Was du auf dieser Seite lernst
Nicht jede Neutralisationsreaktion ergibt eine neutrale Lösung. Du lernst, warum Kationen als Säuren und Anionen als Basen wirken können, was Hydrogensalze besonders macht und wie man den pH-Wert einer Salzlösung mit Hilfe der pKS- bzw. pKB-Werte abschätzt.
Grundlagen – Kursstufe Säure-Base
Diese Seite baut auf den vorherigen Abschnitten auf: → pKB-Wert: pKS + pKB = 14 · → pH-Wert starker und schwacher Säuren
4.5 Säure-Base-Reaktionen in Salzlösungen
Neutralisationsreaktion: Säure + Base ⇌ Salz + Wasser
⇒ Die entstehende Lösung muss nicht unbedingt neutral sein.
4.5.1 Kationen als Säuren
a) Kationen als korrespondierende Säuren schwacher Basen
Das Kation muss ein Proton abgeben können:
NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+
(NH3 = schwache Base; NH4+ = korrespondierende Säure)
b) Hydratisierte Metall-Kationen (z. B. Fe3+(aq), Al3+(aq))
[Fe(H2O)6]3+ + H2O ⇌ [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H3O+
![Tafelbild: FeCl3 in Wasser – Hydrolyse des hydratisierten Eisen(III)-Ions; [Fe(H₂O)₆]³⁺ gibt Proton ab](/images/images/chemie/jahrgangsstufen/saeure_base/04-06-01_ta_fecl3_als_saeure.jpg)
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Bei mehrfach positiv geladenen Metallionen werden die Wassermoleküle der Hydrathülle so stark polarisiert, dass es zur Abspaltung eines Protons kommen kann.
Die Säurestärke nimmt zu, je …
- … höher die Ladung des Metallkations ist
- … kleiner der Ionenradius des Metallkations ist
⇒ je größer die Ladungsdichte ist, desto stärker die Säurewirkung.
Alkali- und Erdalkalimetallkationen → geringe Ladungsdichte → geringe Säurestärke → Säurewirkung vernachlässigbar
4.5.2 Anionen als Basen
a) Anionen als korrespondierende Basen schwacher Säuren
Beispiel: Natriumacetat
CH3COO− + H2O ⇌ CH3COOH + OH−
- Acetat-Ion reagiert mit Wasser als Base
- Hydratisierte Natrium-Ionen reagieren nicht mit Wasser
- ⇒ alkalische Lösung (pH > 7)
b) Anionen sehr starker und vieler starker Säuren
Diese sind schwache bis sehr schwache Basen → keine nennenswerten Säure-Base-Reaktionen mit Wasser.
Beispiele für „neutrale Anionen": Cl−, Br−, I−, NO3−, ClO4−, SO42−
4.5.3 Hydrogensalze
Hydrogensalze können sowohl als Säuren wie auch als Basen reagieren (amphoteres Verhalten).
Beispiele: HSO4−, H2PO4−, HCO3−
4.5.4 Neutrale Salzlösungen
Eine Salzlösung ist neutral (pH = 7), wenn:
- Die Kationen haben eine geringe Säurestärke und die Anionen eine geringe Basenstärke (Beispiel: NaCl)
- Die Säurestärke der Kationen und die Basenstärke der Anionen sind gleich groß (pKS(Kation) = pKB(Anion); Beispiel: NH4CN, Ammoniumacetat)
4.5.5 Abschätzung des pH-Wertes einer Salzlösung
Abschätzung mit Hilfe der pKS- oder pKB-Werte:
| Salz | pK-Wert | Reaktion |
|---|---|---|
| Natriumhydrogensulfat NaHSO4 | pKS(HSO4−) = 1,92 | sauer |
| Eisen(III)-chlorid FeCl3 | pKS([Fe(H2O)6]3+) = 2,22 | sauer |
| Kaliumcarbonat K2CO3 | pKB(CO32−) = 3,60 | basisch |
| Ammoniumacetat NH4(CH3COO) | pKS(NH4+) = pKB(Ac−) = 9,25 | neutral |
4.5.6 Zusammenfassung: Regeln zum pH-Charakter von Salzlösungen
Generelle Voraussage über den sauren oder basischen Charakter einer Salzlösung:
Regel 1 – pH = 7
Starke Base + starke Säure
Bsp.: NaCl, KNO3, Ba(ClO3)2
Regel 2 – pH > 7 (basisch)
Starke Base + schwache Säure
Bsp.: KNO2, Ca(CH3COO)2, NaCN
Regel 3 – pH < 7 (sauer)
Schwache Base + starke Säure
Bsp.: NH4NO3, FeBr3, AlCl3
Regel 4 – sauer oder basisch
Schwache Base + schwache Säure
pH abhängig davon, ob pKS(Kation) < oder > pKB(Anion).
