Neutralisation: Säuren und Basen verstehen

Ionen sind elektrisch geladene Teilchen. Die Formel \ce{H3O+} steht für drei H-Atome, ein O-Atom und eine positive Ladung. \ce{OH-} enthält ein O- und ein H-Atom und ist negativ geladen.

Eine saure Lösung enthält mehr Oxonium- als Hydroxidionen, also einen Überschuss an Oxoniumionen \ce{H3O+}. Eine Hydroxidlauge enthält umgekehrt einen Überschuss an Hydroxidionen \ce{OH-}. Bei einer starken Säure und einer Hydroxidlauge reagieren sie im passenden Mengenverhältnis zu Wasser:

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

Die große 2 vor \ce{H2O} zählt zwei ganze Wassermoleküle; insgesamt sind das vier H- und zwei O-Atome.

Bei schwachen Partnern gilt diese kurze Gleichung nicht allgemein. Ammoniak nimmt zum Beispiel das Proton direkt vom Oxoniumion auf:

\ce{NH3 + H3O+ -> NH4+ + H2O}

Bei der Reaktion einer starken Säure mit einer Hydroxidlauge wird Wärme frei: Sie ist exotherm. Mol ist eine Einheit für die Stoffmenge: Gleiche Molzahlen stehen für gleich viele Teilchen. kJ (Kilojoule) ist eine Energieeinheit. Unter üblichen Schulbedingungen werden dabei ungefähr 57 kJ frei. Der Wert gilt, wenn ein Mol Oxoniumionen mit einem Mol Hydroxidionen reagiert – also für die Gleichung, wie sie dasteht. \Delta H steht für die abgegebene oder aufgenommene Wärme. Das Minuszeichen in \Delta H\approx-57\,\mathrm{kJ/mol} zeigt die Abgabe an.

Das bekannte Standardbeispiel Salzsäure mit Natronlauge hat die Stoffgleichung \ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}. Zum Üben betrachten wir Iodwasserstoffsäure, also \ce{HI} gelöst in Wasser, mit Kalilauge. Ihre Stoffgleichung lautet:

\ce{HI + KOH -> KI + H2O}

In wässriger Lösung zeigt die vollständige Ionengleichung die beteiligten Ionen:

\ce{H3O+ + I- + K+ + OH- -> K+ + I- + 2 H2O}

\ce{K+} und \ce{I-} stehen links und rechts in gleicher Anzahl und Form. Sie sind Zuschauerionen und bleiben in Lösung. Nach dem Kürzen erhältst du die Nettogleichung:

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

Prüfe beim Kürzen Atome und Gesamtladung. Auf beiden Seiten der Nettogleichung stehen vier H-Atome, zwei O-Atome und Gesamtladung null.

Eine starke Säure gibt in Wasser ihre Protonen nahezu vollständig ab, eine schwache wie Essigsäure nur teilweise. Starke Hydroxidlaugen liefern Hydroxidionen; schwache Basen wie Ammoniak nehmen Protonen von Wasser nur teilweise auf. „Stark“ beschreibt hier das Reaktionsverhalten, nicht die eingesetzte Menge.

Am Äquivalenzpunkt sind Säure und Base im Verhältnis ihrer Reaktionsgleichung umgesetzt. Bei starker Säure und starker Base liegt der pH-Wert in verdünnter wässriger Lösung um 25 °C ungefähr bei 7. Das Beispiel Salzsäure mit Natronlauge gehört dazu.

Bei einer schwachen Säure und einer starken Base kann die Lösung dagegen basisch sein. Nach der Umsetzung von Essigsäure liegt Acetat vor. Es reagiert teilweise mit Wasser:

\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}

Die Hydroxidionen führen zu einem pH-Wert über 7. Eine starke Säure mit einer schwachen Base kann am Äquivalenzpunkt einen pH-Wert unter 7 ergeben. Bei zwei schwachen Partnern hängt das Ergebnis von ihren Stärken ab.

Ein Universalindikator zeigt grob, wie sich der pH-Bereich bei Zugabe einer Lauge zu einer sauren Lösung verändert. Eine Skizze oder ein Film zeigt die mögliche Farbänderung. Daraus allein folgt weder ein ungefährlicher Stoff noch eine erlaubte Entsorgung. Wir betrachten hier nur das Prinzip: Gegen Ende können schon wenige weitere Tropfen einen Überschuss und damit einen starken pH-Wechsel bewirken. Eine praktische Vorführung müsste die Lehrkraft erst für die konkreten Stoffe und Konzentrationen nach den geltenden Schulregeln prüfen und Schutz sowie Entsorgung festlegen.

Bei einer Säure-Base-Titration wird eine Lösung bekannter Konzentration zu einer mit unbekannter Konzentration gegeben. Aus der bis zum Äquivalenzpunkt verbrauchten Menge kann man die unbekannte Konzentration bestimmen. Neutralisation wird auch zur pH-Einstellung von Abwasser verwendet. Antazida vermindern die saure Wirkung von Magensäure durch basisch reagierende Inhaltsstoffe. Natriumhydrogencarbonat bildet dabei zusätzlich Kohlenstoffdioxid, das ein Völlegefühl verursachen kann.