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Neutralisation: Säuren und Basen verstehen
Bei einer Neutralisation reagieren saure und basische Teilchen miteinander. In Wasser bilden Oxoniumionen und Hydroxidionen dabei Wasser. Sind passende Stoffmengen umgesetzt, liegt keine der beiden Teilchenarten im Überschuss vor. Der pH-Wert beträgt danach jedoch nicht automatisch 7.
Auf dieser Seite lernst du, Neutralisationen auf Stoff- und Teilchenebene darzustellen, beteiligte Ionen zu unterscheiden und den möglichen End-pH zu beurteilen.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Was wird bei einer Neutralisation aufgehoben?
Eine saure Lösung enthält einen Überschuss an Oxoniumionen $H_3O^+$. Eine basische Lösung, also eine Lauge, enthält einen Überschuss an Hydroxidionen $OH^-$. Treffen beide Teilchenarten im passenden Verhältnis aufeinander, reagieren sie zu Wasser:
$$H_3O^+ + OH^- \rightarrow 2H_2O$$
Dabei wird Wärme frei. Die Neutralisation ist deshalb eine exotherme Reaktion. Für starke Säuren und starke Basen beträgt die molare Neutralisationsenthalpie unter üblichen Bedingungen ungefähr $-57{,}3\,kJ/mol$. Dieser Wert lässt sich nicht ohne Einschränkung auf jede Säure-Base-Kombination übertragen.
Äquivalenzpunkt
Am Äquivalenzpunkt sind Säure und Base in dem Verhältnis umgesetzt, das ihre Reaktionsgleichung verlangt. Entscheidend ist die passende Anzahl übertragener Protonen beziehungsweise umgesetzter Oxonium- und Hydroxidionen.
Neutralisation bedeutet: Saure und basische Teilchen werden im passenden Mengenverhältnis umgesetzt. Sie bedeutet nicht automatisch: Die fertige Lösung hat pH 7.
Wie sehen Stoff- und Teilchenebene aus?
Als Standardbeispiel dient die Reaktion von Salzsäure mit Natronlauge. Auf der Stoffebene lautet die Gleichung:
$$HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$$
Sie zeigt die eingesetzten Stoffe und die Produkte: Aus Salzsäure und Natriumhydroxid entstehen Natriumchlorid und Wasser.
In wässriger Lösung liegen die Stoffe als Ionen vor. Die vollständige Ionengleichung macht das sichtbar:
$$H_3O^+ + Cl^- + Na^+ + OH^- \rightarrow Na^+ + Cl^- + 2H_2O$$
$Na^+$ und $Cl^-$ stehen auf beiden Seiten unverändert. Sie nehmen an der eigentlichen Neutralisationsreaktion nicht teil und werden deshalb Zuschauerionen genannt. Streicht man sie auf beiden Seiten, bleibt die Nettogleichung:
$$H_3O^+ + OH^- \rightarrow 2H_2O$$
Von der vollständigen Ionengleichung zur Nettogleichung
- Schreibe alle gelösten Ionen auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung auf.
- Suche Ionen, die auf beiden Seiten unverändert vorkommen.
- Streiche diese Zuschauerionen auf beiden Seiten.
- Prüfe, ob Atomsorten und elektrische Gesamtladung ausgeglichen sind.
Beim Beispiel sind links und rechts die Gesamtladungen ausgeglichen. Außerdem stehen auf beiden Seiten insgesamt vier Wasserstoffatome und zwei Sauerstoffatome. Die Nettogleichung ist damit ausgeglichen.
Warum liegt der End-pH nicht immer bei 7?
Bei einer starken Säure und einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt unter üblichen schulischen Bedingungen ungefähr bei pH 7. Das Standardbeispiel Salzsäure und Natronlauge gehört zu diesem Fall.
Bei einer schwachen Säure und einer starken Base kann die Lösung am Äquivalenzpunkt dagegen basisch sein. Nach der Neutralisation von Essigsäure liegt Acetat vor. Acetationen reagieren teilweise mit Wasser:
$$CH_3COO^- + H_2O \rightleftharpoons CH_3COOH + OH^-$$
Die entstehenden Hydroxidionen führen zu einem pH-Wert über 7. Entsprechend kann eine starke Säure mit einer schwachen Base am Äquivalenzpunkt einen pH-Wert unter 7 ergeben.
| Reaktionspartner | möglicher pH-Wert am Äquivalenzpunkt |
|---|---|
| starke Säure und starke Base | ungefähr 7 |
| schwache Säure und starke Base | über 7 |
| starke Säure und schwache Base | unter 7 |
Neutralpunkt
Am Neutralpunkt ist eine wässrige Lösung neutral. Der Äquivalenzpunkt bezeichnet dagegen das passende Stoffmengenverhältnis der Reaktionspartner. Beide Punkte fallen nicht bei jeder Säure-Base-Kombination zusammen.
Wie wird eine Neutralisation kontrolliert und genutzt?
Im Unterricht kann ein Universalindikator zeigen, wie sich der pH-Bereich während einer Neutralisation verändert. Zu einer sauren Lösung wird eine verdünnte Lauge langsam und tropfenweise gegeben; zu einer basischen Lösung entsprechend eine verdünnte Säure. In der Nähe des gewünschten Bereichs muss besonders vorsichtig dosiert werden, damit kein Überschuss entsteht.
Eine genauere Methode ist die Säure-Base-Titration. Dabei wird eine Maßlösung bekannter Konzentration zu einer Analysenlösung unbekannter Konzentration gegeben. Aus der bis zum Äquivalenzpunkt verbrauchten Menge lässt sich die unbekannte Konzentration berechnen.
Neutralisationen werden unter anderem bei der Einstellung des pH-Werts von Abwasser eingesetzt. Auch Antazida vermindern die saure Wirkung von Magensäure durch basisch reagierende Inhaltsstoffe. Natriumhydrogencarbonat bildet dabei zusätzlich Kohlenstoffdioxid, das ein Völlegefühl verursachen kann.
Ein passender pH-Wert beweist nicht, dass eine Lösung gefahrlos ist. Andere gelöste Stoffe können weiterhin gefährlich sein. Chemikalien dürfen deshalb nur nach Laboranweisung geprüft und entsorgt werden.
Bei Versuchen mit Säuren und Laugen arbeitest du nur unter fachkundiger Aufsicht, trägst die vorgeschriebene Schutzausrüstung und gibst Reagenzien langsam hinzu. Eine Neutralisation kann die Lösung erwärmen.
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Neutralisation
- Teilchenebene: Oxoniumionen und Hydroxidionen bilden Wasser
- Stoffebene: Säure und Base ergeben beim Standardbeispiel Salz und Wasser
- Gleichungen: Zuschauerionen entfallen in der Nettogleichung
- Energie: Reaktion setzt Wärme frei
- pH-Wert: am Äquivalenzpunkt nicht immer 7
- Kontrolle: Indikator oder Titration
- Anwendungen: pH-Einstellung, Abwasserbehandlung und Antazida