Bsp.: NH4CN, Cu(NO2)2
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Kationen als Säuren
NH4+ und hydratisierte Metallionen können Protonen abgeben → saure Lösung
Anionen als Basen
Anionen schwacher Säuren (z. B. Acetat−) nehmen Protonen auf → basische Lösung
Ladungsdichte entscheidet
Hohe Ladung + kleiner Radius = hohe Ladungsdichte → starke Säurewirkung hydratisierter Kationen
pH-Abschätzung
Kleiner pKS- oder pKB-Wert → stärkere Wirkung des Ions auf den pH der Salzlösung
Häufige Fragen – Säure-Base-Reaktionen in Salzlösungen
Warum ist eine Natriumacetat-Lösung basisch, obwohl es sich um ein Salz handelt?
Natriumacetat entsteht aus der Neutralisation von Essigsäure (schwache Säure) mit Natronlauge (starke Base). Das Acetat-Ion ist die korrespondierende Base der Essigsäure und reagiert mit Wasser: CH3COO− + H2O ⇌ CH3COOH + OH−. Da OH−-Ionen entstehen, ist die Lösung alkalisch (pH > 7). Das Na+-Ion reagiert nicht mit Wasser (geringe Ladungsdichte). Mehr zur pH-Berechnung: pH-Wert schwacher Basen.
Warum wirkt FeCl3-Lösung sauer?
Das Eisen(III)-Ion liegt in Wasser als hexaqua-Komplex [Fe(H2O)6]3+ vor. Durch die dreifach positive Ladung bei gleichzeitig kleinem Ionenradius ist die Ladungsdichte sehr hoch. Dadurch werden die koordinierten Wassermoleküle so stark polarisiert, dass ein Proton leicht abgespalten werden kann: [Fe(H2O)6]3+ + H2O ⇌ [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H3O+. Der pKS-Wert beträgt 2,22 – eine merklich saure Lösung.
Was sind Hydrogensalze und warum verhalten sie sich amphoter?
Hydrogensalze wie HCO3−, H2PO4− oder HSO4− enthalten noch eine abgebbare OH-Gruppe oder ein Proton. Sie können sowohl als Säure (Protonenabgabe) als auch als Base (Protonenaufnahme) reagieren – man nennt das amphoteres Verhalten. Ob eine Hydrogensalz-Lösung sauer oder basisch ist, hängt davon ab, welche Reaktion überwiegt (Vergleich der pKS- und pKB-Werte).
Wie schätzt man den pH-Wert einer Salzlösung ab?
Man vergleicht die pK-Werte der beteiligten Ionen:
– Kleiner pKS-Wert des Kations → stark saure Lösung
– Kleiner pKB-Wert des Anions → stark basische Lösung
– Sind beide Werte gleich (z. B. Ammoniumacetat: pKS = pKB = 9,25) →
neutrale Lösung.
Für eine quantitative Berechnung verwendet man die Näherungsformeln aus
Abschnitt 4.4
mit pKB = 14 − pKS.
Warum sind Cl−- oder NO3−-Ionen in Wasser „neutral"?
Diese Anionen sind die konjugierten Basen sehr starker Säuren (HCl, HNO3). Da starke Säuren einen extrem kleinen pKS-Wert haben, ist der pKB-Wert ihrer konjugierten Base nach pKS + pKB = 14 sehr groß – sie reagieren praktisch nicht mit Wasser. Mehr dazu: pKB-Wert und Basenstärke.
Lernkarten – Salzlösungen und ihr pH-Wert
Klicke auf eine Karte, um die Antwort zu sehen.
Warum ist eine Lösung von NH4Cl sauer?
NH4+ ist die korrespondierende Säure der schwachen Base NH3 und gibt ein Proton an Wasser ab → H3O+ entsteht → pH < 7.
