Das lernst du: Du ordnest wässrige Lösungen mit dem pH-Wert ein, erklärst die Aufgabe von Indikatoren und beschreibst eine Neutralisation. Vorwissen: Atome und Ionen.
Sauer ist eine chemische Eigenschaft
Essig enthält Essigsäure, Zitronensaft unter anderem Citronensäure. Seifenlösungen reagieren häufig basisch. In der Chemie prüft man solche Eigenschaften mit geeigneten Messmitteln, nicht durch Probieren. Auch basische Lösungen können ätzend sein.
Eine Säure kann nach dem Brønsted-Modell ein Proton (H⁺) abgeben; eine Base kann eines aufnehmen. In Wasser führt die Protonenabgabe einer Säure zur Bildung von Oxonium-Ionen H₃O⁺. In basischen wässrigen Lösungen überwiegen gegenüber den Oxonium-Ionen die Hydroxid-Ionen OH⁻.
Beispiel: Chlorwasserstoff überträgt ein Proton auf Wasser. Es entstehen Oxonium- und Chlorid-Ionen:
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻.
Die wässrige Lösung von Chlorwasserstoff heißt Salzsäure.
Die pH-Skala lesen
pH < 7
z. B. verdünnter Essig
pH = 7
reines Wasser
pH > 7
z. B. Seifenlösung
Der pH-Wert beschreibt, wie sauer oder basisch eine wässrige Lösung ist. Die in der Schule häufig dargestellte Skala reicht von 0 bis 14; das sind jedoch keine absoluten Grenzen. Bei sehr konzentrierten Lösungen sind auch Werte außerhalb dieses Bereichs möglich. Für unsere einfachen Vergleiche betrachten wir verdünnte Lösungen bei ungefähr 25 °C.
| Lösung | Typischer Bereich | Was du beachten solltest |
|---|---|---|
| Zitronensaft oder Haushaltsessig | sauer, pH unter 7 | Der genaue Wert hängt von Produkt und Konzentration ab. |
| Reines Wasser bei 25 °C | neutral, pH 7 | Wasser aus der Leitung kann davon abweichen. |
| Viele Seifenlösungen | basisch, pH über 7 | Nicht jedes Reinigungsmittel reagiert basisch. |
Eine pH-Stufe ist ein Faktor zehn
Bei verdünnten Lösungen bedeutet eine Abnahme um eine pH-Einheit näherungsweise eine zehnmal so große Oxonium-Ionen-Konzentration. Eine Lösung mit pH 3 enthält daher ungefähr zehnmal so viele Oxonium-Ionen pro Volumen wie eine mit pH 4 – und hundertmal so viele wie eine mit pH 5.
Für diese Vergleiche brauchst du keinen Logarithmus auszurechnen. Zähle die pH-Schritte und multipliziere je Schritt mit zehn. Aus dem pH-Wert allein folgt aber weder die gesamte Säuremenge noch die Gefährlichkeit eines Stoffgemischs.
Indikatoren machen Unterschiede sichtbar
Ein Säure-Base-Indikator verändert abhängig vom pH-Wert seine Farbe. Universalindikator oder pH-Papier erlauben eine grobe Einordnung, ein geeignetes pH-Messgerät kann genauer messen. Die angezeigte Farbe wird mit der zugehörigen Skala verglichen. Verschiedene Indikatoren haben unterschiedliche Farben und Umschlagsbereiche.
Rotkohlsaft enthält Farbstoffe, deren Farbe vom pH-Wert abhängt. Als einfache Beobachtung eignen sich getrennte kleine Proben aus Wasser, verdünntem Haushaltsessig und einer Natronlösung. Verwende nur bekannte Küchenstoffe, keine Reiniger; die Proben werden nicht getrunken. Farbunterschiede zeigen hier zunächst eine Änderung der Bedingungen an, noch keinen exakten Messwert.
