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Säuren und Basen

Zitronensaft, Magensäure, Natron und Abflussreiniger liegen an verschiedenen Stellen derselben Skala. Bewege dich entlang der pH-Skala und beobachte, wie vier Indikatoren ihre Farbe ändern. Vergleiche starke und schwache Säuren auf Molekülebene und titriere bis zum Äquivalenzpunkt.

Fortschritt

Über diesen Kurs

In reinem Wasser bei 25 °C sind nur etwa zwei von einer Milliarde Molekülen in Ionen zerfallen, und diese winzige Menge ist der Anfang von Säuren und Basen. Von dort aus liegen Zitronensaft, Magensäure, Natron und Abflussreiniger an verschiedenen Stellen derselben Skala. Essig mit einem pH-Wert von 2.4 hat pro Liter etwa 40 000-mal so viele Hydronium-Ionen wie reines Wasser bei pH 7.

Die fünf Einheiten beginnen damit, was Säuren und Basen sind, und mit den typischen Reaktionen einer Säure mit einem Metall, einem Carbonat und einer Base. Danach folgt die pH-Skala, dann die Indikatoren: Phenolphthalein bleibt in jeder Lösung unter pH 8.3 farblos und färbt sich darüber rosa. Starke und schwache Säuren kommen als Nächstes. Bei 0.100 M ist Salzsäure vollständig ionisiert mit pH 1.00, während Essigsäure nur 1.3% ihrer Protonen abgegeben hat und pH 2.87 hat. Die letzte Einheit ist Neutralisation und Titration, bei der die Zugabe von 0.100 M Natronlauge zu 25.00 mL 0.100 M Salzsäure den pH-Wert zwischen 24.9 mL und 25.1 mL von 3.70 auf 10.30 springen lässt. Im Labor fährst du mit gängigen Stoffen die pH-Skala entlang und siehst vier Indikatorröhrchen, die ihre Farbe wechseln. Es zeichnet hundert Säuremoleküle in der von dir gewählten Konzentration, wobei ionisierte als getrennte A⁻ und H₃O⁺ erscheinen, und führt die Titration so durch wie OpenStax in Tabelle 14.2.

Bevor du anfängst

Bei Säuren und Basen geht es um eine Gruppe von Reaktionen, deshalb ist Chemische Reaktionen ein guter erster Schritt, besonders die Einheiten zum Ausgleichen und zu den Reaktionstypen. Die pH-Skala ist logarithmisch, und die Aufgaben fragen nach pOH, pKa und Stoffmengenkonzentrationen; ein Taschenrechner mit Log-Taste ist daher nützlich.

Wenn du fertig bist

Du kannst Zitronensaft, Natron und Abflussreiniger auf der pH-Skala einordnen, zwischen pH und pOH umrechnen und für einen bestimmten Bereich einen Indikator wie Phenolphthalein wählen. Du erklärst, warum 0.100 M Salzsäure einen niedrigeren pH-Wert hat als Essigsäure bei gleicher Konzentration, und nutzt das Ergebnis einer Titration, um die Konzentration einer Säure zu bestimmen.

  1. 1Was sind Säuren und Basen?In reinem Wasser sind bei 25 °C nur etwa zwei von einer Milliarde Molekülen in Ionen gespalten. Bei dieser winzigen Menge beginnt die Erklärung von Säuren und Basen.
  2. 2Die pH-SkalaEssig mit pH 2.4 enthält je Liter etwa 40 000-mal so viele Oxoniumionen wie reines Wasser mit pH 7.
  3. 3Säure-Base-IndikatorenPhenolphthalein bleibt unter pH 8.3 farblos und färbt sich darüber rosa.
  4. 4Starke und schwache SäurenBei 0.100 M ist Salzsäure vollständig ionisiert und hat den pH-Wert 1.00. Essigsäure hat dagegen nur 1.3% ihrer Protonen abgegeben und liegt bei pH 2.87.
  5. 5Neutralisation und TitrationGibt man 0.100 M Natriumhydroxid zu 25.00 mL 0.100 M Salzsäure, springt der pH-Wert zwischen 24.9 mL und 25.1 mL Zugabe von 3.70 auf 10.30.

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Quellen zu diesem Kurs (10)
  • OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
  • 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
  • 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
  • 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
  • 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
  • 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
  • LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
  • PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
  • NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
  • IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.

Abgerufen: 2026-10-17