Welche Eigenschaft eines Metallions bestimmt seine Säurestärke in Wasser?
Die Ladungsdichte: je höher die Ladung und je kleiner der Ionenradius, desto stärker wird die Hydrathülle polarisiert und desto leichter wird ein Proton abgegeben.
Wann ergibt eine Salzlösung genau pH = 7?
Entweder: Kation und Anion haben beide vernachlässigbare Säure-/Basenwirkung (z. B. NaCl).
Oder: pKS(Kation) = pKB(Anion) – die Wirkungen heben sich auf.
Was ist das besondere an Hydrogensalzen wie HCO3−?
Sie sind amphoter: können sowohl als Säure (Proton abgeben) als auch als Base (Proton aufnehmen) reagieren. Das Überwiegen hängt von den pK-Werten ab.
Aufgabe: Ist Kaliumcarbonat-Lösung sauer, neutral oder basisch? (pKB(CO32−) = 3,60)
pKB = 3,60 → kleiner Wert → starke Basenwirkung.
CO32− + H2O ⇌ HCO3− + OH−
→ K2CO3-Lösung ist basisch (pH > 7).
Weiter im Kapitel Säure-Base-Reaktionen (Kursstufe)
← pH-Wert starker und schwacher Säuren → Zusammenfassung Säure-Base
🔁 Grundlagen: pKS + pKB = 14 · Neutralisation (Kursstufe) · Brønsted-Definition (Kl. 9)
📌 Weiterführend: Säure-Base-Titration · Pufferlösungen
Was du auf dieser Seite lernst
Du lernst, wie man den pH-Wert für starke und schwache Säuren bzw. Basen berechnet. Für sehr starke Säuren gilt direkt pH = −lg c₀(HA), für schwache Säuren wird die wichtige Näherungsformel pH = ½ · (pKS − lg c₀) hergeleitet – inklusive drei vollständig gelöster Beispielaufgaben.
Grundlagen – Kursstufe Säure-Base
Diese Seite baut direkt auf den vorherigen Abschnitten auf: → 4.1 Säurestärke – der pKS-Wert · → 4.2/4.3 pKB-Wert und pKS + pKB = 14 · → Der pH-Wert
4.4 pH-Wert unterschiedlich starker Säuren
Allgemeine Protolysereaktion einer Säure:
HA + H2O ⇌ A1− + H3O+
- c(H2O) = konst.
- c₀ = Ausgangskonzentration der Säure
- c(H+) = c(A1−) (Vernachlässigung der Autoprotolyse, gültig für c₀(HA) ≥ 10−6 mol/L)
Exkurs: Allgemeine Herleitung
Falls dir das Folgende schwerfällt, schau nochmals im Kapitel Gleichgewichtschemie – Massenwirkungsgesetz nach; dort wurde es bereits behandelt.
c) Allgemein
HA + H2O ⇌ A1− + H3O+
c(H+) = c(A1−) = x
| HA | ⇌ | A1− | + H+ | |
| Ausgangskonz. | c₀(HA) | 0 | 0 | |
| Im Gleichgewicht | c₀(HA) − c(H+) | c(H+) | c(H+) | |
| c₀ − x | x | x |
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a) Sehr starke Säuren (pKS < −1,74) und Basen (pKB < −1,74)
Sehr starke Säuren reagieren vollständig mit Wasser.
(Das Oxoniumion H3O+ ist die stärkste Säure, die in wässriger Lösung existieren kann.)
HA + H2O → A1− + H3O+
c(H3O+) = c₀(HA)
pH = − lg (c₀(HA))
Beispiel: Wie groß ist der pH-Wert von Salzsäure mit c₀(HCl) = 0,01 mol/L?
Da HCl eine sehr starke Säure ist:
c(H3O+) = c₀(HCl) = 0,01 mol/L = 10−2 mol/L
pH = 2
Starke Basen reagieren in wässrigen Lösungen vollständig mit Wasser.
c(OH−) = c₀(Base)
Beispiel: Wie groß ist der pH-Wert von Natronlauge mit c₀(NaOH) = 0,1 mol/L?
c(OH−) = 0,1 mol/L
pOH = − lg 10−1 = 1
pH = 14 − pOH = 13
b) Schwache Säuren und Basen
HA + H2O ⇌ A1− + H3O+
Das Gleichgewicht liegt fast vollständig auf der linken Seite (c₀ ≫ c(A1−)), daher gilt die Näherung:
c(HA) ≈ c₀(HA)
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Für Basen gilt entsprechendes (Ersetzung von c(H3O+) durch c(OH−), pH durch pOH, pKS durch pKB).
