Säure-Base-Systeme

Lage und Richtung von Protolysegleichgewichten

Wie man aus den pKs-Werten zweier Säure-Base-Paare abliest, wohin ein Protolysegleichgewicht läuft und welche Säure dabei freigesetzt wird.

Prüfungsrelevanz: gut zu wissen ✓ gelesen
Das Wichtigste in Kürze5 Punkte
  • Die Lage eines Protolysegleichgewichts ergibt sich aus dem Vergleich der pKs-Werte beider Säure-Base-Paare: Es liegt auf der Seite der schwächeren Säure und Base.
  • \(\ce{NH4+}\) ist stärker sauer als \(\ce{HPO4^2-}\), daher liegt \(\ce{NH4+ + PO4^3- <=> NH3 + HPO4^2-}\) rechts.
  • Blausäure ist schwächer als Phosphorsäure und protoniert kein Dihydrogenphosphat; \(\ce{H3O+}\) protoniert Cyanid weitgehend zu HCN.
  • Konz. HCl setzt aus Natriumsalzen HCN, \(\ce{CO2}\), \(\ce{H2S}\) und \(\ce{SO2}\) frei, aus Natriumsulfat aber kein \(\ce{SO3}\).
  • \(\ce{H2S}\) protolysiert stufenweise; \(\ce{NH3}\) oder KOH erhöhen, \(\ce{NH4HSO4}\) senkt die Sulfidkonzentration.

Worum es geht

Bei jeder Protolyse konkurrieren zwei Basen um ein Proton. Wer gewinnt, entscheidet die relative Säurestärke der beiden Paare. Damit lässt sich vorhersagen, ob Salzsäure aus einem Salz ein giftiges Gas freisetzt oder ob ein Zusatz die Ionenkonzentration einer Lösung verschiebt.

Lage des Gleichgewichts

Bei einer Protolyse gibt eine Säure ihr Proton an eine Base ab. Auf der Gegenseite steht ein zweites Säure-Base-Paar. Das Gleichgewicht liegt immer auf der Seite der schwächeren Säure und schwächeren Base. Die Stärke vergleichst du über den pKs-Wert: Je kleiner er ist, desto stärker die Säure. Die Werte findest du unter Säurestärke wichtiger Säuren.

In der pKs-Leiter stehen die Säuren links und ihre konjugierten Basen rechts. Eine Säure protoniert freiwillig jede Base, die weiter unten steht.

Skala mit Säure-Base-Paaren nach steigendem pKs-Wert geordnet, Säuren links, konjugierte Basen rechts, diagonale Pfeile zeigen ablaufende Protonenübertragungen.

pKs-Leiter: Protolysen laufen freiwillig in Richtung der schwächeren Säure ab.

Ein Beispiel: Die pKs-Werte steigen in der Reihe \(\ce{NH4+}\) (9,2) < \(\ce{HCO3-}\) (10,3) < \(\ce{HPO4^2-}\) (12,3). Ammonium ist also stärker sauer als Hydrogenphosphat. Es protoniert Phosphat:

\[\ce{NH4+ + PO4^3- <=> NH3 + HPO4^2-}\]

Das Gleichgewicht liegt rechts, bei \(\ce{NH3}\) und \(\ce{HPO4^2-}\). Blausäure (pKs 9,2) ist dagegen viel schwächer als Phosphorsäure (pKs 2,1). HCN kann Dihydrogenphosphat deshalb nicht protonieren. Das Oxoniumion ist aber stärker als HCN und protoniert Cyanid weitgehend:

\[\ce{CN- + H3O+ -> HCN + H2O}\]

💡 Merke

Das Proton wandert in der pKs-Leiter von oben links nach unten rechts: von der stärkeren Säure zur Base des schwächeren Paares.

Verdrängung schwacher Säuren

Daraus folgt eine praktische Regel: Eine stärkere Säure setzt eine schwächere aus ihrem Salz frei. Ist die schwache Säure flüchtig oder zerfällt sie zu einem Gas, entweicht sie. Das zieht die Reaktion vollständig auf die Produktseite (Le Chatelier).

Natriumsalz Produkt mit konz. HCl
\(\ce{NaCN}\) \(\ce{HCN}\) (Blausäure)
\(\ce{Na2CO3}\) \(\ce{CO2}\) und \(\ce{H2O}\)
\(\ce{Na2S}\) \(\ce{H2S}\)
\(\ce{Na2SO3}\) \(\ce{SO2}\) und \(\ce{H2O}\)
\(\ce{Na2SO4}\) kein \(\ce{SO3}\)

Schwefelsäure ist selbst stark und zerfällt in Wasser nicht in ihr Anhydrid. Nach derselben Regel protoniert HBr Lithiumbenzoat zu Benzoesäure. Konzentrierte Schwefelsäure setzt aus Kaliumnitrat die flüchtige Salpetersäure frei:

\[\ce{KNO3 + H2SO4 -> KHSO4 + HNO3}\]

Salzsäure eignet sich deshalb nicht, um überschüssiges Ammoniak neben Cyanid abzufangen. Sie würde auch Cyanid zu giftiger Blausäure protonieren.

Stufenweise Protolyse am Beispiel \(\ce{H2S}\)

Mehrprotonige Säuren geben ihre Protonen stufenweise ab. Jede Stufe ist schwächer als die vorige.

\[\ce{H2S + H2O <=> HS- + H3O+}\]

\[\ce{HS- + H2O <=> S^2- + H3O+}\]

Basen wie \(\ce{NH3}\) oder \(\ce{KOH}\) fangen die Oxoniumionen ab. Beide Gleichgewichte verschieben sich nach rechts, die Sulfidkonzentration steigt. \(\ce{NH4HSO4}\) reagiert dagegen sauer, weil Hydrogensulfat ein Proton abgibt. Die zusätzlichen \(\ce{H3O+}\)-Ionen drängen die Gleichgewichte zurück und senken die Sulfidkonzentration.

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Aussage 1

Gibt man Ammoniumchlorid zu einer Lösung mit Phosphat-Ionen, liegt das Protolysegleichgewicht auf der Seite von \(\ce{NH3}\) und \(\ce{HPO4^2-}\).

\(\ce{NH4+}\) (pKs 9,2) ist eine stärkere Säure als \(\ce{HPO4^2-}\) (pKs 12,3). Das Gleichgewicht liegt bei der schwächeren Säure \(\ce{HPO4^2-}\) und der schwächeren Base \(\ce{NH3}\).

Aussage 2

Blausäure kann Dihydrogenphosphat-Ionen weitgehend zu Phosphorsäure protonieren.

HCN (pKs 9,2) ist viel schwächer als \(\ce{H3PO4}\) (pKs 2,1). Das Gleichgewicht liegt auf der Seite von HCN und \(\ce{H2PO4-}\).

Aussage 3

Setzt man einer Schwefelwasserstoff-Lösung Kalilauge zu, sinkt die Konzentration der Sulfid-Ionen.

KOH fängt Oxoniumionen ab, beide Protolysestufen verschieben sich nach rechts. Die Sulfidkonzentration steigt. Senken würde sie ein sauer reagierender Zusatz wie \(\ce{NH4HSO4}\).

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