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Auch Alkalien/Basen gibt es zu Hause: Seife, Soda, Waschpulver oder Rohrreiniger. Alkalische Lösungen, die man auch Laugen nennt, werden zur Schmutzbeseitigung (Putzen und Waschen) vielfältig genutzt. Sie fühlen sich „seifig“ an. Kalilauge und Natronlauge werden in großen Mengen in der Industrie verwendet. Mit diesen stark ätzenden Lösungen kann man auch Lacke von Möbeln entfernen.

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Bei der Säure-Base-Reaktion reagieren Säuren mit Basen.

Hierbei gibt eine Säure ein Proton ab und wird dabei zu einer Base. Die Säure heißt, durch die Abgabe von Protonen, Protonendonator.

Die Base nimmt dieses Proton der Säure auf und wird dadurch Protonenakzeptor genannt.

Daher spricht man von einer Protolysereaktion. Hierbei sind sowohl auf der Edukt- als auch auf der Produktseite jeweils eine Säure und Base beteiligt.

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Jede Säure besitzt eine zugehörige Base und jede Base eine zugehörige Säure. Diese nennt man korrespondierende Säure-Basen-Paare. Sie unterscheiden sich jeweils durch ein H⁺-Ion.

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In den blau unterlegten Abschnitten findet ihr eine kurzen Einblick in den folgenden Themenbereich.

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In den rot unterlegten Abschnitten befindet sich unterschiedliches Informationsmaterial, welches ihr euch selbstständig erarbeiten sollt. Hier findet ihr auch unterschiedliche Aufgaben, die bearbeitet und selbstständig am Pult verglichen und korrigiert werden müssen.

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In den lila unterlegten Abschnitten findet ihr unterschiedliche Experimente, die teilweise selbstständig geplant, durchgeführt, dokumentiert und ausgewertet werden sollen.

Im dazugehörigen Abschnitt findet ihr entsprechendes Informationsmaterial, wie ihr ein Experiment planen, durchführen, dokumentieren und auswerten sollt.

Vor der Durchführung eines Experimentes, muss die Planung von der Lehrkraft abgezeichnet werden.

Für jedes Experiment muss ein Protokoll angefertigt werden.

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In den gelb unterlegten Abschnitten findet ihr zur vertiefenden Auseinandersetzung mit dem Thema entsprechendes Zusatzmaterial/-experimente, die ihr bei Bedarf durchführen könnt.

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Wenn saure und alkalische Lösungen zusammengegeben werden, treffen H₃O⁺-Teilchen und OH⁻-Teilchen aufeinander. Dabei reagieren diese beiden Ionen zu neutralen Wassermolekülen. Zusätzlich entstehen aber auch Salze. So kann ein Überschuss der einen oder anderen Teilchenart in der Lösung ausgeglichen werden. Der pH-Wert einer neutralen Lösung liegt bei 7.

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Brönsted Säure: Definition und Beispiele ✅ Brönsted Säure und Base ✅ Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Lowry ✅ mit kostenlosem Video

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Im Haushalt gibt es viele Säuren und saure Lösungen: Essig, Sprudelwasser, Citronensäure, etc. Kalkränder an Waschbecken oder Duschbrausen lassen sich mit Säurelösungen entfernen. Der Kalk wird „weggeätzt“.

Säuren und saure Lösungen greifen auch unedle Metalle wie Magnesium, Zink oder Eisen an. Alle Säuren schmecken sauer. Bei gefährlichen Säuren oder sauren Lösungen sollte man sich mit einer Schutzbrille, Kittel und Handschuhen vor der ätzenden Wirkung schützen.

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Was ist der pH-Wert?

Mit dem pH-Wert kannst du angeben, wie sauer oder alkalisch/basisch eine Lösung ist. Je kleiner der pH-Wert ist, desto saurer ist die Lösung. Je größer der Wert, desto alkalischer ist die Lösung.

Die Information ist für viele verschiedene Zusammenhänge wichtig. Beispielsweise muss in uns Menschen ein bestimmter pH-Wert vorhanden sein, damit unsere Organe ordnungsgemäß arbeiten können.

Der pH-Wert wird durch die Konzentration der Wasserstoff-Ionen, auch Protonen genannt, in einer Lösung bestimmt.Du kannst dir hier merken: Eine saure Lösung enthält viele Protonen und eine alkalische Lösung wenige Protonen.

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pH-Wert einfach erklärt * Skala und Bedeutung

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pH Wert einfach erklärt: Definition und Bedeutung ✅ Was ist der pH Wert und was gibt er an? ✅ Beispiele ✅ mit kostenlosem Video

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Informationstext und Arbeitsaufträge - Basen

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Informationstext und Arbeitsaufträge - Basen

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Informationstext und Arbeitsaufträge - Säuren

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Informationstext und Arbeitsaufträge - Säuren

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Neutralisation Salzsäure Natronlauge

Ein häufiges Beispiel für eine Säure Base Neutralisation ist die Neutralisationsreaktion von Salzsäure (HCl) und Natronlauge (NaOH). Als einzelne Substanzen wirken Salzsäure und Natronlauge ätzend. Salzsäure hat einen pH-Wert von 0 und ist daher eine sehr starke Säure. Natronlauge hingegen hat einen pH-Wert von 14 und ist damit extrem basisch. Vermischt du jetzt Salzsäure und Natronlauge miteinander, werden sie neutralisiert. Sie sind erst vollständig neutralisiert, wenn sie en Neutralisationspunkt (pH-Wert = 7) erreicht haben.

Durch die Neutralisation erhältst du dann tatsächlich komplett harmlose Stoffe, die du sogar jeden Tag benötigst : Wasser und Natriumchlorid (Kochsalz).

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Die Reaktionsgleichung zu der Neutralisation stellst du so auf:

H ₃O⁺ + Cl ⁻ + Na⁺ + OH ⁻ Na⁺ + Cl ⁻ + 2 H ₂ O.

Da die Natrium- Ionen positiv und die Chlorid-Ionen negativ geladen sind, gehen sie eine Verbindung ein. Deshalb kannst du die Neutralisationsgleichung auch so aufschreiben:

H ₃O⁺ + Cl ⁻ + Na⁺ + OH ⁻ NaCl + 2 H ₂ O.

Jetzt fragst du dich vielleicht, woher denn die H ₃O⁺ - Ionen kommen, obwohl HCl doch aus einem Wasserstoffatom H und einem Chloratom Cl besteht? Da die Säure Base Neutralisation in wässriger Lösung stattfindet, entstehen durch die Reaktion der H⁺-Ionen mit Wasser die Oxoniumionen:

HCl + H ₂O H ₃O⁺ + Cl ⁻.

