Chemie-Arbeitsblatt _ _ Klasse _ _ _ Name __________________________________________________________________Datum _ _ ._ _._ _

 

Salze schwacher Säuren und Basen

 

Wässrige Lösungen von Salzen wie NaCl oder KNO3 reagieren neutral. Lösungen von Salzen wie Natriumacetat, Natriumnitrit, Ammoniumchlorid oder Aluminiumsulfat reagieren jedoch _________ oder ________ .
Allgemein kann man feststellen:
1. Anionen, die sich von ___________ Säuren ableiten, zum Beispiel CH3CO2- oder NO2-, verhalten sich in Lösungen _____________.
2. Kationen, die sich von schwachen _____________ ableiten, zum Beispiel NH4+ oder Fe3+, verhalten sich in Lösungen __________. Die Ursache ergibt sich aus der Säure-Base-Beziehung in Zusammenhang mit Wasser: Je schwächer eine ____________ ist, desto stärker ist ihre______________ ___________ . Diese ist identisch mit dem Anion in Salzen, die sich von der Säure ableiten. Die konjugierte Base der _______________, das Acetat-Ion, ist basisch genug, um mit Wasser unter Bildung von OH- -Ionen zu reagieren. Entsprechendes gilt für Kationen, die sich von _____________ ____________ ableiten. Das NH4+-Ion ist die _______________ ____________ der schwachen Base NH3: Lösungen von Ammoniumsalzen reagieren deswegen sauer. Die Anionen starker __________ , zum Beispiel Cl- (konjugierte _________ von ________ ), sind so schwach basisch, dass sie nicht mit Wasser reagieren. Oder anders formuliert: H2O ist eine ____________ ____________ als Cl- . Solche Ionen beeinflussen den pH-Wert nicht. Entsprechend sind die Kationen starker Basen zu schwach _____________ , d.h. schwächer ____________ als Wasser und ohne Wirkung auf den pH-Wert. Zu ihnen zählen die Ionen Li+ , Na+, K+, Rb+, Cs+, Ca++, Sr++ und Ba++. Viele in Wasser gelöste Metall-Kationen verhalten sich sauer. Als _____________ wirkt das hydratisierte ____________ -Ion: die an das Metall-Ion koordinierten Wassermoleküle können Protonen abspalten, z.B. [Fe(H2O)6]3+ X [Fe(H2O)5OH]2+ + H+. Solche Reaktionen werden häufig ohne Berücksichtigung des koordinierten Wassers formuliert: Fe3+(aq) + H2O X FeOH2+(aq) + H+(aq). 

Zur generellen Voraussage über den sauren oder basischen Charakter von Salzlösungen dienen folgende Regeln.

Salze von starken Basen mit starken Säuren beeinflussen den pH-Wert nicht, die Lösung hat pH=7.

Beispiele:

Salze von starken Basen mit schwachen Säuren ergeben basische Lösungen: pH>7.

Beispiele:

Salze von schwachen Basen mit starken Säuren ergeben saure Lösungen: pH<7.

Beispiele:

Salze von schwachen Basen mit schwachen Säuren können saure oder basische Lösungen ergeben. Der pH-Wert hängt davon ab, ob der saure Charakter des Kations oder der basische Charakter des Anions überwiegt.

Beispiele:

Hydrogensalze können sowohl als Säuren wie als Basen reagieren. Hier hängt der pH-Wert davon ab, ob der Ks-Wert für die Säuredissoziation oder der Kb-Wert für die Reaktion als Base größer ist.

Beispiele:

 

Lösungen:

 
Lösungswörter in der Reihenfolge des Textes:
sauer, basisch, schwachen, basisch, Basen, sauer, Säure, konjugierte Base, Essigsäure, schwachen Basen, konjugierte Säure, sauer, Säuren, Base, HCl, stärkere Base, sauer, sauer, Säure, Metall-,

Salze von starken Basen mit starken Säuren beeinflussen den pH-Wert nicht, die Lösung hat pH=7.

Beispiele:
NaCl, KNO3, Ba(ClO3)2

Salze von starken Basen mit schwachen Säuren ergeben basische Lösungen: pH>7.

Beispiele:
KNO3, Ca(CH3CO2)2, NaCN

Salze von schwachen Basen mit starken Säuren ergeben saure Lösungen: pH<7.

Beispiele:
NH4NO3, FeBr2, AlCl3

Salze von schwachen Basen mit schwachen Säuren können saure oder basische Lösungen ergeben. Der pH-Wert hängt davon ab, ob der saure Charakter des Kations oder der basische Charakter des Anions überwiegt.

Beispiele:
NH4CH3CO2: pH = 7
NH4CN, Cu(NO2)2: pH > 7

Hydrogensalze können sowohl als Säuren wie als Basen reagieren. Hier hängt der pH-Wert davon ab, ob der Ks-Wert für die Säuredissoziation oder der Kb-Wert für die Reaktion als Base größer ist.

Beispiele:
NaHS, NaH2PO4, Na2HPO4, NaHCO3

 

update am: 11.10.17                                                                                                                                                                              zurück        zur Hauptseite