Aufgaben
Aufgabe 1 Nenne die Oxoniumionen-Konzentration und den pH-Wert einer Lösung von salpetriger Säure mit c₀(HNO2) = 0,10 mol/L bei 25 °C. (KS = 4,5 · 10−4 mol/L)
HNO2 + H2O ⇌ NO2− + H3O+
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Aufgabe 2 Die Lösung einer schwachen Säure HX mit c₀ = 0,10 mol/L hat den pH-Wert 3,30. Wie groß sind KS und pKS?
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Aufgabe 3 Welchen pH-Wert hat eine Lösung von 0,1 mol/L Natriumacetat (pKS(CH3COOH) = 4,74)? Formuliere die Reaktionsgleichung als Strukturformeln.
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CH3COO1− + H2O ⇌ CH3COOH + OH−
pKB(Acetat−) = 14 − pKS = 14 − 4,74 = 9,26
Schwache Base – Näherungsformel:
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Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Sehr starke Säuren
Vollständige Reaktion: c(H3O+) = c₀(HA)
→ pH = −lg c₀(HA)
Schwache Säuren
Näherung c(HA) ≈ c₀(HA):
→ pH = ½ · (pKS − lg c₀)
Starke Basen
c(OH−) = c₀(Base)
→ pOH = −lg c₀ → pH = 14 − pOH
Schwache Basen
Näherung c(Base) ≈ c₀:
→ pOH = ½ · (pKB − lg c₀)
→ pH = 14 − pOH
Häufige Fragen – pH-Wert starker und schwacher Säuren
Wie berechnet man den pH-Wert einer sehr starken Säure wie Salzsäure?
Sehr starke Säuren reagieren vollständig mit Wasser: Jedes Molekül HA gibt ein Proton ab. Daher ist die Oxoniumionen-Konzentration gleich der Ausgangskonzentration: c(H3O+) = c₀(HA). Der pH-Wert ergibt sich direkt zu: pH = −lg c₀(HA). Beispiel: c₀(HCl) = 0,01 mol/L → pH = 2. Dieses Prinzip gilt für alle Säuren mit pKS < −1,74.
Was ist die Näherungsformel für schwache Säuren und wann gilt sie?
Für schwache Säuren (pKS > 2, c₀ ≫ c(H3O+)) gilt die Näherung c(HA) ≈ c₀(HA), weil das Gleichgewicht stark auf der linken Seite liegt. Damit vereinfacht sich die KS-Formel zu KS = c²(H3O+) / c₀(HA), woraus folgt: pH = ½ · (pKS − lg c₀(HA)). Diese Näherung ist gültig, solange c₀(HA) ≥ 10−6 mol/L und der Protolysegrad unter ~5 % liegt.
Wie berechnet man KS, wenn pH-Wert und Ausgangskonzentration gegeben sind?
Man nutzt die Beziehung KS = c²(H3O+) / c₀(HA). Aus dem pH-Wert ergibt sich c(H3O+) = 10−pH. Beispiel (Aufgabe 2): pH = 3,30 → c(H3O+) = 10−3,30. KS = (10−3,30)² / 0,10 = 10−6,6 / 10−1 = 10−5,60 = 2,5 · 10−6 mol/L → pKS = 5,60. Mehr dazu auf der Seite pKS-Wert.
Wie berechnet man den pH-Wert einer Salzlösung (z. B. Natriumacetat)?
Salze schwacher Säuren bilden in Wasser eine basische Lösung, weil das Anion (z. B. Acetat−) als Base mit Wasser reagiert. Man berechnet zuerst pKB = 14 − pKS, dann pOH = ½ · (pKB − lg c₀) und schließlich pH = 14 − pOH. Für 0,1 mol/L Natriumacetat (pKS = 4,74): pKB = 9,26. Das Ergebnis ist eine schwach basische Lösung (pH > 7). Ausführlicher auf der Seite Säure-Base-Reaktionen in Salzlösungen.
Warum muss man bei sehr starken Säuren keine Gleichgewichtsrechnung durchführen?