Durch die Neutralisationsreaktion wird Wärme frei, da es eine exotherme (unter Freiwerden von Wärme ablaufende) Reaktion ist. Die freiwerdende Wärme kannst du auch als Neutralisationswärme bezeichnen.

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Neutralisation (Chemie) : Definition ✅ Neutralisationsreaktion, Reaktionsgleichung ✅ Neutralisation berechnen ✅ mit kostenlosem Video

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Der pH-Wert gibt an, wie konzentriert eine saure bzw. alkalische Lösung ist, das heißt, wie viele Säure- (H₃O⁺/H⁺) und Alkalie/Basenteilchen (OH⁻) enthalten sind. Saure Lösungen haben einen pH-Wert unter 7. Alkalische Lösungen von über 7. Die pH-Skala reicht von pH 0 - pH 14.

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Die Titration ist eine Methode zur Ermittlung der Stoffkonzentration einer sauren Probenlösung. Dabei tropft man eine alkalische Lösung genau bekannter Konzentration zu einem bestimmten Volumen einer Probenlösung, bei der die Konzentration unbekannt ist. Dieser Probenlösung wird ein Indikator zugesetzt. Am Äquivalenzpunkt sind die Konzentrationen n(H₃O⁺) und n(OH⁻) gleich.

Die Konzentration der Probenlösung lässt sich wie folgt ausrechnen:

c(H₃O⁺)*V(saure Lösung)=c(OH⁻)*V(alkalische Lösung)

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Wichtige Inhalte in diesem Video

Bei der Säure-Base-Titration wird die Konzentration einer Säure oder Base in einer Probelösung bestimmt. Wie genau das funktioniert und wie die entsprechenden Titrationskurven aussehen, erfährst du im Artikel und im Video dazu!

Inhaltsübersicht

Säure Base Titration einfach erklärt

Die Säure-Base-Titration (Neutralisationstitration) ist ein Verfahren in der Chemie, das verwendet wird, um die Stoffmengenkonzentration c [mol/l] einer bekannten Säure oder Base in einer Probelösung zu bestimmen. Dabei wird sich zunutze gemacht, dass Säuren und Basen sich neutralisieren, wenn sie in einem bestimmten Mengenverhältnis vorkommen.

Kurz zusammengefasst sieht der Ablauf der Säure-Base-Titration folgendermaßen aus:

1. Du hast eine dir bekannte Säure (oder Base), dessen Konzentration du aber nicht kennst. Sie ist nun deine Probelösung.

2. Um ihre Konzentration herauszufinden, führst du die Titration durch: Dabei lässt du die sogenannte Maßlösung, also eine starke Base (bzw. Säure), kontinuierlich zu deiner Probelösung tropfen.

3. Sie neutralisiert dort nach und nach die enthaltenen OH⁻-Ionen (bzw. H₃O⁺-Ionen). Hat die Maßlösung die Probelösung dann vollständig neutralisiert, ist der sogenannte Äquivalenzpunkt erreicht.

4. Mithilfe der Reaktionsgleichung und der Menge, der bis dahin hinzugefügten Maßlösung, kannst du dann die Konzentration der Probelösung berechnen.

Säure Base Titration Aufbau

Bei dem Säure-Base-Titrationsverfahren gibt es in der Regel folgenden Versuchsaufbau:

Dabei besteht der Aufbau im Allgemeinen aus vier Bestandteilen:

Erlenmeyerkolben/Becherglas: In ihm befindet sich die zu analysierende Probelösung (z. B. HCl).

Probelösung: Dabei handelt es sich um eine bekannte Säure, dessen Konzentration dir allerdings unbekannt ist. Es gibt auch Titrationen, bei denen die Probelösung eine Base ist.

Hier befindet sich deine Maßlösung (z. B. Bürette: NaOH). An der Bürette ist außerdem eine Skala aufgetragen, die dir das Volumen anzeigt, das schon zur Probelösung hinzugegeben worden ist.

Maßlösung: Dabei handelt es sich um eine starke Base, die meist in 1 Milliliter-Schritten zur Probelösung gegeben wird. Das Ziel ist die Neutralisation der Probelösung. Verwendest du als Probelösung eine Base, nimmst du als Maßlösung also eine Säure. Hierbei ist sehr wichtig, dass du dir merkst, welche Menge der Maßlösung du in die Probelösung gibst.

Säure Base Titration Arten

Bei der Titration unterscheidest du zwischen zwei Fällen:

Acidimetrie: Die Probelösung ist eine Base und die Maßlösung eine Säure.

Alkalimetrie: Die Probelösung ist eine Säure und die Maßlösung eine Base.

Je nachdem, um welche Art der Titration es sich handelt, neutralisiert also entweder eine Säure eine Base oder andersherum. Dabei findet folgende Neutralisationsreaktion statt:

H ₃O⁺ + OH ⁻ 2 H ₂ O

Hierbei sinkt oder steigt der pH-Wert der Probelösung, je nachdem, ob sie anfangs basisch (pH > 7) oder sauer (pH < 7) war.

Säure Base Titration Berechnung

Um die Konzentration der anfänglichen Probelösung, also der Säure oder Base vor der Titration, zu berechnen, gehst du Schritt für Schritt folgendermaßen vor:
1. Voraussetzung:
Ist der neutrale Punkt erreicht, kannst du annehmen, dass alle Oxonium-Ionen (H ₃O⁺) von der zugegebenen, basischen Maßlösung neutralisiert wurden. Das bedeutet, dass sozusagen die Säureteilchen Verbindungen eingehen und nicht mehr sauer sind. Der Äquivalenzpunkt ist also erreicht.

Aufgepasst: Bei einer Base als Probelösung sind hier entsprechend die Hydroxid-Ionen (OH ⁻) von der sauren Maßlösung neutralisiert.

Daher muss am Äquivalenzpunkt die Stoffmenge der Säure der Stoffmenge der Base in der Probelösung entsprechen:

=

= Stoffmenge der hinzugefügten Maßlösung am Äquivalenzpunkt
= Stoffmenge der Probelösung
2. Errechnen der Stoffmengen:
Um die Stoffmenge der Maßlösung zu erhalten, benötigst du folgende Formel:

Da die Stoffmenge der hinzugefügten Maßlösung der Stoffmenge der Probelösung entspricht, kannst du mit der Formel also beide Stoffmengen berechnen.
3. Berechnen der Konzentration der Probelösung:
Neben den Stoffmengen sind dir auch das anfängliche Volumen der Probelösung , das Volumen der hinzugefügten Maßlösung und die Konzentration der Maßlösung bekannt.

