Chemie · Verstehen und üben

Salzlösungen und ihr pH-Wert

Warum kann eine Salzlösung sauer, neutral oder basisch sein? Untersuche die Ionen, ihre Reaktion mit Wasser und den Einfluss der Konzentration.

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

Salz-Ionen · Protonenübertragung · pH

Auch Salz-Ionen können Säuren oder Basen sein

Ein Salz zerfällt beim Lösen in bewegliche, von Wasser umgebene Ionen. Manche dieser Ionen können anschließend ein Proton an Wasser abgeben oder eines von Wasser aufnehmen. Deshalb ist eine Salzlösung nicht automatisch neutral.

Ammonium NH₄⁺ kann ein Proton abgeben und wirkt als Säure. Acetat CH₃COO⁻ kann ein Proton aufnehmen und wirkt als Base. Beim Acetat ist die negative Ladung über beide O-Atome delokalisiert; die Zeichnung zeigt eine Grenzstruktur.

Die Gesamtladung der Lösung bleibt immer ausgeglichen. „Sauer“ bedeutet nicht, dass die Lösung insgesamt positiv geladen ist.

Erst lösen, dann die Reaktion mit Wasser betrachten

NH₄Cl(s) → NH₄⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Das ist die Dissoziation des Salzes. Die Ionen waren bereits im Kristall vorhanden. Beim Lösen entstehen noch nicht allein durch diese Gleichung Oxonium-Ionen.

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

Erst die Protonenübertragung an Wasser erklärt den sauren pH. Diese Reaktion eines Salz-Ions mit Wasser wird oft Salz-Hydrolyse genannt. Chlorid nimmt in diesem Modell praktisch keine Protonen auf und bleibt Zuschauer-Ion.

Drei Salze im Vergleich

Natriumchlorid · ungefähr neutral

NaCl → Na⁺ + Cl⁻. Na⁺ und Cl⁻ reagieren im betrachteten Schulmodell nicht nennenswert als Säure oder Base mit Wasser. Bei 25 °C folgt pH ≈ 7.

Ammoniumchlorid · sauer

NH₄⁺ ist die konjugierte Säure der schwachen Base NH₃. Es bildet mit Wasser H₃O⁺; Chlorid bleibt Zuschauer-Ion.

Natriumacetat · basisch

CH₃COO⁻ ist die konjugierte Base der schwachen Ethansäure. Es bildet mit Wasser OH⁻; Natrium bleibt Zuschauer-Ion.

Beide Ionen reagieren?

Bei Salzen aus schwacher Säure und schwacher Base müssen beide Gleichgewichte berücksichtigt werden. Allein das Vorhandensein eines Ions reicht dann nicht zum Urteil.

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

Auch die Wasserkomplexe bestimmter Metall-Ionen, etwa Al³⁺, können sauer reagieren. Die drei einfachen Beispiele sind deshalb keine vollständige Einteilung aller Salze.

Salz-Labor: Ion auswählen, pH begründen

Vergleiche zunächst bei gleicher Konzentration. Verändere anschließend die Konzentration und beobachte, was beim Verdünnen geschieht.

Salzkonzentration: 0,100 mol/L

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

Ergebnis

Ursache

Na⁺ und Cl⁻: keine nennenswerte Protolyse im Modell

Idealisierte reine wässrige Lösungen ohne aufgenommenes CO₂ bei 25 °C. pKₛ(NH₄⁺) = 9,25; pKₛ(Ethansäure) = 4,76. Berechnet werden Stoff- und Ladungsbilanz einschließlich Eigenionisation des Wassers; Aktivitäten werden durch Konzentrationen angenähert.

Die Stärke des konjugierten Partners berechnen

Kₛ · Kᵦ = K𝓌 · pKₛ + pKᵦ = pK𝓌 ≈ 14,00

Die Beziehung gilt für ein zusammengehöriges Säure-Base-Paar. Kennt man die Stärke der Säure, lässt sich die Stärke ihrer konjugierten Base berechnen.

Ethansäure / Acetat: pKᵦ(Acetat) = 14,00 − 4,76 = 9,24

Ammonium / Ammoniak: pKᵦ(NH₃) = 14,00 − 9,25 = 4,75

Acetat ist eine schwache Base, aber deutlich basischer als Chlorid. NH₄⁺ ist eine schwache Säure, die den pH einer Ammoniumchloridlösung dennoch erkennbar senkt.

Die 14,00 gehört zur Temperatur 25 °C

Die Beziehung pKₛ + pKᵦ = pK𝓌 gilt auch bei anderen Temperaturen, sofern alle Konstanten zu derselben Temperatur gehören. Nur der hier verwendete Zahlenwert pK𝓌 ≈ 14,00 ist auf 25 °C bezogen. Neutral bedeutet allgemein c(H₃O⁺) = c(OH⁻) im Konzentrationsmodell.

Zwei Rechnungen mit c₀ = 0,100 mol/L

1 · Ammoniumchlorid

Wir betrachten NH₄⁺ als schwache Säure; c₀ bezeichnet seine Ausgangskonzentration.

pH ≈ ½[pKₛ − log₁₀(c₀ / (mol/L))]

pH ≈ ½[9,25 − log₁₀(0,100)] = 5,125 ≈ 5,1

2 · Natriumacetat

Acetat wirkt als schwache Base. Daher berechnen wir zuerst den pOH.

pOH ≈ ½[pKᵦ − log₁₀(c₀ / (mol/L))]

pOH ≈ ½[9,24 − (−1)] = 5,12

pH ≈ 14,00 − 5,12 = 8,88

Die Näherungen gelten, wenn nur ein kleiner Anteil des Salz-Ions reagiert und sein Beitrag die Eigenionisation des Wassers deutlich übersteigt. Bei sehr starker Verdünnung darf man die Formeln nicht unbegrenzt fortsetzen.

Verdünnen bewegt den pH in Richtung neutral

Verdünnt man Ammoniumchlorid, steigt der pH in Richtung 7. Bei Natriumacetat sinkt er in Richtung 7. Die Säure- beziehungsweise Basenkonstante ändert sich dabei bei gleicher Temperatur nicht.

Weniger Konzentration

Die absolute Menge an H₃O⁺ beziehungsweise OH⁻ pro Liter nimmt ab. Die Lösung wird weniger sauer oder weniger basisch.

Nicht automatisch kleinerer Reaktionsanteil

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Für den Unterricht: Das verantwortliche Ion finden

Einstieg: Aus den Salzformeln die Ionen herauslesen.
Partnerarbeit: Erst die pH-Richtung vorhersagen, dann im Labor überprüfen.
Sicherung: Protolysegleichungen formulieren und den Zusammenhang mit dem Titrations-Äquivalenzpunkt erklären.