Was du auf dieser Seite lernst
Diese Seite bietet eine vollständige Übersicht über die Säure-Base-Reaktionen der Oberstufe (1.&2. Jahrgangsstufe) – ein zentrales Thema im Chemie-Abitur Baden-Württemberg (Bildungsplan 2016). Von der Autoprotolyse des Wassers über Protolyse-Reaktionen und die quantitativen pK-Werte bis zur Säure-Base-Titration: Hier findest du strukturierte Mitschriften, Lernkarten und Übungsaufgaben für alle Kapitel.
Die Säure-Base-Reaktionen sind auch für die Mittelstufe verfügbar (→ 9. Klasse, noch nicht online).
Auf einen Blick – die wichtigsten Konzepte
Brønsted-Konzept
Säure = Protonendonator · Base = Protonenakzeptor · Reaktion = Protonenübertragung
Ionenprodukt
KW = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 10−14 mol²/L² bei 25 °C
pK-Beziehung
pKS + pKB = pKW = 14 (konjugiertes Paar, 25 °C)
Stärke & Struktur
Kleiner pKS → stärkere Säure. Molekülstruktur beeinflusst die Säurestärke.
Häufige Fragen zu Säure-Base-Reaktionen
Was ist der Unterschied zwischen einer Säure und einer Base nach Brønsted?
Nach dem Brønsted-Konzept ist eine Säure ein Protonendonator – sie gibt ein Proton (H⁺) ab. Eine Base ist ein Protonenakzeptor – sie nimmt ein Proton auf. Säure-Base-Reaktionen laufen immer als Protonenübertragung zwischen zwei Partnern ab. Jeder Säure ist eine konjugierte Base zugeordnet und umgekehrt (korrespondierendes Säure-Base-Paar). → Mehr zur Autoprotolyse
Was ist das Ionenprodukt des Wassers und warum ist es wichtig?
Wasser unterliegt der Autoprotolyse: Ein H₂O-Molekül überträgt ein Proton auf ein anderes → es entstehen H₃O⁺ und OH⁻. Das Produkt ihrer Konzentrationen ist bei 25 °C konstant: KW = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 10−14 mol²/L². In reinem Wasser gilt [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10−7 mol/L, also pH = 7 (neutral). → Kapitel 1: Autoprotolyse
Was bedeutet der pKS-Wert und welche Aussage trifft er?
Der pKS-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Säurekonstante KS: pKS = −lg(KS). Je kleiner der pKS-Wert, desto stärker die Säure. Salzsäure (HCl) ist eine starke Säure mit pKS ≈ −7, während Essigsäure (CH₃COOH) mit pKS = 4,75 eine schwache Säure ist. → Kapitel 4: pKS- und pKB-Werte
Warum ist die Lösung eines Salzes nicht immer neutral (pH = 7)?
Salze entstehen aus Säure-Base-Reaktionen. Stammen die Ionen einer schwachen Säure oder schwachen Base, reagieren sie mit Wasser (Protolyse / Hydrolyse) und verschieben den pH-Wert. Beispiel: NH₄Cl-Lösung ist sauer (NH₄⁺ gibt Protonen an Wasser ab); CH₃COONa-Lösung ist basisch (CH₃COO⁻ nimmt Protonen von Wasser auf). → Kapitel 4.5: Salzlösungen
Wie funktioniert eine Säure-Base-Titration?
Bei der Säure-Base-Titration wird eine Lösung unbekannter Konzentration (Analyt) schrittweise mit einer Maßlösung bekannter Konzentration (Titrant) versetzt. Am Äquivalenzpunkt wurde genau die stöchiometrische Stoffmenge zugesetzt. Ein geeigneter Indikator wechselt seine Farbe, wenn der pH-Wert seinen Umschlagsbereich durchläuft, und zeigt so den Endpunkt an. → Kapitel 6: Titration
Lernkarten – Säure-Base-Reaktionen
Klicke auf eine Karte, um die Antwort zu sehen.
Was ist eine Säure nach Brønsted? Was ist eine Base?
Säure = Protonendonator (gibt H⁺ ab)
Base = Protonenakzeptor (nimmt H⁺ auf)
Beispiel: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
Was gilt für das Ionenprodukt des Wassers KW bei 25 °C?
KW = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 10−14 mol²/L²
In reinem Wasser: [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10−7 mol/L
→ pH = 7 (neutral)
Was ist der Unterschied zwischen starken und schwachen Säuren?
Starke Säuren (z. B. HCl, HNO₃): nahezu vollständig dissoziiert · pKS ≪ 0
Schwache Säuren (z. B. CH₃COOH): Gleichgewicht liegt auf der linken Seite · pKS > 0
Welche Beziehung gilt zwischen pKS und pKB eines konjugierten Paares?
pKS + pKB = pKW = 14 (bei 25 °C)
Beispiel: CH₃COOH (pKS = 4,75)
→ CH₃COO⁻: pKB = 14 − 4,75 = 9,25
Berechne den pH-Wert einer 0,01 mol/L HCl-Lösung (starke Säure, vollständige Dissoziation).
[H₃O⁺] = 0,01 mol/L = 10−2 mol/L
pH = −lg(10−2) = pH = 2
Weitere Kapitel der 1. und 2. Jahrgangsstufe
← Energetik & Thermodynamik → Kap. 1–2: Autoprotolyse & pH-Wert → Kap. 3: Protolyse-Reaktionen → Kap. 4: pKS & pKB → Kap. 6: Titration