Protolyse von Salzen: saure, basische, neutrale Lösungen
Wie man aus Kation und Anion eines Salzes ableitet, ob seine wässrige Lösung sauer, basisch oder neutral reagiert.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Salzprotolyse ist die Protolysereaktion der Ionen eines gelösten Salzes mit Wasser. Sie entscheidet, ob die Lösung sauer, basisch oder neutral reagiert.
- Ammoniumsalze wie \(\ce{NH4Cl}\) reagieren durch Protolyse von \(\ce{NH4+}\) schwach sauer, weniger sauer als gleich konzentrierte Essigsäure.
- Hydrogensulfate, \(\ce{NaH2PO4}\) (pH ≈ 4,5) und Salze von Aqua-Metallkationen wie \(\ce{AlCl3}\), Alaun, \(\ce{FeCl3}\) und \(\ce{ZnCl2}\) reagieren sauer.
- Natriumacetat-Lösung enthält \(\ce{Na+}\), Acetat, wenig Essigsäure und \(\ce{OH-}\). Sie reagiert basisch, ebenso das Produkt der äquimolaren Umsetzung von Essigsäure mit NaOH.
- Carbonate, \(\ce{Na2HPO4}\), \(\ce{Na3PO4}\) und Cyanide reagieren alkalisch. Hydrogencarbonate reagieren nur schwach basisch (pH ≈ 8,3).
- Salze aus starker Säure und starker Base wie NaCl, \(\ce{NaNO3}\), \(\ce{Na2SO4}\) und \(\ce{BaCl2}\) reagieren neutral.
Worum es geht
Löst man ein Salz in Wasser, ist die Lösung nicht automatisch neutral. Ob sie sauer, basisch oder neutral reagiert, hängt davon ab, ob Kation und Anion mit Wasser Protonen austauschen. In der Pharmazie begegnet einem das ständig, etwa bei Arzneistoff-Hydrochloriden oder bei Natriumhydrogencarbonat als Antazidum.
Prinzip der Salzprotolyse
Ein Salz zerfällt in Wasser vollständig in seine Ionen. Jedes Ion kann dann selbst als Brønsted-Säure oder -Base wirken. Ein Kation, das Protonen abgibt, ist eine Kationsäure. Ein Anion, das Protonen aufnimmt, ist eine Anionbase.
Protolysereaktion der Ionen eines gelösten Salzes mit Wasser. Entstehen dabei mehr \(\ce{H3O+}\)- als \(\ce{OH-}\)-Ionen, reagiert die Lösung sauer, im umgekehrten Fall basisch. Der ältere Name ist Hydrolyse.
Ob ein Ion protolysiert, verrät seine Herkunft. Man baut das Salz gedanklich aus einer Säure und einer Base auf. Die konjugierte Base einer starken Säure ist so schwach, dass sie praktisch kein Proton aufnimmt. Das gilt für \(\ce{Cl-}\), \(\ce{NO3-}\), \(\ce{ClO4-}\) und \(\ce{SO4^2-}\). Ebenso bleiben die Kationen starker Basen passiv, also \(\ce{Na+}\), \(\ce{K+}\), \(\ce{Ca^2+}\) und \(\ce{Ba^2+}\).
Aktiv werden dagegen die Partner schwacher Säuren und Basen. Acetat stammt von der schwachen Essigsäure, \(\ce{NH4+}\) von der schwachen Base Ammoniak. Einige Anionen sind Ampholyte, etwa \(\ce{HSO4-}\), \(\ce{H2PO4-}\), \(\ce{HPO4^2-}\) und \(\ce{HCO3-}\). Sie können ein Proton abgeben oder aufnehmen. Welche Richtung überwiegt, entscheiden ihre Säure- und Basenkonstanten.
Die Beurteilung folgt immer demselben Weg:
- Zerlegen: Salz in Kation und Anion aufteilen, etwa \(\ce{NH4Cl}\) in \(\ce{NH4+}\) und \(\ce{Cl-}\).
- Kation prüfen: passiv (Alkali- oder Erdalkaliion) oder Kationsäure (Ammonium, protoniertes Amin, hydratisiertes Metallion wie \(\ce{Al^3+}\)).