Setzt du alle Werte in die Formel ein, kannst du ganz einfach die Konzentration der Probelösung errechnen:

= Konzentration Probelösung
= Stoffmenge der Probelösung
= anfängliches Volumen Probelösung
= Stoffmenge der Maßlösung am Äquivalenzpunkt
= Volumen Maßlösung
= Konzentration Maßlösung

Wichtig: Damit du die Konzentration deiner ursprünglichen Probelösung berechnen kannst, musst du wissen, wann der Äquivalenzpunkt deiner Lösung erreicht ist. Denn du brauchst für die Formel das Volumen der Maßlösung, das du am Äquivalenzpunkt bereits hinzugefügt hast. Dafür kannst du entweder einen Farbindikator oder ein pH-Meter verwenden.

Wenn du dir einen Überblick verschaffen möchtest, welche Arten der Äquivalenzpunkt-Bestimmung es gibt, dann schau dir doch unser Video zum Äquivalenzpunkt an.

Äquivalenzpunkt der Titrationskurve

Der Äquivalenzpunkt bezeichnet den Endpunkt der Titration. Wenn du diesen erreicht hast, kannst du auf die Konzentration der Probelösung schließen. Jedoch liegt dieser Punkt nicht immer bei pH=7, wie man anfangs vielleicht annehmen könnte. Nur bei starken Basen oder Säuren, wie NaOH oder HCl, stimmt dieser Wert. Der Grund hierfür liegt in der Lage des chemischen Gleichgewichts der Säure-Base-Reaktion mit Wasser.

Schau dir dafür doch mal das Beispiel Essigsäure an:

Ac-H + H ₂O Ac ⁻ + H ₃O⁺

Bei dieser Reaktion entsteht als Produkt ein Acetat-Ion, das selbst schwach basische Eigenschaften aufweist. Wenn du also den Äquivalenzpunkt erreicht hast, an dem alle Essigsäuremoleküle neutralisiert worden sind, liegt in der Lösung eine schwache Base vor. Es wird sich also nicht pH=7 einstellen, sondern ein leicht basischer Wert, im Fall von Essigsäure in etwa pH=8,2. Dies musst du berücksichtigen, wenn du den passenden Indikator für deine Titration auswählst.

Titrationskurve Verlauf

Die Titrationskurve zeigt die Veränderung des pH-Werts im Verlauf der Titration. Dabei werden die gemessenen pH-Werte gegen das Volumen der zugesetzten Maßlösung aufgetragen. Der Verlauf einer Titrationskurve unterscheidet sich dabei je nach Kombination aus starken oder schwachen Säuren und Basen.

Du unterscheidest dabei insgesamt drei verschiedene Verläufe von Titrationskurven, und zwar die von:

starken Säuren mit starken Basen bzw. starken Basen mit starken Säuren

schwachen Säuren mit starken Basen bzw. schwachen Basen mit starken Säuren

mehrprotonigen Säuren mit starken Basen

Titrationskurve starke Säure mit starker Base

Die Titrationskurve einer starken Säure mit einer starken Base ergibt sich bei der Titration von Salzsäure (HCl) und Natronlauge (NaOH). Der Äquivalenzpunkt liegt hier genau am Neutralpunkt, also bei pH=7. Um den Äquivalenzpunkt zu bestimmen, eignet sich beispielsweise der Indikator Bromthymolblau, da seine Farbe bei einem pH-Wert von etwa 6,0-7,6 umschlägt.

Titrierst du hingegen eine starke Base mit einer starken Säure, ist die Form der Kurve dieselbe, allerdings in entgegengesetzter Richtung. Das heißt, sie startet bei einem hohen pH-Wert und sinkt dann mit steigender Menge der hinzugefügten Säure zu einem sehr niedrigen pH-Wert.

Herleitung der Titrationsgleichung für starke Säuren

Schau dir das jetzt einmal an einem konkreten Beispiel an: Du titrierst eine HCl-Probelösung mit einer Maßlösung an NaOH. Bei starken Säuren und Basen kannst du annehmen, dass sie vollständig dissoziieren , also in Lösung gehen:

HCl + H ₂O Cl ⁻ + H ₃O⁺

Merke: Die schwache Base der Salzsäure, das Cl ⁻-Ion, beeinflusst den pH-Wert nicht mehr, da der pKb-Wert sehr hoch, die Base also sehr schwach, ist. Der Äquivalenzpunkt liegt deswegen ungefähr bei pH=7.

Das Reaktionsgleichgewicht liegt also auf der Produktseite, sodass in der Probelösung nur Oxonium-Ionen und Chlorid-Ionen vorliegen. Daher berechnet sich der anfängliche pH-Wert der Probelösung auch mit:

= anfängliche Säurekonzentration in der Probelösung

Willst du dir nochmal im Detail ansehen, wie du den pH-Wert einer Lösung berechnest, dann schau dir unser Video dazu an!

Durch diese Gleichung findest du also den Schnittpunkt der Titrationskurve mit der y-Achse heraus. Nun wird durch Zugabe der Maßlösung zur Probelösung der pH-Wert durch folgende Reaktion verändert:

H ₃O⁺ + OH ⁻ 2 H ₂ O

Der pH-Wert steigt also und muss nach folgender Gleichung verlaufen:

= gesamte in der Lösung vorhandene Stoffmenge der Säure
= Volumen der zugegebenen Maßlösung
= Konzentration der zugegebenen Maßlösung
= anfängliches Volumen der Probelösung

Wichtig: Du musst bei der Berechnung des pH-Werts unbedingt darauf achten, dass sich dein Gesamtvolumen verändert, da du ja eine Lösung hinzugibst.

Der steile Anstieg der Titrationskurve ergibt sich dadurch, dass sich bei Erreichen des Äquivalenzpunktes die Steigung der lg-Funktion stark vergrößert. Das liegt daran, dass Nenner und Zähler der Funktion aufgrund gleicher Stoffmengen gleich groß sind und den Wert 1 unterschreiten. Danach kommt es zum, für die lg-Funktion typischen, sehr starken Anstieg der Titrationskurve.

Titrationskurve schwache Säure mit starker Base

Bei der Titrationskurve einer schwachen Säure (z. B. Essigsäure) durch eine starke Base kannst du, wie bei starken Säuren, einen steilen Anstieg in der Mitte der Kurve sehen. Ihr Äquivalenzpunkt liegt allerdings über dem Neutralpunkt, also im basischen Bereich und auch der Start der Kurve beginnt weiter oben als bei stärkeren Säuren, da ihr pH-Wert geringer ist.

