Grundlagen der Säure-Base-Chemie: Theorien, Puffer & Titrationen

Säure-Base-Theorien

Arrhenius (1883)

• Säure: Ein Stoff, der in wässriger Lösung H⁺-Ionen (Protonen) freisetzt.
• Base: Ein Stoff, der in wässriger Lösung OH⁻-Ionen (Hydroxid-Ionen) freisetzt.

Nachteile der Arrhenius-Theorie:

• Beschränkt auf wässrige Lösungen.
• Erklärt nicht die basischen Eigenschaften von Stoffen ohne Hydroxid-Ionen (z. B. NH₃).
• Isolierte Protonen (H⁺) existieren im Wasser nicht (sie bilden H₃O⁺).

Brønsted-Lowry (1923)

• Säure: Eine Spezies, die die Tendenz hat, ein H⁺ (Proton) abzugeben (Protonendonator).
• Base: Eine Spezies, die die Tendenz hat, ein H⁺ (Proton) aufzunehmen (Protonenakzeptor).

Lewis (1923)

• Säure (Lewis-Säure): Eine Spezies, die Elektronenpaare akzeptieren kann (Elektronenpaarakzeptor).
• Base (Lewis-Base): Eine Spezies, die Elektronenpaare zur Verfügung stellen kann (Elektronenpaardonator).

Pufferlösungen (Puffer)

Lösungen, die einen nahezu konstanten pH-Wert beibehalten, auch wenn kleine Mengen an Säure oder Base hinzugefügt oder die Lösung verdünnt wird.

Zusammensetzung

Eine Pufferlösung besteht aus einer beträchtlichen Menge einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base (oder einer schwachen Base und ihrer konjugierten Säure).

Pufferkapazität

Die Menge an Säure oder Base, die einem Puffer hinzugefügt werden kann, bevor sich der pH-Wert merklich zu ändern beginnt.

pH-Indikatoren

Indikatoren sind schwache Säuren oder Basen, deren saure Form (HIn) und konjugierte Base (In⁻) unterschiedliche Farben aufweisen.

Farbwechselbereich

Der Farbwechsel hängt vom Verhältnis der Konzentrationen ab:

• Wenn [HIn] / [In⁻] ≥ 10: Farbe A (Saure Form dominiert).
• Wenn [HIn] / [In⁻] ≤ 0,1: Farbe B (Basische Form dominiert).
• Wenn das Verhältnis zwischen 0,1 und 10 liegt, ist die Farbe eine Mischung aus A und B.

Titrationen

Bei der Titration wird eine Lösung bekannter Konzentration (Titrationsmittel, z. B. Base) mit einer Lösung unbekannter Konzentration (Analyt, z. B. Säure) zur Reaktion gebracht.

Wir messen das Volumen der Lösung bekannter Konzentration, das erforderlich ist, um die gesamte Säure (oder Base) zu neutralisieren. Dieser Punkt wird als Äquivalenzpunkt bezeichnet.

pH-Wert am Äquivalenzpunkt

• Starke Säure mit starker Base (oder umgekehrt): pH = 7 (Neutral).
• Schwache Säure mit starker Base: pH > 7 (Basisch).
• Schwache Base mit starker Säure: pH

Wichtige Säuren und Basen (mit K_a/K_b-Werten)

Die folgenden Werte geben die Säurekonstante (K_a) bzw. die Basenkonstante (K_b) an.

Säuren (K_a-Werte)

• Essigsäure (HC₂H₃O₂): 1,8 × 10⁻⁵
• Arsen(V)säure (H₃AsO₄): 5,6 × 10⁻³
• Benzoesäure (HC₇H₅O₂): 6,5 × 10⁻⁵
• Buttersäure (HC₄H₇O₂): 1,5 × 10⁻⁵
• Kohlensäure (H₂CO₃): 4,3 × 10⁻⁷
• Blausäure (HCN): 4,9 × 10⁻¹⁰
• Zitronensäure (H₃C₆H₅O₇): 7,4 × 10⁻⁴
• Chloracetessigsäure (HC₂H₂O₂Cl): 1,4 × 10⁻³
• Phenol (HC₆H₅O): 1,3 × 10⁻¹⁰
• Flusssäure (HF): 6,8 × 10⁻⁴
• Ameisensäure (HCHO₂): 1,8 × 10⁻⁴
• Phosphorsäure (H₃PO₄): 7,5 × 10⁻³
• Hypobromige Säure (HBrO): 2,5 × 10⁻⁹
• Hypochlorige Säure (HClO): 3 × 10⁻⁸
• Milchsäure (HC₃H₅O₃): 1,4 × 10⁻⁴
• Salpetrige Säure (HNO₂): 4,5 × 10⁻⁴
• Oxalsäure (H₂C₂O₄): 5,9 × 10⁻²
• Schwefelwasserstoff (H₂S): 9,5 × 10⁻⁸
• Schwefelsäure (H₂SO₄): Starke Säure!
• Schweflige Säure (HSO₃⁻): 1,7 × 10⁻²
• Iodsäure (HJO₃): 1,7 × 10⁻¹

Basen (K_b-Werte)

• Ammoniak (NH₃): 1,8 × 10⁻⁵
• Anilin (C₆H₅NH₂): 4,3 × 10⁻¹⁰
• Ethylamin (C₂H₅NH₂): 6,4 × 10⁻⁴
• Methylamin (CH₃NH₂): 4,4 × 10⁻⁴