Neutralisation: Säure und Lauge reagieren zu Wasser und Salz

Einstieg: Was hilft gegen Sodbrennen?

Nach einem fettigen Essen brennt es manchen hinter dem Brustbein: Magensäure ist in die Speiseröhre gestiegen. Tabletten aus der Apotheke helfen in Minuten. Sie enthalten zum Beispiel Magnesiumhydroxid oder Calciumcarbonat. Auch Gärtnerinnen und Gärtner streuen Kalk auf saure Böden. Wie kann ein Stoff eine Säure unschädlich machen?

Erklärung: Neutralisation

Gibt man eine saure Lösung und eine alkalische Lösung zusammen, reagieren die Oxonium-Ionen mit den Hydroxid-Ionen zu Wassermolekülen:

$\mathrm{H_{3}O^{+}} + \mathrm{OH^{-}} \longrightarrow 2\,\mathrm{H_{2}O}$

Das Oxonium-Ion gibt ein Proton an das Hydroxid-Ion ab. Auch die Neutralisation ist also eine Protonenübertragung. Die Reaktion ist exotherm: Die Lösung erwärmt sich.

Reagieren eine starke Säure wie Salzsäure und eine starke Base wie Natronlauge, ist die Lösung neutral (pH 7), sobald gleich viele Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen zusammengekommen sind. Bei schwachen Säuren wie Essigsäure liegt dieser Punkt etwas im alkalischen Bereich. Die übrigen Ionen bleiben in der Lösung. Beim Eindampfen bleibt ein Salz zurück. Bei Salzsäure und Natronlauge ist es Natriumchlorid:

$\mathrm{Na^{+}} + \mathrm{OH^{-}} + \mathrm{H_{3}O^{+}} + \mathrm{Cl^{-}} \longrightarrow \mathrm{Na^{+}} + \mathrm{Cl^{-}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}$

Natrium-Ionen und Chlorid-Ionen stehen auf beiden Seiten, sie nehmen an der Reaktion nicht teil. Deshalb genügt die kurze Ionengleichung $\mathrm{H_{3}O^{+}} + \mathrm{OH^{-}} \longrightarrow 2\,\mathrm{H_{2}O}$.

Die Stoffmengenkonzentration

Wie viel Natronlauge man zum Neutralisieren braucht, hängt davon ab, wie viele Teilchen in der Lösung stecken. Diese Angabe heißt Stoffmengenkonzentration $c$, gemessen in Mol pro Liter. Ein Mol ist eine feste, sehr große Anzahl von Teilchen (etwa $6 \cdot 10^{23}$).

$c = \frac{n}{V}$

Dabei ist $n$ die Stoffmenge in Mol und $V$ das Volumen der Lösung in Litern. Salzsäure mit $c = 0{,}1\,\text{mol/L}$ enthält in einem Liter 0,1 mol Oxonium-Ionen.

Versuch: Salzsäure mit Natronlauge neutralisieren

Material: Salzsäure und Natronlauge, beide $c = 0{,}1\,\text{mol/L}$, Erlenmeyerkolben, Messzylinder, Tropfpipette oder Bürette, Universalindikator, Schutzbrille.

Durchführung: Gib 10 ml Salzsäure und drei Tropfen Universalindikator in den Erlenmeyerkolben. Gib unter Schwenken tropfenweise Natronlauge zu, bis die Farbe von Rot über Orange und Gelb nach Grün umschlägt. Notiere das verbrauchte Volumen. Dampfe eine Probe der neutralen Lösung auf einem Uhrglas ein.

Beobachtung: Bei etwa 10 ml Natronlauge wird die Lösung grün. Beim Eindampfen bleiben kleine, weiße, würfelförmige Kristalle zurück.

Sicherheit: Schutzbrille, auch bei diesen Verdünnungen. Natronlauge ist für die Augen besonders gefährlich. Konzentrierte Säuren und Laugen verwendet nur die Lehrkraft. Beim Verdünnen gilt: erst das Wasser, dann die Säure, nie umgekehrt. Neutralisierte Lösungen dürfen in den Ausguss.

Beispiele

Beispiel 1: Verbrauch berechnen

10 ml Salzsäure mit $c = 0{,}1\,\text{mol/L}$ enthalten

$n = c \cdot V = 0{,}1\,\tfrac{\text{mol}}{\text{L}} \cdot 0{,}010\,\text{L} = 0{,}001\,\text{mol}$

Oxonium-Ionen. Zum Neutralisieren braucht man genauso viele Hydroxid-Ionen, also 0,001 mol. Natronlauge mit derselben Konzentration liefert diese Menge in 10 ml. Ist die Natronlauge nur halb so konzentriert ($c = 0{,}05\,\text{mol/L}$), braucht man das doppelte Volumen, also 20 ml.