Auch bei der Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure siehst du einen vergleichbaren Verlauf. Der ist allerdings umgekehrt: Es startet also mit einem hohen pH-Wert, gefolgt vom Pufferbereich, dem steilen Absinken des pH-Werts und schließlich einem konstant eingestellten niedrigen pH-Wert.

Erklärung für den Verlauf der Kurve (schwache Säure)

Die Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base startet aufgrund des größeren pKs-Werts bei einem höheren pH-Wert. Das liegt daran, dass das chemische Gleichgewicht der Dissoziationsgleichung eher auf der Eduktseite liegt:

Ac-H + H ₂O Ac ⁻ + H ₃O⁺

Die Neutralisationsgleichung bleibt dabei aber die Gleiche, es werden nach wie vor Oxonium-Ionen neutralisiert:

H ₃O⁺ + OH ⁻ 2 H ₂ O

Wichtig ist hierbei: Mit fortlaufender Neutralisation wird das chemische Gleichgewicht der Dissoziationsreaktion, gemäß dem Prinzip von Le-Chatelier, immer weiter auf die Produktseite verschoben. Dadurch verändert sich die Konzentration der Oxonium-Ionen am Anfang nur kaum. Man spricht hier auch vom sogenannten Puffer-Bereich.

Herleitung der Titrationsgleichung für schwache Säuren

Schau dir dafür ein Beispiel an: Du titrierst eine Lösung an Essigsäure mit einer NaOH-Lösung. Den pH-Wert am Anfang kannst du dabei folgendermaßen ausrechnen:

pH = 0,5 (pKs-log( )

Diese Gleichung kannst du aus dem Massenwirkungsgesetz (MWG) herleiten, denn es definiert das chemische Gleichgewicht von chemischen Reaktionen. Für die Dissoziationsreaktion gilt dabei folgendes MWG:

Hierbei nimmst du an, dass die Säure kaum dissoziiert, also die Gleichgewichtskonzentration von Essigsäure kaum von der Anfangskonzentration abweicht. Außerdem weißt du, dass aufgrund der Stöchiometrie die Konzentration des Acetats und der Oxonium-Ionen gleich groß sein muss:

Nun musst du nur noch nach der Oxonium-Ionen Konzentration umstellen und den negativen, dekadischen Logarithmus davon nehmen und erhältst die obige Gleichung.

Henderson-Hasselbalch-Gleichung in der Titration schwacher Säuren

Für den weiteren Verlauf der Titrationskurve gilt diese obige, einfache Gleichung aber nicht mehr, dann musst du die Henderson-Hasselbalch Gleichung anwenden:

pH = pKs + log( )

Achtung: Hier handelt es sich bei um eine sich ändernde Gleichgewichtskonzentration, nicht mehr um die Anfangskonzentration!

Es gibt bei der Titration von schwachen Basen und Säuren neben dem Äquivalenzpunkt auch noch einen weiteren charakteristischen Punkt: den Halbäquivalenzpunkt. Dieser tritt dann ein, wenn man so viel Maßlösung hinzugibt, dass genau die Hälfte der Säuremoleküle neutralisiert worden sind. Dann ist die Konzentration der Säuremoleküle und ihrer korrespondierenden Basemoleküle gleich groß:

Diesen Zusammenhang kannst du dann in die Henderson-Hasselbalch-Gleichung einsetzen und erhältst:

An diesem Punkt entspricht der pH-Wert auch dem pKs-Wert der Säure. Du findest ihn im flachen, unteren Verlauf der Titrationskurve. Er ist gleichzeitig auch der Punkt, in dessen Umgebung sich der pH-Wert am wenigsten durch Zugabe der Maßlösung ändert.

Titrationskurve mehrprotoniger Säuren

Die Titrationskurve mehrprotoniger Säuren, wie Schwefelsäure (H ₂SO ₄) oder Phosphorsäure (H ₃PO ₄), zeichnen sich dadurch aus, dass sie mehrere Äquivalenzpunkte haben. Das liegt daran, dass sie mehrere Protonen bei ihrer Dissoziation abgeben können.

Am Beispiel Schwefelsäure sähe das dann so aus:

H ₂SO ₄ + H ₂O HSO ₄⁻ + H ₃O⁺ ; pKs = -3
HSO ₄⁻ + H ₂O H ₃O⁺ + SO ₄ ²⁻ ; pKs = 1,9

Wie du anhand der pKs-Werte erkennen kannst, kann man nur die erste Dissoziationsstufe als stark beschreiben. Der Schritt vom Hydrogensulfat (HSO ₄⁻) zum Sulfat-Ion (SO ₄⁻) ist hingegen eher eine mittelstarke, saure Dissoziation. Da es hier zwei Dissoziationsstufen gibt, kommt es logischerweise auch zu zwei Äquivalenzpunkten.

Merke: Bei mehrprotonigen Säuren ist es allerdings so, dass der 2. oder bei Phosphorsäure auch 3. Äquivalenzpunkt oftmals aus der gemessenen Titrationskurve nicht mehr bestimmbar ist. Das liegt daran, dass die pH-Sprünge um den Äquivalenzpunkt immer kleiner werden und so nicht mehr genau bestimmbar sind.

Titrationsarten

Neben der Säure-Base-Titration gibt es noch weitere, etwas speziellere Titrationsarten. Worum es sich bei der Konduktometrie und der Potentiometrie handelt und welche Chemikalien dabei titriert werden, erfährst du in unseren separaten Videos dazu!

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Säure Base Titration * Aufbau, Titrationskurven, Berechnung

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Erläuterung zu den einzelnen Schritten des Experimentierens

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Erläuterung zu den einzelnen Schritten des Experimentierens

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Untersuchung von Lebensmitteln auf den pH-Wert

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Untersuchung von Lebensmitteln auf den pH-Wert

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Plant ein Experiment, bei dem ihr alle 14 Farben der pH-Skala durch Lebensmittel und zwei bis drei Tropfen des Universalindikators darstellen könnt.

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Rohrreiniger besteht in den meisten Fällen aus den drei Komponenten: Aluminiumspäne, Natriumhydroxid-Plättchen und Kaliumnitrat.

Entwickelt ein Experiment passend zu der Versuchsskizze, wie ihr die Wirkung des Rohrreinigers und seiner Bestandteile untersuchen könnt.

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Wichtige Inhalte in diesem Video

In diesem Beitrag und in unserem Video erklären wir dir alles rund um das Thema Basen in der Chemie. Dabei gehen wir auch auf verschiedene Eigenschaften einer basischen Verbindung ein.

Basen einfach erklärt

Es gibt Meistens ist eine keine einheitliche Definition von Basen, sondern viele verschiedene Konzepte. Base aber ein Stoff, der in wässrigen Lösungen Hydroxidionen (OH⁻) bildet.