Bei sehr starken Säuren (pKS < −1,74) liegt das Protolysegleichgewicht vollständig auf der Produktseite – die Reaktion verläuft praktisch irreversibel. Das Oxoniumion H3O+ ist die stärkste Säure, die in wässriger Lösung existieren kann (Nivellierungseffekt des Wassers). Daher entfällt das Einsetzen von Gleichgewichtsgrößen; die Oxoniumionenkonzentration entspricht direkt der eingesetzten Säurekonzentration. Hintergrund: Autoprotolyse des Wassers.
Lernkarten – pH-Wert starker und schwacher Säuren
Klicke auf eine Karte, um die Antwort zu sehen.
Wie lautet die pH-Formel für eine sehr starke Säure?
c(H3O+) = c₀(HA)
→ pH = −lg c₀(HA)
(vollständige Protolyse, pKS < −1,74)
Wie lautet die Näherungsformel für den pH-Wert einer schwachen Säure?
pH = ½ · (pKS − lg c₀(HA))
Gilt wenn: c₀ ≫ c(H3O+), d. h. das GG liegt links.
Wie berechnet man den pH-Wert einer starken Base wie NaOH (0,1 mol/L)?
c(OH−) = 0,1 mol/L
pOH = − lg (10−1) = 1
pH = 14 − 1 = 13
Wann darf man die Näherung c(HA) ≈ c₀(HA) verwenden?
Wenn das Gleichgewicht weit auf der linken Seite liegt:
c₀ ≫ c(A−), d. h. schwache Säure mit c₀ ≥ 10−6 mol/L
und pKS groß (Protolysegrad < ~5 %).
Rechenaufgabe: Welchen pH hat 0,10 mol/L Essigsäure (pKS = 4,74)?
pH = ½ · (4,74 − lg 0,10)
= ½ · (4,74 − (−1))
= ½ · 5,74
= pH ≈ 2,87
Weiter im Kapitel Säure-Base-Reaktionen (Kursstufe)
← pKB-Wert und Basenstärke → Säure-Base-Reaktionen in Salzlösungen
🔁 Grundlagen: Der pH-Wert (Kursstufe) · Autoprotolyse des Wassers – pKW · Massenwirkungsgesetz
📌 Weiterführend: Säure-Base-Titration · Pufferlösungen
Was du auf dieser Seite lernst
Hier lernst du, wie die Basenstärke mit dem pKB-Wert quantitativ beschrieben wird und wie die Basenkonstante KB berechnet wird. Außerdem zeigt dir Abschnitt 4.3 die wichtige Beziehung pKS + pKB = pKW = 14 zwischen einem korrespondierenden Säure-Base-Paar.
Grundlagen aus der 9. Klasse
Die Grundlagen zu Säuren, Basen und korrespondierenden Paaren hast du bereits in der 9. Klasse kennengelernt: → Säure-Base-Definition nach Brønsted (Kl. 9)
4.2 Basestärke: der pKB-Wert
Als Maß für die Stärke einer Base dient das Ausmaß ihrer Reaktion mit Wasser:
Allgemeines Beispiel:
A1− + H2O ⇌ HA + OH−
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KB ist die Basenkonstante. Auch hier gibt man meist den negativen dekadischen Logarithmus an:
pKB = − log KB
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4.3 Beziehung zwischen KS und KB eines korrespondierenden Säure-Base-Paares
HA ist eine beliebige Säure und A1− ihre konjugierte (korrespondierende) Base.
HA + H2O ⇌ A1− + H3O+ H2O + A1− ⇌ OH− + HA
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Merke: Ist der pKS-Wert einer Säure bekannt (Tabelle), so kann man mit obiger Gleichung den pKB-Wert berechnen (und umgekehrt).
Die obige Gleichung zeigt auch: Je stärker eine Säure ist, desto schwächer ist ihre korrespondierende Base (und umgekehrt).
Bsp.:
Oxonium-Ion: KS = 55 pKS = −1,74 (sehr starke Säure)
Wasser (korrespondierende Base): pKB = 15,74 (sehr schwache Base)
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
pKB-Wert
Je kleiner der pKB-Wert, desto stärker ist die Base. pKB = −log KB
Basenkonstante KB
KB ist die Gleichgewichtskonstante der Protolyse einer Base mit Wasser: A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻
pKS + pKB = 14
Bei 25 °C gilt für jedes korrespondierende Säure-Base-Paar: pKS + pKB = pKW = 14
Konjugiertes Paar
Je stärker eine Säure, desto schwächer ihre korrespondierende Base – und umgekehrt.