- Anion prüfen: passiv (Anion einer starken Säure), Anionbase (Anion einer schwachen Säure) oder Ampholyt.
- Bilanz ziehen: Nur eine Säure aktiv ergibt sauer, nur eine Base aktiv ergibt basisch, beide Ionen passiv ergibt neutral.
Ein Salz reagiert wie sein stärkerer Elternteil: starke Säure plus schwache Base ergibt sauer, schwache Säure plus starke Base ergibt basisch, stark plus stark ergibt neutral.
Hier geht es um die Richtung. Wie weit der pH tatsächlich verschoben wird, berechnet die Einheit pH-Werte von Salzlösungen.
Sauer reagierende Salze
Das typische saure Salz ist Ammoniumchlorid. Das Chlorid bleibt passiv. Das \(\ce{NH4+}\)-Ion gibt dagegen ein Proton an Wasser ab:
\[\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}\]
Mit einem pKs von etwa 9,25 ist \(\ce{NH4+}\) eine sehr schwache Säure. Die Lösung reagiert deshalb nur schwach sauer. Sie ist weniger sauer als eine gleich konzentrierte Essigsäure mit pKs 4,76. Dasselbe gilt für alle Ammoniumsalze mit passivem Anion: \(\ce{NH4NO3}\), \(\ce{(NH4)2SO4}\) und Ammoniumperoxodisulfat reagieren sauer.
Nach demselben Muster arbeiten protonierte Amine \(\ce{R3NH+}\). Sie sind Kationsäuren und stehen mit dem freien Amin im Gleichgewicht:
\[\ce{R3NH+ + H2O <=> R3N + H3O+}\]
Viele basische Arzneistoffe liegen als Hydrochlorid vor, etwa Lidocainhydrochlorid. Ihre wässrigen Lösungen reagieren deshalb leicht sauer.
Saure Anionen
Bei Hydrogensulfaten sitzt die Säure im Anion. \(\ce{HSO4-}\) ist die zweite Protolysestufe der Schwefelsäure und mit pKs ≈ 1,9 eine recht starke Säure:
\[\ce{HSO4- + H2O <=> SO4^2- + H3O+}\]
\(\ce{NaHSO4}\) und \(\ce{KHSO4}\) senken den pH deutlich unter den Wert von reinem Wasser. In \(\ce{NH4HSO4}\) sind sogar beide Ionen sauer. Auch \(\ce{NaH2PO4}\) reagiert sauer, obwohl \(\ce{H2PO4-}\) ein Ampholyt ist. Als Säure hat es einen pKs von 7,2, als Base nur einen pKb von 11,9. Die Säurewirkung siegt, die Lösung liegt bei pH ≈ 4,5 und damit unter 6.
Hydratisierte Metallkationen
Die dritte Gruppe sind hydratisierte Metallkationen. In Wasser ist \(\ce{Al^3+}\) von sechs Wassermolekülen umgeben. Das kleine, dreifach geladene Ion zieht Elektronendichte aus den O-H-Bindungen seiner Liganden. Ein Wasserligand wird dadurch zur Säure und gibt ein Proton an freies Wasser ab:
\[\ce{[Al(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Al(H2O)5(OH)]^2+ + H3O+}\]
![Strukturformel des oktaedrischen [Al(H2O)6]3+-Komplexes, ein Wasserligand gibt ein Proton an freies Wasser ab, Produkte [Al(H2O)5(OH)]2+ und H3O+.](img/abb-02.svg)
Das Produkt \(\ce{[Al(H2O)5(OH)]^2+}\) kann das Proton auch wieder aufnehmen. Es ist die konjugierte Kationbase. Lösungen von \(\ce{AlCl3}\), \(\ce{Al2(SO4)3}\) und Alaun \(\ce{KAl(SO4)2 * 12 H2O}\) reagieren deshalb sauer, mit pH unter 6. Ebenso sauer reagieren \(\ce{FeCl3}\) und \(\ce{ZnCl2}\), denn auch ihre Aqua-Kationen geben Protonen ab.
Salze anderer Metallionen mit Anionen starker Säuren reagieren schwach sauer bis praktisch neutral. Dazu zählen \(\ce{CuSO4}\), \(\ce{MgCl2}\) und \(\ce{AgNO3}\). Alkalisch werden ihre Lösungen nie, denn keines ihrer Ionen nimmt Protonen aus dem Wasser auf.
