S
H₂PO₄^1-: H₂PO₄^1- + H⁺ $\rightarrow$ H₃PO₄

Konjugierte Basen bestimmen (Protonenabgabe)

Eine konjugierte Base entsteht, wenn eine Säure ein Proton (H⁺) abgibt. Die Ladung verringert sich um -1 (wird negativer).

HSO₃^1-: HSO₃^1- - H⁺ $\rightarrow$ SO₃^2-
H₂PO₄^1-: H₂PO₄^1- - H⁺ $\rightarrow$ HPO₄^2-

3. Berechnung des pH-Werts aus Konzentrationen

Der pH-Wert wird über die Formel pH = - log [H⁺] berechnet.

pH-Wert aus Hydroniumionen-Konzentration [H₃O⁺]

[H⁺] = 4,75 $\times$ 10^-4 M
pH = - (log 4,75 $\times$ 10^-4) = - (-3,323)
pH = 3,32
[H⁺] = 0,0188 M
pH = - (log 0,0188) = - (-1,726)
pH = 1,73
[H⁺] = 5,79 $\times$ 10^-10 M
pH = - (log 5,79 $\times$ 10^-10) = - (-9,237)
pH = 9,24

pH-Wert aus Hydroxylionen-Konzentration [OH^1-]

Zuerst wird der pOH berechnet (pOH = - log [OH^-]), dann der pH über die Beziehung pH + pOH = 14.

[OH^-] = 4,5 $\times$ 10^-12 M
pOH = - (log 4,5 $\times$ 10^-12) $\approx$ 11,4
pH = 14 - 11,4 = 2,6
[OH^-] = 0,00316 M
pOH = - (log 0,00316) = 2,50
pH = 14 - 2,50 = 11,50
[OH^-] = 2,3 $\times$ 10^-4 M
pOH = - (log 2,3 $\times$ 10^-4) $\approx$ 3,6
pH = 14 - 3,6 = 10,4

4. pH und pOH starker Säuren und Basen

(a) 0,15 M HCl (Starke Säure)

Da HCl eine starke Säure ist, dissoziiert sie vollständig:

HCl $\rightarrow$ H¹⁺ + Cl^1-

Daher ist [H⁺] = 0,15 M.

pH = - log (0,15) = 0,82

Berechnung des pOH:

pOH = 14 - pH = 14 - 0,82 = 13,18

(b) 0,2 M NaOH (Starke Base)

Da NaOH eine starke Base ist, dissoziiert sie vollständig:

NaOH $\rightarrow$ Na⁺ (aq) + OH^1-

Daher ist [OH^-] = 0,2 M.

pOH = - log (0,2) = 0,70

pH = 14 - pOH = 14 - 0,70 = 13,30

5. Konzentration aus dem pH-Wert bestimmen

Berechnung von [H⁺] und [OH^-] bei pH = 11,5

Um die Konzentration der Hydroniumionen [H⁺] zu berechnen, verwenden wir die Umkehrfunktion des Logarithmus:

[H⁺] = 10^-pH

[H⁺] = 10^-11,5

[H⁺] $\approx$ 3,16 $\times$ 10^-12 M

Um die Konzentration der Hydroxylionen [OH^-] zu bestimmen, berechnen wir zuerst den pOH:

pOH = 14 - 11,5 = 2,5

[OH^-] = 10^-pOH = 10^-2,5

[OH^-] $\approx$ 3,16 $\times$ 10^-3 M

6. pH-Wert nach Verdünnung einer starken Säure

Verdünnung von 150 ml 2,5 M Salpetersäure (HNO₃) auf 1 L

Salpetersäure (HNO₃) ist eine starke Säure. Wir verwenden die Verdünnungsgleichung $C_1V_1 = C_2V_2$, um die neue Konzentration ($C_2$) zu bestimmen.

Anfangskonzentration ($C_1$): 2,5 M
Anfangsvolumen ($V_1$): 150 ml = 0,150 L
Endvolumen ($V_2$): 1,000 L

$C_2 = \frac{C_1 \times V_1}{V_2} = \frac{2,5 \text{ M} \times 0,150 \text{ L}}{1,000 \text{ L}}$

$C_2 = 0,375 \text{ M}$

Da HNO₃ monoprotisch ist und vollständig dissoziiert, ist die Hydroniumionen-Konzentration [H⁺] gleich der Säurekonzentration: [H⁺] = 0,375 M.

pH = - log (0,375) = - (-0,43)

pH = 0,43

7. pH-Wert einer starken Base aus Masse berechnen

0,4 g Calciumhydroxid (Ca(OH)₂) in 1,5 L Wasser

Calciumhydroxid ist eine starke Base (Molmasse = 74 g/mol) und dissoziiert vollständig:

Ca(OH)₂ $\rightarrow$ Ca²⁺ + 2OH^1-

Schritt 1: Molarität ($M$) der Lösung berechnen

$M = \frac{\text{Masse}}{\text{MW} \times \text{Volumen (L)}} = \frac{0,4 \text{ g}}{74 \text{ g/mol} \times 1,5 \text{ L}}$

$M_{\text{Ca}(\text{OH})_2} \approx 0,0036 \text{ M}$

Schritt 2: Hydroxylionen-Konzentration [OH^-] berechnen

Da 1 Mol Ca(OH)₂ 2 Mol OH^- produziert:

[OH^-] = 2 $\times$ 0,0036 M = 0,0072 M

Schritt 3: pOH und pH berechnen

pOH = - log (0,0072) $\approx$ 2,1

pH = 14 - pOH = 14 - 2,1 = 11,9

8. Konzentration einer starken Säure aus dem pH-Wert

Berechnung der Konzentration von HClO₄ bei pH = 2,4

Perchlorsäure (HClO₄) ist eine starke Säure und dissoziiert zu 100%:

HClO₄ $\rightarrow$ H¹⁺ + ClO₄^1-

Die ursprüngliche Konzentration der Säure ist gleich der Hydroniumionen-Konzentration [H⁺]:

[H⁺] = 10^-pH = 10^-2,4

[H⁺] $\approx$ 4 $\times$ 10^-3 M

Die Konzentration der HClO₄-Lösung beträgt somit 4 $\times$ 10^-3 M.