Häufige Fragen – pKB-Wert und Basenstärke
Was ist der pKB-Wert und wofür wird er verwendet?
Der pKB-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Basenkonstante KB: pKB = −log KB. Er gibt an, wie stark eine Base mit Wasser reagiert (Protolysegrad). Je kleiner der pKB-Wert, desto stärker ist die Base. Starke Basen (z. B. OH⁻) haben sehr kleine oder negative pKB-Werte, schwache Basen (z. B. Ammoniak mit pKB ≈ 4,7) haben größere Werte.
Wie ist die Basenkonstante KB definiert?
KB ist die Gleichgewichtskonstante der Reaktion einer Base A⁻ mit Wasser: A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻. Sie berechnet sich aus dem Verhältnis der Gleichgewichtskonzentrationen der Produkte zu der des Edukts (Wasser wird nicht berücksichtigt, da es als Lösungsmittel im großen Überschuss vorliegt). Auf der Seite Säurestärke – der pKS-Wert findest du die analoge Definition für Säuren.
Wie hängen pKS- und pKB-Wert eines korrespondierenden Paares zusammen?
Bei 25 °C gilt: pKS + pKB = pKW = 14. Diese Beziehung folgt daraus, dass KS · KB = KW = 10⁻¹⁴. Kennt man den pKS-Wert einer Säure aus einer Tabelle, so erhält man den pKB-Wert der konjugierten Base einfach durch: pKB = 14 − pKS. Mehr zur Autoprotolyse des Wassers und pKW.
Warum ist Wasser eine extrem schwache Base?
Das Oxonium-Ion H3O+ ist eine sehr starke Säure (pKS = −1,74). Nach der Beziehung pKS + pKB = 14 ergibt sich für die korrespondierende Base Wasser: pKB(H2O) = 14 − (−1,74) = 15,74. Wasser reagiert also kaum als Base mit Wasser – es hat praktisch keine Neigung, ein Proton von einem anderen Wassermolekül aufzunehmen.
Welche praktische Aussage lässt sich aus der pKS/pKB-Beziehung ableiten?
Die Beziehung zeigt, dass korrespondierende Paare immer „Gegenspieler" sind: Eine starke Säure hat eine schwache konjugierte Base, und umgekehrt. Das ist wichtig für die Berechnung des pH-Werts von Salzlösungen oder für das Verständnis von Pufferlösungen, bei denen eine schwache Säure und ihre korrespondierende Base zusammenwirken.
Lernkarten – pKB-Wert und Basenstärke
Klicke auf eine Karte, um die Antwort zu sehen.
Was bedeutet der pKB-Wert und was sagt er über eine Base aus?
pKB = −log KB ist der negative Logarithmus der Basenkonstante. Je kleiner pKB, desto stärker ist die Base.
Wie lautet die allgemeine Gleichung für die Protolyse einer Base A⁻ mit Wasser?
A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻
Die Basenkonstante KB beschreibt das Gleichgewicht dieser Reaktion.
Welche zentrale Beziehung gilt für ein korrespondierendes Säure-Base-Paar bei 25 °C?
pKS + pKB = pKW = 14
(folgt aus KS · KB = KW = 10⁻¹⁴)
Was folgt für die korrespondierende Base, wenn ihre Säure sehr stark ist?
Je stärker die Säure (kleiner pKS), desto schwächer die korrespondierende Base (größer pKB) – und umgekehrt.
Rechenaufgabe: Der pKS-Wert der Essigsäure beträgt 4,75. Wie groß ist der pKB-Wert des Acetat-Ions?
pKB(Acetat⁻) = 14 − 4,75 = 9,25
Das Acetat-Ion ist eine sehr schwache Base (reagiert kaum mit Wasser).
Weiter im Kapitel Säure-Base-Reaktionen (Kursstufe)
← Säurestärke – der pKS-Wert → pH-Wert verschieden starker Säuren
🔁 Grundlagen: Säure-Base-Definition nach Brønsted (Kl. 9) · Autoprotolyse des Wassers – pKW
📌 Weiterführend: Pufferlösungen · Säure-Base-Reaktionen in Salzlösungen
Was du auf dieser Seite lernst
Wie lässt sich die Stärke einer Säure quantitativ erfassen? Die Säurekonstante KS beschreibt das Gleichgewicht der Protolyse mit Wasser. Weil die Zahlenwerte sehr klein werden können, rechnet man meist mit dem pKS-Wert: Je kleiner er ist, desto stärker die Säure.