In der Chemie gibt es verschiedene Säure-Base Konzepte zur Beschreibung von Basen. Die wichtigsten sind die Säure-Base Konzepte nach Arrhenius, nach Brönsted und nach Lewis.

Das bekannteste und am weitesten verbreitete Säure-Basen-Konzept ist das von Brönsted: Eine Säure gibt ein Proton in einer Reaktion an eine Base ab. So handelt es sich bei einer Säure um einen Protonendonator und bei der Base um einen Protonenakzeptor.

Aus diesem Grund kann eine Base eine Säure neutralisieren.

Was ist eine Base?

Eine Base kann nur nach Anwendungsfall definiert werden. Einer der frühesten Versuche, eine Base zu beschreiben, hat Arrhenius unternommen.

Arrhenius untersuchte Säuren und Basen in einer wässrigen Lösung. Ihm ist aufgefallen, dass Basen in Kationen und Hydroxidionen zerfallen (OH ⁻). In der Chemie wird dieser Vorgang auch dissoziieren genannt. Beispielsweise würde das für die Natronlauge (NaOH) wie folgt aussehen:

Die Base NaOH dissoziiert sich also in wässriger Lösung. Arrhenius basiert sein Konzept damit auf der Ionentheorie.

Brönsted Base

Du hast eine Brönsted Base bereits als Protonenakzeptor kennengelernt. Diese Art der chemischen Verbindungen kann also H⁺ Ionen aufnehmen.

Eine Beispielreaktion wäre Wasser (H ₂0) mit Ammoniak (NH ₃). Hier wirkt das Ammoniak als Base. Die Reaktion würde wie folgt aussehen.

NH ₄⁺ wird dabei als Ammonium Ion bezeichnet und ist die korrespondierende Säure zu Ammoniak. In der Reaktionsgleichung akzeptiert Ammoniak ein Proton von dem Wasser und reagiert so zu Ammonium und einem Hydroxidion OH⁻.

Löst du eine Base in Wasser, kannst du den pOH-Wert aus der Konzentration der Hydroxidionen OH ⁻ bestimmen. Dies ist praktisch der pH-Wert für Basen. Werden pH und pOH Ergebnisse zusammen addiert ergeben sie 14. In dem Artikel zum pH-Wert siehst du, welche chemische Verbindungen welche Werte haben.
Wichtig: Der pH-Wert von 0 bis 7 ist sauer, 7 neutral ist und alles von 7 bis 14 ist eine Base.

Lewis Base

Ein weiteres Konzept ist das von Lewis Säure Lewis Base Lewis. Es beschreibt die Basen unabhängig ihrer Protonen. Demnach sind basische Verbindungen Elektronenpaardonatoren. Das heißt, sie geben gerne Elektronenpaare an einen Elektronenpaarakzeptor ab. Der Akzeptor ist dabei als Säure definiert. Ein Beispiel wäre, wenn die Bortrifluorid (BF ₃) mit der Ammoniak (NH ₃) reagiert. Rechts der Reaktion würde dann der sogenannte Säure-Base-Komplex herauskommen.

Du kannst dir auch merken, dass jede Base nach Brönsted auch eine Base nach Lewis ist.

Organische Basen

Organische Basen sind beispielsweise die Amine. Sie sind basisch, da diese Stoffgruppe direkt mit dem Ammoniak verwandt ist.

Eine zweite basische Stoffgruppe bilden die Salze der Carbonsäure. Die Säuren tragen eine oder mehrere Carboxygruppen, das heißt ein Molekül mit COOH als Bestandteil.

Eigenschaften von Basen

Generell sind Basen ätzend und lösen vor allem organisches Material auf. Deshalb solltest du immer Kleidung und Haut bedecken, falls du mal mit starken Basen arbeitest. Zusätzlich sind fast alle Basen wasserlöslich. Es gibt aber auch Ausnahmen, wie Aluminiumhydroxid. Auch fühlen sich Basen ölig an und sind elektrisch leitfähig .

Neutralisation

Eine Base kann von einer Säure vollständig neutralisiert werden. Dabei heben sich die Wirkung der Base und die der Säure gegeneinander auf. Bei so einem Vorgang musst du aber darauf achten, dass du die exakt selbe Menge der zwei chemischen Stoffe verwendest.

Ein gutes Beispiel ist die Kombination von der Base Natronlauge mit der Säure Chlorwasserstoff (HCl).

Reagieren die Stoffe miteinander, bilden sich Natriumchlorid (NaCl) und zweimal ein Wassermolekül. Die Eigenschaften der Base und Säure wurden somit aufgehoben.

Säure-Base-Gleichgewicht

Reagieren Säuren und Basen miteinander, so kommt es zu einer Gleichgewichtsreaktion. Das bedeutet, die Hin- und Rückreaktion läuft gleichzeitig ab. Je nach Stärke der reagierenden Stoffe kann sich das Gleichgewicht der Reaktion auf eine Seite verschieben.

Bei Basen kannst du die Stärke mit der Hilfe der Basenkonstante ermitteln. Bildest du dann den negativen dekadischen Logarithmus der Konstante, erhältst du den. Je kleiner das pK B Ergebnis, desto stärker ist die Base und damit akzeptiert sie umso leichter Protonen. Handelt es sich um eine starke Base, so liegt das Gleichgewicht der Reaktion rechts. Bei einer schwachen links.

Basen Chemie Beispiele

Basen können je nach ihrer Stärke und Eigenschaften in verschiedene Gruppen eingeordnet werden.

Sie können nach ihrer Ladung klassifiziert werden. Dabei gibt es die Gruppen neutral, anionisch und kationisch . Eine neutrale Base wäre zum Beispiel Ammoniak (NH ₃), da sie keine Ladung besitzt. Eine anionische wäre das Hydroxidion (OH ⁻) selbst.

Die zweite Unterteilung erfolgt in einwertige und zweiwertige Basen. Dabei spielt es eine Rolle, wie viele Hydroxidionen eine chemische Verbindung hat. Hat sie eine, wie Natriumhydroxid (NaOH) spricht man von einer einwertigen, bei zwei, wie Calciumhydroxid (Ca(OH) ₂), von einer zweiwertigen Base.

Natriumhydroxid und Wasser (NaOH + H₂O)

Das Natriumhydroxid (NaOH) ist eine sehr starke Base. Sie hat einen pOH-Wert von 14. Das bedeutet, die Base nimmt sehr gerne Protonen auf und erzeugt OH ⁻ Ionen. Das Gleichgewicht in so einer Reaktion liegt dann fast vollständig auf der rechten Seite. Deshalb teilt sich das Natriumhydroxid gerne auf.