Neutralisation auf Teilchenebene
Bei der Reaktion einer sauren Lösung mit einer passenden Menge einer Hydroxidlösung reagieren Oxonium- und Hydroxid-Ionen zu Wasser:
Ein bekanntes Beispiel ist Salzsäure mit Natronlauge. Verkürzt schreibt man:
HCl + NaOH → NaCl + H₂O.
In der entstandenen Lösung bleiben Natrium- und Chlorid-Ionen gelöst. Das Salz verschwindet also nicht. Die Reaktion setzt Wärme frei.
Gleiche Volumina ergeben nicht automatisch eine neutrale Mischung. Entscheidend sind Art und Menge der reagierenden Teilchen. Bei 10 ml Salzsäure und 10 ml Natronlauge gleicher Konzentration passen die Mengen im einfachen Beispiel zusammen. Ist die Säure doppelt so konzentriert, reichen diese 10 ml Lauge nicht aus.
Bei einer starken Säure und einer starken Base liegt die Mischung bei passenden Stoffmengen und 25 °C ungefähr bei pH 7. Bei schwachen Säuren oder Basen liegt der Äquivalenzpunkt – der Punkt mit genau passenden reagierenden Stoffmengen – nicht unbedingt bei pH 7. „Neutralisation“ bedeutet daher nicht, dass jede beliebige Mischung automatisch neutral wird.
Säurestärke ist nicht dasselbe wie Konzentration
Die Konzentration beschreibt, wie viel eines Stoffes in einem bestimmten Volumen enthalten ist. Die Säurestärke beschreibt, wie bereitwillig eine Säure Protonen abgibt. Eine schwache Säure kann konzentriert vorliegen, eine starke stark verdünnt. Verdünnen und Neutralisieren sind ebenfalls verschiedene Vorgänge: Beim Verdünnen kommt Lösungsmittel hinzu; beim Neutralisieren reagieren Säure und Base miteinander.
Im Alltag nutzt man saure Stoffe beispielsweise zum Lösen von Kalk. Daraus folgt keine Erlaubnis, Reinigungsmittel zu mischen: Besonders chlorhaltige Reiniger dürfen nicht mit Säuren zusammengebracht werden, weil gefährliche Gase entstehen können.
Üben: wissen, anwenden, erklären
- Ordne pH 2, pH 7 und pH 11 bei 25 °C den Bereichen sauer, neutral und basisch zu.
- Wie unterscheidet sich näherungsweise die Oxonium-Ionen-Konzentration bei pH 2 und pH 4?
- Warum neutralisieren 20 ml einer Säure nicht zwangsläufig 20 ml einer Lauge?
- Kontrolliere in H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O die Atome und die Gesamtladung.
- Was unterscheidet Verdünnen von Neutralisieren?
Lösungen anzeigen
- pH 2: sauer; pH 7: neutral; pH 11: basisch.
- Bei pH 2 ist sie ungefähr 100-mal größer als bei pH 4.
- Art und Konzentration der Lösungen bestimmen die reagierenden Mengen. Das Volumen allein genügt nicht.
- Beide Seiten enthalten vier H- und zwei O-Atome. Links ergeben +1 und −1 zusammen null; rechts sind die Wassermoleküle ungeladen.
- Beim Verdünnen wird Lösungsmittel hinzugefügt. Beim Neutralisieren findet eine Säure-Base-Reaktion statt.
Weiterlernen: Reaktionsgleichungen und Energieumsatz · Chemie-Übersicht
Quellen und weiterführendes Wissen
- OpenStax: Säuren und Basen nach Brønsted (englisch)
- OpenStax: pH und pOH (englisch)
- LEIFIchemie: Warum der Äquivalenzpunkt nicht immer bei pH 7 liegt
Grundwissen bis zur mittleren Reife · Stand: 18. Oktober 2026. Reihenfolge und Vertiefung können je nach Bundesland und Schule variieren.