Beispiel 2: Das Mittel gegen Sodbrennen

Magnesiumhydroxid ist kaum wasserlöslich und deshalb schonend. Es reagiert im Magen mit den Oxonium-Ionen der Magensäure:

$\mathrm{Mg(OH)_{2}} + 2\,\mathrm{H_{3}O^{+}} \longrightarrow \mathrm{Mg^{2+}} + 4\,\mathrm{H_{2}O}$

Ein Teil der Säure wird neutralisiert, das Brennen lässt nach. Der Magen braucht aber Säure für die Verdauung. Deshalb sind diese Mittel nur für gelegentliche Beschwerden gedacht.

Merksatz

Bei der Neutralisation reagieren Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen zu Wasser. Die Reaktion ist eine exotherme Protonenübertragung. Die übrigen Ionen bilden ein Salz, das beim Eindampfen zurückbleibt. Bei Salzsäure und Natronlauge ist die Lösung neutral, wenn gleich viele Oxonium- und Hydroxid-Ionen reagiert haben. Die Stoffmengenkonzentration $c = n/V$ gibt an, wie viele Teilchen in einem Liter Lösung stecken.

Übungen: Selbsttest zur ganzen Reihe

Grundlagen

1. Gib die Ionengleichung der Neutralisation an und benenne die beteiligten Ionen.
2. Ordne nach steigendem pH-Wert: Natronlauge, Wasser, Salzsäure, Seifenlösung, Essig.
3. Erkläre die Begriffe Säure und Base nach Brønsted.

Weiter

4. Kalilauge wird mit Salzsäure neutralisiert. Welches Salz bleibt beim Eindampfen zurück? Stelle die vollständige Ionengleichung auf.
5. Wie viel Natronlauge mit $c = 0{,}1\,\text{mol/L}$ brauchst du, um 25 ml Salzsäure mit $c = 0{,}2\,\text{mol/L}$ zu neutralisieren?
6. Erkläre, warum die Temperatur beim Neutralisieren steigt.

Knobeln

7. Ein Gartenboden hat pH 5. Man streut Kalk ($\mathrm{CaCO_{3}}$). Erkläre mit einer Reaktionsgleichung, wie der Kalk den pH-Wert erhöht.
8. Paul gibt zu 10 ml Salzsäure versehentlich 15 ml Natronlauge (beide $c = 0{,}1\,\text{mol/L}$). Welche Farbe zeigt der Universalindikator? Welche Ionen sind am Ende im Überschuss? Wie kann er die Lösung wieder neutral machen?

Lösungen

1. $\mathrm{H_{3}O^{+}} + \mathrm{OH^{-}} \longrightarrow 2\,\mathrm{H_{2}O}$. Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen reagieren zu Wassermolekülen.
2. Salzsäure < Essig < Wasser < Seifenlösung < Natronlauge. (Bei gleicher Konzentration ist Salzsäure saurer als Essig.)
3. Eine Säure ist ein Teilchen, das ein Proton abgibt (Protonendonator). Eine Base ist ein Teilchen, das ein Proton aufnimmt (Protonenakzeptor).
4. Kaliumchlorid. $\mathrm{K^{+}} + \mathrm{OH^{-}} + \mathrm{H_{3}O^{+}} + \mathrm{Cl^{-}} \longrightarrow \mathrm{K^{+}} + \mathrm{Cl^{-}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}$.
5. Salzsäure: $n = 0{,}2\,\tfrac{\text{mol}}{\text{L}} \cdot 0{,}025\,\text{L} = 0{,}005\,\text{mol}$. Benötigte Natronlauge: $V = \frac{n}{c} = \frac{0{,}005\,\text{mol}}{0{,}1\,\text{mol/L}} = 0{,}05\,\text{L} = 50\,\text{ml}$.
6. Die Neutralisation ist exotherm. Das Wasser hat einen geringeren Energiegehalt als Oxonium- und Hydroxid-Ionen zusammen. Die Differenz wird als Wärme an die Lösung abgegeben.
7. $\mathrm{CaCO_{3}} + 2\,\mathrm{H_{3}O^{+}} \longrightarrow \mathrm{Ca^{2+}} + \mathrm{CO_{2}} + 3\,\mathrm{H_{2}O}$. Die Carbonat-Ionen nehmen Protonen von den Oxonium-Ionen auf. Es gibt weniger Oxonium-Ionen im Bodenwasser, der pH-Wert steigt.
8. 5 ml Natronlauge sind zu viel. Hydroxid-Ionen sind im Überschuss, der Indikator ist blau. Paul gibt tropfenweise Salzsäure zu, bis der Indikator wieder grün ist. Bei gleicher Konzentration braucht er etwa 5 ml.