Löst du nun das NaOH in Wasser, so spielt das Natrium Ion Na⁺ keine Rolle, da es sich nicht weiter bindet. Es kommt somit zu folgender Reaktionsgleichung:

Aus dem Hydroxidion wird Wasser und aus dem Wasser wird ein Hydroxidion durch den Übergang von H⁺. Musst du jedoch die komplette Reaktionsgleichung aufschreiben, so steht da einfach:

Dabei ist aber die rechte Seite in Wasser gelöst.

Starke Basen

Starke Basen sind aufgrund ihrer Dissoziation in Ionen sehr starke Elektrolyte . Das bedeutet, sie können gut Strom leiten.

Als starke Base kann CH ₃⁻ und NH ₂⁻ eingeordnet werden. Letzteres ist ein Amid. Aber auch das Hydroxidion OH ⁻, das Sulfidion S ²⁻ und das Phosphat PO ₄ ³⁻ sind sehr stark. Ammoniak NH ₃ ist ebenfalls stark.

Übrigens: Für eine ausführlichere Aufstellung von starken Säuren und Basen kannst du dir den Beitrag zu den anschauen!

Schwache Basen

Diese Untergruppe dissoziiert in Wasser nicht immer vollständig, da ihre Neigung Protonen aufzunehmen nicht allzu groß ist. Das bedeutet ebenfalls, sie sind eher schwache Elektrolyte.

Laugen und alkalische Lösungen Chemie

Bei Laugenhandelt es sich um eine alkalische Lösung. Diese Lösung ist meistens in Wasser.

Hier handelt es sich um die Auflösung von Metallhydroxiden in Wasser. Die Hydroxide fungieren dabei als Base. Beispiele wären das Natriumhydroxid (NaOH) oder das Kaliumhydroxid (KOH). Eine weitere Lauge ist die Kalklauge (Ca(OH) ₂).

Jedoch werden die Begrifflichkeiten nicht immer klar abgetrennt. Es kann auch sein, dass mit einer alkalischen Lösung eine nicht wässrige Lösung von einer Base gemeint ist. Dies ist zwar nicht die exakte Bezeichnung, wird aber trotzdem verwendet.

Basen - häufigste Fragen

Was sind Basen?
Basen sind alle Verbindungen, die in einer wässrigen Lösung Hydroxidionen (OH⁻) bilden können. Damit erhöhen sie den pH-Wert der Lösung.

Was gibt es für Basen?
Wichtige Basen sind:

Was ist eine Base und was ist eine Lauge?
Alle Laugen sind Basen, denn sie sind auch alkalisch, liegen aber in einer wässrigen Lösung vor. Wenn sich eine Base löst, werden Hydroxidionen frei und die entstandene basische Lösung wird dann als Lauge bezeichnet.

Natronlauge

Klasse! Jetzt kennst du dich bestens mit Basen aus. Eine der wichtigsten Basen ist die Natronlauge. Wenn du mehr darüber wissen willst, dann schau in unser Video rein!

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Basen: Basenkozepte ✅ Lewis & Brönsted Base Eigenschaften ✅ Beispiele von Basen ✅ mit kostenlosem Video

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Plant ein Experiment, bei dem ihr die alltägliche Beobachtung untersucht, was passiert mit eurem Körper, bevor ihr etwas saures esst.

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Wichtige Inhalte in diesem Video

In diesem Beitrag erklären wir dir die unterschiedlichen Konzepte und Definitionen rund um das Thema der Säure.

Möchtest du das alles kurz und knapp zusammengefasst in einem Video erklärt bekommen? Dann schau dir unser Video zu den Säuren an.

Inhaltsübersicht

Säure einfach erklärt

Säuren lassen sich über verschiedene sogenannte Säure Base Konzepte erklären. Das verbreitetste Konzept ist das von Brönsted und Lowry. Es beschreibt Säuren und ihr Verhalten mit Hilfe von den Protonen. Eine Säure gibt dabei ein Proton an eine Base ab. Somit ist eine saure Verbindung ein Protonendonator. Die Donatoren können mit einem Protonenakzeptor, welche auch als Basen bezeichnet werden, zusammen reagieren. Wichtig ist, dass Protonen in der Chemie als Wasserstoffionen H⁺ dargestellt werden.

In der Chemie gibt es mehrere verschiedene Säure-Base Konzepte zur Beschreibung von Säuren. Die wichtigsten sind die Säure-Base Konzepte nach Arrhenius, nach Brönsted und nach Lewis.

Löst du Säuren in Wasser, so kommt es durch die Reaktion zu einer Bildung von Oxoniumionen H ₃O⁺. Mit der Hilfe der Konzentration dieser Ionen kannst du dir dann den sogenannten pH Wert errechnen. Saure chemische Verbindungen erzielen hier Werte von bis 7. Wobei 7 als neutral gilt und 0 bedeutet, dass du eine sehr starke Säure berechnet hast.

Was ist eine Säure?

Für diese chemische Verbindungen gibt es aber mehrere Säure Basen Konzepte, die sich je nach Anwendungsfall unterscheiden. Es existiert somit keine eindeutige Definition der Säure, die alle Anwendungsbereiche abdeckt.

So gehen die Säure Basen Konzepte beispielsweise darauf ein, wie sich eine Säure in Wasser oder auch ohne Wasser verhält. Auch gibt es Unterschiede in der Definition einer Säure, je nach dem, ob die Protonen oder Elektronen einer Verbindung betrachtet werden.

Im Folgenden erklären wir dir die verschiedenen Konzepte näher. Dafür schauen wir uns zunächst das von Arrhenius an, bevor wir noch einmal genauer auf das von Brönsted eingehen. Zum Schluss lernst du noch die Definition von Lewis kennen.

Arrhenius Säure

Arrhenius hat 1887 festgestellt, dass Säuren, wenn sie in Wasser gelöst sind, elektrisch leitfähig sind. Sein Konzept rund um Säuren basiert somit auf der Ionentheorie. Er stellte weiterhin fest, dass eine Säure, die in Wasser gelöst wird, sich in ein positiv geladenes Wasserstoffion und ein Säurerest als Anion aufteilt. In der Definition nach Arrhenius benötigst du aber immer Wasser als Lösungsmittel. Die Reaktionsgleichung einer Säure (HA) würde damit so aussehen. HA zerfällt in wässriger Lösung in die Ionen.