Grundlagen aus Kapitel 3
Die Faktoren für die Säurestärke (Elektronegativität, Atomgröße, –I-Effekt, Mesomerie) kennst du bereits aus dem vorherigen Kapitel: → 3.5 Stärke von Säuren und Basen · → 3.4 Mehrprotonige Säuren
4 Stärke von Säuren und Basen: KS- und KB-Werte
4.1 Säurestärke: der pKS-Wert
Als Maß für die Stärke einer Säure dient das Ausmaß ihrer Reaktion mit Wasser.
Allgemeines Beispiel:
| HA | + | H₂O | ⇌ | A⁻ | + | H₃O⁺ |
| Säure | Base | konj. Base | konj. Säure |
![Formel der Säurekonstante KS: Gleichgewichtsausdruck mit Konzentrationen [A⁻] und [H₃O⁺] im Zähler, [HA] im Nenner](/images/images/chemie/jahrgangsstufen/saeure_base/04-01-00-a-ta-pks---gleichgewichtskonstane.jpg)
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Wie beim Ionenprodukt des Wassers kann man die Konzentration des Wassers als konstant ansehen und mit der Konstanten K zusammenfassen.
![Vereinfachte Formel der Säurekonstante KS: Konzentration des Wassers in K eingerechnet, KS = [A⁻]·[H₃O⁺] / [HA]](/images/images/chemie/jahrgangsstufen/saeure_base/04-01-00-ta-pks---gleichgewichtskonstane---02.jpg){kind=small}
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KS ist die Säurekonstante (Säuredissoziationskonstante).
Ist der Zahlenwert von KS sehr groß, so handelt es sich um eine sehr starke Säure.
Folgende Säuren protolysieren in Wasser nahezu vollständig:
- Perchlorsäure HClO₄
- Jodwasserstoff HI
- Chlorwasserstoff HCl
- Schwefelsäure H₂SO₄
⇨ Bei diesen Säuren kann man keinen sinnvollen KS-Wert angeben – das Gleichgewicht liegt nahezu vollständig auf der rechten Seite:
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Da die KS-Werte schwacher Säuren sehr klein sind, gibt man die Säurestärke durch den pKS-Wert an:
Es gilt:
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| Kategorie | pKS-Bereich | KS-Bereich | Beispiele |
|---|---|---|---|
| Sehr starke Säuren | pKS < −1 | KS > 10 | HCl, H₂SO₄, HI, HClO₄ |
| Starke Säuren | −1 ≤ pKS < 3,5 | KS zwischen 10 und 3 · 10⁻⁴ | HNO₃, HF (pKS = 3,17) |
| Schwache Säuren | pKS ≥ 3,5 | KS < 3 · 10⁻⁴ | CH₃COOH (4,75), H₂CO₃ (6,35), H₂O (15,74) |
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Definition KS
Die Säurekonstante KS = [A⁻]·[H₃O⁺] / [HA] beschreibt, wie weit das Protolysegleichgewicht auf der rechten Seite liegt. Je größer KS, desto stärker die Säure.
Definition pKS
pKS = −lg(KS). Da KS schwacher Säuren sehr kleine Zahlen sind (z. B. 1,8 · 10⁻⁵), ist der pKS-Wert handlicher: Essigsäure pKS = 4,75.
Sehr starke Säuren
HCl, H₂SO₄, HI, HClO₄ protolysieren in Wasser nahezu vollständig. Das Gleichgewicht liegt so weit rechts, dass kein sinnvoller KS-Wert messbar ist (pKS < −1).
Klassifikation
pKS < −1: sehr stark · −1 bis 3,5: stark · > 3,5: schwach. Kleiner pKS = stärkere Säure. Das gilt auch für mehrprotonige Säuren je Stufe.
Häufige Fragen – KS- und pKS-Wert
Was ist die Säurekonstante KS und wie wird sie berechnet?