Examensklassiker: \(\ce{NH4Cl}\) reagiert durch Protolyse von \(\ce{NH4+}\) sauer, aber nur schwach und weniger als gleich konzentrierte Essigsäure. Aluminiumsalze wie \(\ce{AlCl3}\) und Alaun reagieren sauer, obwohl ihre Formel kein abspaltbares H zeigt, denn das Proton stammt aus dem Hexaaqua-Komplex.
Basisch reagierende Salze
Basisch reagieren Salze, deren Anion von einer schwachen Säure stammt. Das Standardbeispiel ist Natriumacetat. \(\ce{Na+}\) bleibt passiv. Acetat nimmt als schwache Base ein Proton von Wasser auf:
\[\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}\]
Das Gleichgewicht liegt weit links. In der Lösung finden sich vor allem \(\ce{Na+}\)- und Acetat-Ionen. Daneben entstehen wenig Essigsäure und etwa ebenso viele \(\ce{OH-}\)-Ionen. Diese Hydroxid-Ionen machen die Lösung alkalisch. Die Teilchen einer Natriumacetat-Lösung gehören zum Pflichtprogramm im Examen: Achte darauf, dass neben den Ionen auch undissoziierte Essigsäure vorliegt.
Daraus folgt ein wichtiger Schluss für die Neutralisation. Setzt man Essigsäure und Natronlauge äquimolar um, entsteht genau eine Natriumacetat-Lösung:
\[\ce{CH3COOH + NaOH -> CH3COONa + H2O}\]
Diese Lösung ist schwach basisch und nicht neutral. Der Äquivalenzpunkt einer schwachen Säure liegt deshalb im alkalischen Bereich, wie bei den Titrationskurven gezeigt.
Carbonate und Phosphate
Mehrfach geladene Anionen schwacher Säuren sind stärkere Basen. Carbonat reagiert merklich mit Wasser:
\[\ce{CO3^2- + H2O <=> HCO3- + OH-}\]
\(\ce{Na2CO3}\) und \(\ce{K2CO3}\) ergeben deutlich alkalische Lösungen. Hydrogencarbonat ist dagegen ein Ampholyt, bei dem die Basenwirkung nur knapp überwiegt. \(\ce{NaHCO3}\) und \(\ce{KHCO3}\) reagieren daher nur schwach basisch, mit pH ≈ 8,3. Sauer reagieren sie trotz ihres abspaltbaren Protons nicht.
Bei den Phosphaten lohnt der Blick auf die ganze Reihe. \(\ce{PO4^3-}\) ist eine starke Base, \(\ce{Na3PO4}\) reagiert infolge Protolyse stark alkalisch. In \(\ce{HPO4^2-}\) überwiegt noch die Basenwirkung, eine \(\ce{Na2HPO4}\)-Lösung liegt bei pH ≈ 9,8. Erst \(\ce{H2PO4-}\) kippt ins Saure. Die Abbildung stellt diese Lösungen neben Sulfate und Carbonate.
Cyanide und weitere Anionbasen
Auch Cyanid ist die Base einer schwachen Säure, der Blausäure. \(\ce{KCN}\) und \(\ce{NaCN}\) reagieren alkalisch:
\[\ce{CN- + H2O <=> HCN + OH-}\]
Säuert man eine Cyanidlösung an, verschiebt sich das Gleichgewicht vollständig zur Blausäure. Das flüchtige, hochgiftige \(\ce{HCN}\) gast aus. Cyanidsalze kommen deshalb nie mit Säuren zusammen.
Nach demselben Prinzip reagiert \(\ce{Na2S}\) basisch, denn Sulfid stammt vom schwach sauren Hydrogensulfid. Das schwerlösliche \(\ce{CaSO3}\) reagiert schwach basisch, weil Sulfit eine Anionbase ist. Basisch sind auch das Aluminat-Ion \(\ce{[Al(OH)4]-}\) und das Phosphanid-Ion \(\ce{PH2-}\). Letzteres ist die Base des extrem schwach sauren Phosphans. Es entreißt Wasser daher praktisch vollständig ein Proton.
