Säuren und Basen

Säuren und Basen erkennt man nicht am Geschmack und schon gar nicht durch Probieren. Der Unterschied steckt im Umgang mit einem einzigen Teilchen: dem Proton, also einem Wasserstoff-Ion H+. Eine Säure gibt Protonen ab, eine Base nimmt Protonen auf. Das ist die Definition nach dem dänischen Chemiker Brønsted, und sie erklärt jeden Versuch, den du im Unterricht dazu machst.

Löst man Chlorwasserstoffgas HCl in Wasser, gibt jedes Molekül sein Proton an ein Wassermolekül ab. Dabei entsteht ein Oxonium-Ion H3O+, kurz auch Wasserstoff-Ion genannt. Genau diese Ionen machen eine Lösung sauer. Gibt man dagegen Natriumhydroxid NaOH in Wasser, lösen sich Natrium-Ionen und Hydroxid-Ionen OH- heraus. Die Hydroxid-Ionen sind die Protonenfänger und machen die Lösung basisch. Beide Lösungen leiten den elektrischen Strom, weil frei bewegliche Ionen darin schwimmen.

Treffen sich beide Lösungen, läuft eine Neutralisation ab: Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen verbinden sich zu Wasser, die übrigen Ionen bilden ein Salz. Ein typischer Fehler ist die Annahme, neutralisieren bedeute automatisch entschärfen. In Wirklichkeit kann eine Neutralisation sehr heftig und stark wärmend ablaufen, und mit zu viel Lauge wird die Lösung basisch statt neutral. Neutral ist sie nur genau dann, wenn beide Ionensorten in gleicher Stoffmenge vorliegen.

Der pH-Wert gibt an, wie viele Oxonium-Ionen in einer Lösung stecken, und zwar auf einer Skala von 0 bis 14. Je kleiner der Wert, desto saurer die Lösung, je größer, desto basischer. Bei pH 7 liegt der neutrale Punkt, bei dem genauso viele H3O+ wie OH- vorliegen – wie im reinen Wasser.

Die Skala ist logarithmisch: Eine Lösung mit pH 3 enthält zehnmal mehr Oxonium-Ionen als eine mit pH 4, und hundertmal mehr als eine mit pH 5. Das erklärt, warum schon kleine pH-Unterschiede große Wirkung haben. Magensäure mit pH 1,5 ist deshalb tausendfach saurer als Kaffee mit pH 5, nicht nur ein bisschen.

Gemessen wird der pH-Wert mit Indikatorpapier, Universalindikator-Lösung oder elektronisch mit einer pH-Elektrode. Universalindikator zeigt über mehrere Farbstufen den ganzen Bereich an, während einfaches Lackmuspapier nur zwischen sauer und basisch unterscheidet, ohne genauen Zahlenwert.

Der häufigste Fehler ist, Säure und Base über den Geschmack oder das Aussehen zu bestimmen. Beide Stoffgruppen können ätzend, farblos und geruchlos sein. Nur der Indikator oder eine Messung mit der pH-Elektrode liefert eine sichere Aussage. Zitronensaft schmeckt sauer, das ist richtig – aber daraus lässt sich in einer Klassenarbeit kein Nachweis ableiten.

Ein zweiter Fehler ist die Verwechslung von pH-Wert und Konzentration. Eine konzentrierte schwache Säure kann einen ähnlichen pH-Wert haben wie eine verdünnte starke Säure. Der pH-Wert misst nur, wie viele Oxonium-Ionen tatsächlich frei vorliegen, nicht wie viel Säure insgesamt eingesetzt wurde. Bei einer schwachen Säure wie Essigsäure reagiert nämlich nur ein kleiner Teil der Moleküle mit Wasser.

Ein dritter Fehler betrifft die Neutralisationsgleichung: Viele schreiben H+ + OH- → H2O und vergessen, dass in wässriger Lösung eigentlich Oxonium-Ionen vorliegen, kein freies H+. Fachlich korrekt lautet die Gleichung H3O+ + OH- → 2 H2O. Beide Schreibweisen werden im Unterricht oft akzeptiert, du solltest aber wissen, welche genauer ist.

Konzentrierte Säuren und Laugen sind stark ätzend und können Haut, Augen und Kleidung schwer schädigen. Deshalb gilt im Chemieraum eine feste Regel: Immer Schutzbrille tragen, nie mit den Händen an Mund oder Augen fassen und Chemikalien nur mit Pipette oder Messzylinder dosieren. Wird konzentrierte Säure verdünnt, gilt außerdem: erst Wasser, dann Säure dazugeben, niemals umgekehrt. Gießt man Wasser in konzentrierte Säure, kann die freiwerdende Wärme das Wasser schlagartig verdampfen und Säurespritzer herausschleudern.

Kommt Säure oder Lauge auf die Haut, wird die Stelle sofort mehrere Minuten mit viel Wasser gespült, erst danach folgt gegebenenfalls die Meldung an die Lehrkraft. Bei Augenkontakt ist eine Augendusche zu benutzen. Verschüttete Chemikalienreste dürfen niemals einfach abgewischt werden, sondern werden nach Anweisung neutralisiert und fachgerecht entsorgt.