Chemie Säure-Base Hausaufgaben: pH-Wert & Neutralisation

**Säuren** sind Stoffe, die Wasserstoff-Ionen (H⁺) abgeben können (Protonendonatoren). Sie schmecken sauer, färben Universalindikator rot und haben einen pH-Wert < 7. **Basen (Laugen)** sind Stoffe, die H⁺-Ionen aufnehmen können (Protonenakzeptoren) oder OH⁻-Ionen abgeben. Sie schmecken bitter, fühlen sich seifig an und haben einen pH-Wert > 7. **Beispiele für Säuren**: Salzsäure (HCl), Schwefelsäure (H₂SO₄), Citronensäure, Essigsäure **Beispiele für Basen**: Natronlauge (NaOH), Kalkwasser Ca(OH)₂, Ammoniak (NH₃)

Der pH-Wert misst, wie sauer oder basisch eine Lösung ist: - pH = 1-6: sauer (je kleiner, desto stärker) - pH = 7: neutral (reines Wasser) - pH = 8-14: basisch (je größer, desto stärker) Die pH-Skala ist logarithmisch: Eine pH-Änderung um 1 bedeutet eine 10-fache Änderung der H⁺-Konzentration. Eine Lösung mit pH 3 ist also 10x saurer als eine mit pH 4 und 100x saurer als eine mit pH 5. **Berechnung**: pH = -log₁₀(c(H⁺))

Wenn eine Säure und eine Base reagieren, entstehen Salz und Wasser. Das ist die Neutralisationsreaktion: **Säure + Base → Salz + Wasser** Beispiel: HCl + NaOH → NaCl + H₂O (Salzsäure + Natronlauge → Natriumchlorid + Wasser) **Titrationsaufgabe**: Wie viel 0,1M NaOH braucht man, um 25mL 0,1M HCl zu neutralisieren? Lösung: n(HCl) = c × V = 0,1 × 0,025 = 0,0025mol. Da das Verhältnis 1:1 ist: n(NaOH) = 0,0025mol. V(NaOH) = n/c = 0,0025/0,1 = 0,025L = 25mL.

In der Oberstufe wird das Brønsted-Lowry-Modell verwendet: **Säure** = Protonendonator (gibt H⁺ ab) **Base** = Protonenakzeptor (nimmt H⁺ auf) Beispiel: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ HCl ist die Säure (gibt H⁺ ab), H₂O ist die Base (nimmt H⁺ auf). Cl⁻ ist die korrespondierende Base von HCl, H₃O⁺ ist die korrespondierende Säure von H₂O. **Wichtig**: Eine Substanz ist nicht per se eine Säure oder Base — es kommt auf den Reaktionspartner an.