HA + H ₂0 ⇌ H⁺ + A - + H ₂ 0

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Brönsted Säure

Wie auch im Video zu Säuren und Basen werden wir uns in diesem Artikel hauptsächlich auf die Definition von Brönsted und Lowry konzentrieren. Demnach gibt eine Säure ein Proton ab und wird dabei zu einer Base. Zusammengefasst gibt es also Protonendonatoren (Protonen abgeben) und Protonenakzeptoren (Protonen aufnehmen).

Die Definition der Brönsted Säure kannst du dir auch an der Reaktion von einer sauren Verbindung mit Wasser verdeutlichen. Zunächst unterliegt Wasser einer besonderen Reaktion, welche auch als Autoprotolysevon Wasser bezeichnet wird. Bei ihr reagiert Wasser zu einem Oxoniumion (H ₃O⁺) und Hydroxidion (OH ⁻).

H ₂0 + H ₂O H ₃O⁺ + OH -

In der Reaktionsgleichung siehst du, dass die Säure Wasser ein Proton abgegeben hat und sich dadurch H ₃O⁺ gebildet hat. Außerdem konnte es ein Proton aufnehmen, was dem Verhalten einer Base entspricht. Deswegen wird Wasser auch als Ampholyt bezeichnet. Es kann sich als Base und auch als Säure verhalten. So kannst du ebenfalls festhalten, dass eine Säure in einer Reaktion mit Wasser stets H ₃O⁺-Ionen bildet. Betrachten wir als Beispiel eine Reaktion von Chlorwasserstoff (HCl) mit Wasser, wobei ersteres die Säure ist.

HCl + H ₂O H ₃O⁺ + Cl ⁻

Du siehst, dass ein Proton von der Säure HCl auf das Wasser übergeht. Danach bleibt der Säurerest Cl ⁻ und das charakteristische Ion übrig.

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Lewis Säure

Das nächste wichtige Säure Basen Konzept ist das von Lewis. Er beschreibt eine Säure als Elektronenpaarakzeptor. Zusätzlich ist diese, da sie Elektronen an sich zieht, elektrophil. Die Definition ist somit unabhängig von den Protonen, der jeweiligen chemischen Verbindung. Außerdem werden hier immer kovalente Bindungen zwischen den Molekülen aufgebaut. Das liegt daran, dass es hier stets um Elektronenpaare geht. Die Basen sind nach Lewis, Elektronenpaardonatoren. Eine Beispielreaktion wäre hier Aluminiumchlorid (AlCl ₃) als Lewis Säure und Chlorid (Cl ⁻) als Base.

AlCl ₃ + Cl ⁻

Zudem kannst du merken, dass jede Base nach Brönsted auch eine Base nach Lewis ist. Jedoch ist das bei Säuren nicht der Fall und du musst genauer nachsehen, nach welchem Konzept der Stoff eine Säure ist.

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Eigenschaften Säuren

Säuren verhalten sich sehr unterschiedlich. Jedoch gibt es ein paar Eigenschaften, die man allen sauren Stoffen zuordnen kann.

Löst du eine Säure in Wasser kannst du mit der Hilfe des pH Wertes berechnen, wie sauer oder basisch die Lösung ist. Du kannst die chemischen Stoffe dann auf einer Skala von 0-14 einteilen. Wasser ist dabei neutral und hat einen Wert von 7. Eine saure Lösung ergibt Werte von unter 7 und eine basische von über 7. Wir nennen dir in dem oben verlinkten Video auch mehrere Beispiele. Wichtig ist noch, dass wenn du eine Säure in Wasser verdünnen möchtest, du die Säure immer ins Wasser gibst. Hier kommt es bei der Verdünnung zu einer exothermen Reaktion und Wärme entsteht. Würdest du daher das Wasser auf die Säure geben, wäre diese Reaktion sehr viel stärker als andersherum.

Eine zweite Eigenschaft von Säuren ist, dass diese organische Materialien, unedle Metalle und Kalk angreifen. Aufgrund dessen arbeitet man in Laboren immer mit Schutzausrüstung, wenn man Säuren behandelt. Gibst du Säuren mit Basen zusammen, so neutralisiert letzteres den sauren Stoff.

Außerdem leiten Säuren in Wasser Strom, was als Elektrolyse bekannt ist. Die letzte Eigenschaft ist, dass Säuren nicht immer als Flüssigkeiten vorliegen müssen. Beispielsweise ist die Ascorbinsäure, welche du als Vitamin C kennst, fest. Es gibt aber auch gasförmige saure Verbindungen.

Säure Base Gleichgewicht

In dem Video zu Reaktionsgleichungen hast du schon etwas über den Gleichgewichtspfeil gelernt. Diesen siehst du in der Säuren Basen Chemie öfters, da hier Hin- und Rückreaktion parallel zueinander verlaufen.

Das Gleichgewicht einer solchen Reaktion kannst du über den pKS Wert bestimmen. Allgemein gilt je höher der K S-Wert und damit je niedriger der pK S-Wert einer Säure ist, desto stärker ist der chemische Stoff. Handelt es sich um eine starke saure Verbindung so gibt diese ihre Protonen leichter ab und reagiert besser mit Wasser. Das Gleichgewicht verschiebt sich hier dann nach rechts in der Reaktionsgleichung.

Mehrprotonige Säure

Nach Brönsted und Lowry sind Säuren Protonendonatoren. Nun gibt es aber auch saure Verbindungen, die mehr als nur ein Proton abgeben können. Diese werden dann mehrprotonige Säuren genannt. Zwei Beispiele dafür wären die Phosphor- (H ₃PO ₄) und Schwefelsäure (H ₂SO ₄). Die Reaktion von Schwefelsäure mit Wasser, läuft dabei über zwei sogenannte Dissoziationsstufen ab. Je Stufe wird ein Proton abgegeben.

Erste Dissoziationsstufe:

H ₂SO ₄ + H ₂0 H ₃O⁺ +

Nach der Reaktion hat hat Schwefelsäure ein Proton abgegeben und der Säurerest HSO ₄⁻ kann in einer zweiten Dissoziationsstufe noch einmal mit Wasser reagieren:

+ H ₂0 H ₃O⁺ +

Oxidierende Säure

Bei der Unterteilung der sauren chemischen Stoffe in oxidierende und nicht oxidierende wird der Säurerest der Verbindung betrachtet. Eine Säure spaltet sich in das Wasserstoffion und einen Rest auf. Ist dieser Rest weiter oxidierend, das heißt entzieht er anderen Stoffen die Elektronen, dann sprichst du von einer oxidierenden Säure. Ob ein Stoff oxidierend ist kannst du an der elektrochemischen Spannungsreihe erkennen.

Saure Lösung

Wenn du ein Nichtmetalloxid in Wasser gibst entsteht eine saure Lösung. Nichtmetalloxide bilden in Zusammenhang mit Wasser als Lösung eine Säure.

