Was sind Säuren und Basen?
Eine Säure ist ein Protonen- (H+-) Donor, eine Base ein Protonenakzeptor — die Definition nach Brønsted–Lowry, die jedes Panel auf dieser Seite verwendet. Essigsäure gibt ein Proton an Wasser ab; Ammoniak nimmt eines auf und wird zu Ammonium. Jede Säure ist mit der Spezies gepaart, die nach der Protonenabgabe übrig bleibt: Dieses Paar — Essigsäure CH3COOH mit Acetat CH3COO−, oder Ammonium NH4+ mit Ammoniak NH3 — ist ein korrespondierendes Säure-Base-Paar, und die gesamte Puffer- und Titrationschemie ist Buchführung über diese Paare.
Die eine Zahl, die man sich merken sollte: Die pH-Skala ist logarithmisch. Eine pH-Einheit bedeutet eine Verzehnfachung von [H+], daher ist pH 3 nicht „etwas saurer“ als pH 7 — er ist 10 000-mal saurer.
pH und pOH: Protonen auf einer logarithmischen Skala zählen
Da [H+] zwischen Batteriesäure und Abflussreiniger mehr als vierzehn Zehnerpotenzen umfasst, komprimieren Chemiker es: pH = −log10[H+]. Wasser selbst spaltet sich immer ein wenig: [H+][OH−] = Kw = 1,0×10−14 bei 25°C, weshalb pH + pOH = 14 gilt: Erhöht man eines, sinkt das andere um denselben Betrag. Neutral heißt einfach [H+] = [OH−] = 10−7, was nur bei 25°C pH 7 entspricht — heißes reines Wasser liegt etwas unter 7 und ist trotzdem völlig neutral. Als Kontrolle der Skala, die die Seite nachbilden kann: pH 3,5 (etwa die Säure von Orangensaft) entspricht [H+] = 3,16×10−4 mol/L.
| Substanz | Ungefährer pH | Substanz | Ungefährer pH |
|---|
| Magensäure | 1.5–2 | Reines Wasser (25°C) | 7.0 |
| Zitronensaft | ~2.4 | Menschliches Blut | 7.35–7.45 |
| Schwarzer Kaffee | ~5 | Meerwasser | ~8.1 |
| Milch | ~6.7 | Haushaltsammoniak | ~11.5 |
Ka, Kb und pKa: wie stark ist die Säure?
Starke Säuren wie HCl dissoziieren praktisch vollständig — gibt man sie in Wasser, übergibt fast jedes Molekül sein Proton. Schwache Säuren erreichen ein Gleichgewicht: HA ⇌ H+ + A−, beschrieben durch Ka = [H+][A−]/[HA]. Essigsäure hat Ka = 1,8×10−5, meist angegeben als pKa = 4,74 (derselbe −log-Trick wie beim pH). Nützlich ist die Paarungsregel: Ka × Kb = Kw für ein korrespondierendes Paar, daher hat eine stärkere Säure automatisch eine schwächere konjugierte Base. Acetat, der Partner der schwachen Essigsäure, ist eine sehr schwache Base mit Kb = 5,6×10−10 (pKb = 9,26) — beide Umrechnungen laufen im Panel Ka & Kb oben.
Puffer und die Henderson–Hasselbalch-Gleichung
Ein Puffer ist eine schwache Säure zusammen mit ihrer konjugierten Base in vergleichbaren Mengen. Zugegebenes H+ wird von A− aufgezehrt; zugegebenes OH− wird von HA aufgezehrt; in beiden Fällen bewegt sich das Verhältnis kaum und damit auch der pH. Die Buchführung verdichtet sich zu pH = pKa + log10([A−]/[HA]). Sind beide Konzentrationen gleich, ist pH = pKa genau, und jede Verzehnfachung des Verhältnisses verschiebt den pH um genau eine Einheit — die Schaltfläche Verhältnis 1:10 ergibt für einen Acetatpuffer mit pKa 4,76 den pH 5,76. Zuverlässige Pufferung reicht nur über pKa ± 1 (Verhältnis 0,1–10), deshalb wählt man einen Puffer, dessen pKa nahe am Ziel-pH liegt. Blut ist das Musterbeispiel: Das Paar Hydrogencarbonat/CO2 hält das Plasma bei 7,35–7,45, und Enzyme arbeiten außerhalb dieses Fensters nicht mehr.
Titrationskurven: beim Zusammenbruch des Puffers zusehen
Die Zugabe einer starken Base zu einer Säure verändert das Verhältnis [A−]/[HA] kontinuierlich, und die Kurve ist die Henderson–Hasselbalch-Gleichung, ausgezeichnet dargestellt. Zu Beginn nimmt der Puffer die Base auf und der pH steigt nur langsam — das ist der flache Bereich. Am Äquivalenzpunkt entspricht die Menge der Base genau der Säuremenge; dort verläuft die Kurve fast senkrecht, weshalb dieser Punkt das Ende einer Titration markiert. Auf halbem Weg ist [A−] = [HA], daher entspricht der pH dem pKa — eine Standardmethode, den pKa aus einer Kurve zu bestimmen. Starke Säure + starke Base treffen sich bei pH 7, doch schwache Säure + starke Base endet über 7 (bei der Standardprobe Essigsäure etwa bei 8,7), weil im Kolben eine schwache Base zurückbleibt.
Häufige Missverständnisse
- Stark bedeutet konzentriert. Nein — die Stärke sagt, wie vollständig eine Säure dissoziiert; die Konzentration sagt, wie viel davon vorhanden ist. 0,001 M HCl ist eine verdünnte starke Säure; Eisessig ist eine konzentrierte schwache.
- Neutral ist immer pH 7. Nur bei 25°C, wo Kw = 10−14 gilt. Neutral bedeutet [H+] = [OH−], Punkt.
- pH endet bei 0 und 14. Das sind nur die Grenzen der Wasserskala bei 25°C. 12 M HCl liegt etwa bei pH −1, und konzentrierte NaOH überschreitet 14.
- Der pH einer schwachen Säure ist −log ihrer Konzentration. Diese Abkürzung gilt nur für starke Säuren. Der pH einer schwachen Säure braucht zusätzlich ihren Ka, weil die meisten Moleküle nie dissoziieren.
Verwandte Werkzeuge: Chemisches Gleichgewicht (woher Gleichgewichtskonstanten wie Ka stammen), Spektroskopie (Konzentrationen mit Licht messen) und Bio-Rechner (Pufferrezepte in mikromolaren Einheiten).