Neutral reagierende Salze
Neutral bleibt eine Salzlösung, wenn beide Ionen passiv sind. Das trifft auf Salze aus starker Säure und starker Base zu. Eine NaCl-Lösung hat daher bei 25 °C pH 7. Neutral reagieren ebenso \(\ce{NaNO3}\), \(\ce{KNO3}\), \(\ce{NaClO4}\), \(\ce{KClO3}\), \(\ce{Na2SO4}\) und \(\ce{BaCl2}\). Diese Reihe wird im Examen gerne gefragt. Achte besonders auf \(\ce{BaCl2}\): Es ist neutral, weil \(\ce{Ba(OH)2}\) eine starke Base ist.
Sulfat ist formal die konjugierte Base des Hydrogensulfats. Mit pKb ≈ 12 ist es aber so schwach, dass sein Einfluss auf den pH vernachlässigbar bleibt. Eine \(\ce{Na2SO4}\)-Lösung reagiert deshalb neutral.
Schwerlösliche Salze wie Bariumsulfat verändern den pH ebenfalls nicht. Es löst sich nur eine Spur, und diese besteht aus passiven Ionen. Eine basische Lösung entsteht deshalb nicht. Wie viel sich löst, beschreibt das Löslichkeitsprodukt.
Quiz
Aussage 1
Eine Ammoniumchlorid-Lösung ist saurer als eine Essigsäure-Lösung gleicher Konzentration.
\(\ce{NH4+}\) ist mit pKs ≈ 9,25 eine viel schwächere Säure als Essigsäure (pKs 4,76). Die \(\ce{NH4Cl}\)-Lösung ist daher weniger sauer.
Aussage 2
Eine wässrige Kaliumcyanid-Lösung reagiert alkalisch.
\(\ce{CN-}\) ist die Base der schwachen Blausäure und bildet mit Wasser \(\ce{HCN}\) und \(\ce{OH-}\).
Aussage 3
Eine wässrige Lösung von Bariumchlorid reagiert neutral.
\(\ce{Ba^2+}\) ist das Kation der starken Base \(\ce{Ba(OH)2}\), \(\ce{Cl-}\) das Anion der starken Säure HCl. Beide Ionen bleiben passiv.
Aussage 4
Setzt man Essigsäure äquimolar mit Natronlauge um, erhält man eine neutrale Lösung.
Es entsteht eine Natriumacetat-Lösung. Wegen der Protolyse des Acetats reagiert sie schwach basisch.
Aussage 5
Eine wässrige Aluminiumchlorid-Lösung hat einen pH-Wert unter 6, weil der Hexaaquaaluminium-Komplex Protonen an Wasser abgibt.
\(\ce{Al^3+}\) polarisiert die O-H-Bindungen seiner Wasserliganden. \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\) wirkt als Kationsäure und bildet \(\ce{H3O+}\).
Aussage 6
Natriumhydrogencarbonat reagiert in Wasser schwach sauer, weil \(\ce{HCO3-}\) ein Proton abgeben kann.
\(\ce{HCO3-}\) ist ein Ampholyt, bei dem die Basenwirkung knapp überwiegt. Die Lösung reagiert schwach basisch, mit pH ≈ 8,3.
Aussage 7
Natriumdihydrogenphosphat ergibt in Wasser eine schwach basische Lösung.
Bei \(\ce{H2PO4-}\) überwiegt die Säurewirkung. Die Lösung reagiert sauer, mit pH ≈ 4,5.
Aussage 8
In einer wässrigen Natriumacetat-Lösung liegen auch undissoziierte Essigsäuremoleküle vor.
Acetat nimmt als schwache Base teilweise ein Proton von Wasser auf. Dabei entstehen Essigsäure und \(\ce{OH-}\).
Fehler entdeckt oder eine Idee? Wir verbessern die Inhalte laufend. Melde es uns gerne über dieses Formular ❤️
Teile der Inhalte wurden mithilfe von KI-Systemen erstellt und werden fortlaufend redaktionell geprüft. Trotz Sorgfalt können Fehler enthalten sein. Wichtige Informationen bitte anhand offizieller Quellen prüfen. Relaxed ins Stex ist ein unabhängiges Angebot und steht in keiner Kooperation mit dem IMPP. Das Angebot ist weder vom IMPP autorisiert noch mit diesem verbunden.