Säuren im Alltag und Beispiele Säuren

Zum Schluss kannst du in diesem Kapitel viele Beispiele von Säuren und ihre Strukturformeln nachlesen. Einigen davon begegnest du auch im Alltag, wie: Wein, Fruchtsäure, Citronensäure, Apfelsäure, Essigsäure, Milchsäure, Ascorbinsäure, Kohlensäure und in der Coca Cola auch Phosphorsäure.

Schwefelsäure

H ₂SO ₄

Salzsäure

HCl

Salpetersäure

HNO ₃

Phosphorsäure

H ₃PO ₄

Kohlensäure

H ₂CO ₃

Ammoniak

NH ₃

Natriumhydroxid

NaOH

Essigsäure

CH ₃-COOH

Apfelsäure

C ₄H ₆O ₅

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Das Optimum der Pufferlösung

Das Optimum der Pufferlösung ist der pH-Bereich, in dem sich bei Zugabe einer Säure (Oxonium-Ionen) oder einer Base (Hydroxid-Ionen) der pH-Wert der Pufferlösung am wenigsten ändert. Der pH-Bereich des Optimums entspricht dabei dem pKs-Wert der Puffersäure.

Hinweis: Der pKs-Wert gibt an, wie stark oder schwach eine Säure in einer wässrigen Lösung ist. Je kleiner der pKs-Wert, desto stärker ist die Säure. Sie gibt somit leichter ihre Protonen ab. Dadurch entstehen mehr Oxonium-Ionen (H ₃O⁺) in der Lösung.

Innerhalb des pH-Bereiches liegen die Puffersäure und die Pufferbase im Verhältnis 1:1 vor. Dadurch können sowohl zugefügte Oxonium-Ionen als auch Hydroxid-Ionen gut abgepuffert werden.

Ist der pH-Wert der Pufferlösung kleiner als der pKs-Wert der Säure, dann liegt mehr Puffersäure in der Lösung vor. Dadurch können Hydroxid-Ionen zwar besser abgefangen werden, die Oxonium-Ionen jedoch nicht. So wird das Puffersystem saurer.

Bei einem höheren pH-Wert als der pKs-Wert ist mehr Pufferbase in der Lösung enthalten. Die Folge ist, dass Hydroxid-Ionen schlechter abgefangen werden und das Puffersystem alkalisch wird.

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Merke: In der Regel unterscheidet sich der pH-Wert der Pufferlösung nicht mehr als ± 1-Einheiten vom pKs-Wert der Puffersäure.

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Strukturformel und Eigenschaften

Kohlensäure besitzt die Summenformel und hat eine molare Masse von 62,03. Hier siehst du die ihre Strukturformel:

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Nach der Erlenmeyer-Regel ist Kohlensäure sehr instabil. Als Verbindung mit zwei Hydroxygruppen am selben Kohlenstoffatom tendiert sie dazu, Wasser abzuspalten. Das Gleichgewicht liegt daher immer mehr auf der Seite des gelösten Kohlenstoffdioxids.

Deshalb ist in Getränken tatsächlich kaum Kohlensäure enthalten, sondern hauptsächlich Kohlenstoffdioxid. Das verursacht auch das Blubbern, das oft fälschlicherweise der Kohlensäure zugeschrieben wird.

Trotz der Instabilität ist es im Labor gelungen, reine Kohlensäure zu gewinnen. Die Kohlensäure Herstellung ist jedoch nur in kompletter Abwesenheit von Wasser und Metallionen und bei sehr niedrigen Temperaturen möglich. Als reine Substanz ist sie eine klare, farblose Flüssigkeit.

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Ammoniak Eigenschaften

Wir haben dir einige physikalische und chemische Eigenschaften von Ammoniak aufgelistet:

Physikalische Eigenschaften:

Molare Masse: Die molare Masse von Ammoniak beträgt 17,03 g/mol.

Dichte: NH₃ hat eine Dichte von 0,7714 g/l.

pH-Wert: Der pH-Wert des Gases liegt bei 13. Deshalb kannst du sagen, dass Ammoniak sehr basisch ist.

Siedepunkt: Das Gas siedet bereits bei -33,33 °C.

Schmelzpunkt: Bei -77,65 °C schmilzt ein Ammoniakmolekül.

Vorkommen: Als freies Gas kommt es nur in geringer Menge auf der Erde vor. Es entsteht beispielsweise bei der Zersetzung von abgestorbenen Pflanzen und tierischen Exkrementen. Auch in deinem Körper kommt das Gas vor. Beispielsweise riechst du Ammoniak auch manchmal im Urin.

Chemische Eigenschaften:

Aussehen: NH3 ist ein farbloses Gas.

Löslichkeit: Das Gas ist sehr gut mischbar mit Wasser, Ethanol, Aceton und Chloroform. Hat sich Ammoniak in Wasser gelöst, bezeichnest du das Gemisch als Ammoniaklösung oder Salmiakgeist (Ammoniakwasser).

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Ammoniak kann mit vielen Elementen und Verbindungen reagieren. Schauen wir uns ein paar Beispiele dafür an:
Ammoniak-Reaktionsgleichungen
Da Ammoniak eine Base ist, bildet es bei der Reaktion mit Wasser Ionen. Du nennst sie Ammonium-Ionen (NH ₄⁺) und Hydroxid-Ionen (OH ⁻):

Mit Säuren bildet das Gas Ammoniumsalze. Bei der Reaktion von Ammoniak mit Salzsäure entsteht beispielsweise Ammoniumchlorid (NH ₄ Cl):

Bei einer Reaktion von Ammoniak mit Salpetersäure (HNO ₃) entsteht ein anderes Ammoniumsalz, nämlich Ammoniumnitrat (NH ₄NO ₃):

Du kannst das Gas auch verbrennen. Dafür benötigst du Sauerstoff und höhere Temperaturen:

Hohe Temperaturen in Kombination mit einem Katalysator (Beschleuniger) führen dazu, dass das Gas in Wasserstoff und Stickstoff zerfällt:

Auch mit Salzen der Schwefelsäure wie z.B. Kupfersulfat (CuSO ₄) kann NH ₃ reagieren. Dabei entsteht dann ein blauer Komplex:

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Bestimme den pH-Wert der bereitstehenden Chemikalien mithilfe des Rotkohlsafts als Indikator. Gebe dafür je einen Tropfen der vorliegenden Chemikalien in das Raster der Tüpfelplatte und füge einen Tropfen Rotkohlindikator hinzu. Ermittle zusätzlich den pH-Wert mit einem anderen Indikator.

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