Die Säurekonstante KS ist die Gleichgewichtskonstante der Protolyse: KS = [A⁻] · [H₃O⁺] / [HA]. Die Konzentration des Wassers wird dabei als konstant angesehen und in KS einbezogen. Je größer KS, desto weiter liegt das Gleichgewicht auf der rechten Seite – und desto stärker die Säure. Für Essigsäure gilt: KS = 1,8 · 10⁻⁵ mol/L.
Warum kann man für sehr starke Säuren keinen KS-Wert angeben?
Bei sehr starken Säuren wie HCl oder H₂SO₄ ist das Protolysegleichgewicht nahezu vollständig auf die rechte Seite verschoben. Die Konzentration der undissoziierten Säure [HA] geht gegen null – der Nenner im KS-Ausdruck wird so klein, dass kein sinnvoller Wert messbar ist. Man spricht von vollständiger Protolyse. Der pKS-Wert ist für diese Säuren negativ (pKS < −1).
Was bedeutet pKS = −lg(KS) praktisch?
Der pKS-Wert ist der negative Zehner-Logarithmus der Säurekonstanten. Er macht es einfacher, sehr kleine Zahlen zu vergleichen: KS = 1,8 · 10⁻⁵ wird zu pKS = 4,74. Merke: 1 Einheit pKS-Unterschied entspricht einer Faktor-10-Differenz in der Säurestärke. Außerdem gilt: KS = 10−pKS.
Wie unterscheidet man starke von schwachen Säuren anhand des pKS-Werts?
Die Grenze liegt bei pKS ≈ 3,5: Säuren mit pKS < 3,5 gelten als stark (z. B. HF: 3,17), Säuren mit pKS > 3,5 als schwach (z. B. Essigsäure: 4,75, Kohlensäure: 6,35). Schwache Säuren liegen im Gleichgewicht größtenteils als undissoziierte Moleküle vor – nur ein kleiner Bruchteil gibt ein Proton ab. Mehr dazu im Abschnitt über den → pH-Wert.
Wie berechnet man den pH-Wert einer schwachen Säure über KS?
Für eine schwache Säure HA mit der Anfangskonzentration c₀ gilt näherungsweise: [H₃O⁺] ≈ √(KS · c₀). Damit ergibt sich pH = −lg[H₃O⁺] = ½ · (pKS − lg c₀). Für Essigsäure mit c₀ = 0,1 mol/L und pKS = 4,75: pH = ½ · (4,75 − (−1)) = ½ · 5,75 ≈ 2,87. Das stimmt gut mit dem gemessenen Wert von pH = 2,9 überein (vgl. → Kap. 3.6).
Lernkarten – KS- und pKS-Wert
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Schreibe den Ausdruck für KS der Reaktion HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺.
KS = [A⁻] · [H₃O⁺] / [HA]
Die Konzentration des Wassers ist konstant und wird in KS eingerechnet.
Essigsäure: KS = 1,8 · 10⁻⁵ mol/L. Berechne pKS.
pKS = −lg(1,8 · 10⁻⁵)
= −(lg 1,8 + lg 10⁻⁵)
= −(0,26 − 5)
= 4,74
Ordne zu: pKS < −1 / −1 bis 3,5 / > 3,5 → sehr stark / stark / schwach.
pKS < −1 → sehr starke Säure (HCl, H₂SO₄)
−1 ≤ pKS < 3,5 → starke Säure (HF, HNO₃)
pKS ≥ 3,5 → schwache Säure (CH₃COOH, H₂CO₃)
Warum können für HCl und H₂SO₄ keine KS-Werte angegeben werden?
Beide Säuren protolysieren nahezu vollständig. [HA] → 0, der Nenner im KS-Ausdruck geht gegen null – kein messbarer Wert möglich. Das Gleichgewicht liegt praktisch vollständig auf der rechten Seite.
Berechne näherungsweise den pH-Wert von Essigsäure (c₀ = 0,1 mol/L, pKS = 4,75).
Näherung: pH ≈ ½ · (pKS − lg c₀)
= ½ · (4,75 − lg 0,1)
= ½ · (4,75 + 1)
= ½ · 5,75
≈ 2,88
Weiter im Kapitel Säure-Base-Reaktionen
← 3.5/3.6 Säurestärke und Molekülstruktur → pH-Wert → Pufferlösungen
🔁 Verwandt: Mehrprotonige Säuren – pKS-Werte je Stufe (3.4)