SäureBaseGleichgewichten

Die Säure-Base-Gleichgewicht bezeichnet den dynamischen Balanceprozess zwischen Säuren und Basen in einer Lösung. Es wird durch verschiedene Definitionen beschrieben, vor allem die Brønsted-Lowry-Definition (Säuren spenden Protonen, Basen nehmen Protonen) und die Arrhenius-Definition (Säuren liefern H+, Basen liefern OH− in Wasser).

In einer Lösung lässt sich das Gleichgewicht durch Gleichungen wie Ka = [H+][A−]/[HA] für eine schwache Säure und Kb = [OH−][BH+]/[B] für eine Base ausdrücken. Das Wasser-Ionenkonzept Kw = [H+][OH−] = 1,0×10−14 bei 25°C bestimmt den Zusammenhang zwischen pH und pOH, wobei pH = −log[H+] und pOH = −log[OH−], pH + pOH = 14.

Pufferlösungen nutzen das Säure-Base-Gleichgewicht, um den pH-Wert gegen Zugabe von starken Säuren oder Basen zu stabilisieren. Typische Beispiele sind ein Essigsäure/Acetat-Puffer (HA/A−) und ein Ammonium/Ammoniak-Puffer (BH+/B). Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung lautet: pH = pKa + log([A−]/[HA]); für Basenpuffer entsprechend pOH = pKb + log([BH+]/[B]). Diese Beziehungen erklären, warum Puffer auch bei Zugaben von Stoffen relativ stabile pH-Werte zeigen.

Anwendungen finden sich in Biologie, Medizin, Umweltchemie und Analytik; etwa der Kohlensäure-Bicarbonat-Puffer im Blut. Das Gleichgewicht wird durch Temperatur beeinflusst, und seine Beschreibung erfordert oft Berücksichtigung von schwachen Säuren/Basen; bei starken Säuren/Basen oder hohen Konzentrationen können genauere Ansätze nötig sein.