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‎Warum sind Salze nicht neutral?

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{{DISPLAYTITLE:pH-Wert einer Salzlösung}}
{{navi|Säure-Base-Reaktionen|Puffersysteme}}
== Warum sind Salze nicht neutral? ==
Nach der einfachen Theorie von Arrhenius müssen alle [[Salz]]lösungen neutral ([[pH-Wert]] = 7) sein, da [[Salz]]e durch die [[Neutralisation]] von [[Säure-Base-Reaktionen|Säuren und Basen]] gebildet werden. In diesem Schritt reagieren Hydroxid-[[Ionen]] und hydratisierte [[Wasserstoff]]-[[Ionen]] zu [[Wasser]]. Wenn das [[Wasser]] verdampft, werden aus den übriggebliebenen [[Metall]]-[[Kationen]] und Säurerest-[[Anionen]] kristalline [[Salz]]e.

In der Realität allerdings sieht man, dass [[Salz]]e nicht immer neutral sind, denn z. B. eine wässrige Lösung von [[Ammoniumchlorid]] (NH4Cl) reagiert sauer und eine Lösung von [[Natriumacetat]] (CH3COONa) reagiert alkalisch.

Im Allgemeinen lässt sich der pH-Wert einer Salzlösung aus den [[Säurestärke|Stärken der Säuren und Basen]] ableiten, aus dennen das Salz hergestellt wurde:
{| class="wikitable sortable"
|-
! Säure !! Base !! Salz
|-
| [[Säurestärke|starke Säure]] [[HCl]] || starke Base [[Natronlauge|NaOH]] || neutral [[NaCl]]
|-
| schwache Säure [[Essigsäure]] || starke Base NaOH || alkalisch [[PH-Wert_einer_Salzlösung#Natriumacetat-L.C3.B6sung|Natriumacetat]]
|-
| schwache Säure [[Essigsäure]] || schwache Base [[Ammoniak]] || neutral [[Ammoniumacetat]]
|-
| starke Säure [[HCl]] || schwache Base [[Ammoniak]] || sauer [[#Ammoniumchlorid-L.C3.B6sung|Ammoniumchlorid]]
|}

* [[Brönsted-Theorie]]

== Beispiele ==
=== Ammoniumchlorid-Lösung ===
Das Ammonium-Ion (NH4+) ist eine schwache Säure ([[S%C3%A4urest%C3%A4rke#pKS-Werte|pKS]] = 9,25). Das Chlorid-Ion dagegen ist eine sehr schwache Base, die daher in der Rechnung vernachlässigt werden kann.

Für eine Ausgangskonzentration von c0(NH4+) = 0,1 mol '''·''' L-1 ergibt sich folgender [[pH-Wert]]:

pH = 1/2 '''·''' ([[S%C3%A4urest%C3%A4rke#pKS-Werte|pKS]] - lg c(NH4+))

pH = 1/2 '''·''' (9,25 + 1)

pH = 5,1

=== Natriumacetat-Lösung ===
Natriumacetat ist das [[Salz]], das bei der [[Neutralisation]] von [[Natronlauge]] (starke [[Lauge]]) mit [[Essigsäure]] (schwache Säure) entsteht.

Die [[Natrium]]-[[Ionen]] wirken sich nicht auf den [[pH-Wert]] aus, die Acetat-[[Ionen]] (CH3COO-) allerdings wirken als schwache Base (pKB = 9,25). Mit Wassermolekülen bilden sich Hydroxid-Ionen. Bei einer Ausgangskonzentration von ''c''(CH3COONa) = 0,1 mol '''·''' L-1 ergibt sich folgender [[pH-Wert]]:

pH = 14 - 1/2 '''·''' (pKB - lg ''c''(B))

pH = 14 - 1/2 '''·''' (9,25 + 1)

pH = 8,9

== Übungsaufgaben ==
115.1

Die Lösungen der folgenden Stoffe haben die Konzentration ''c'' = 0,1 mol '''·''' L-1.

Berechne die [[pH-Wert]]e der Lösungen:

a) [[Kaliumnitrat]] (KNO3)

b) [[Natriumcarbonat]] (Na2CO3)
{{Link-Bild-in|Bild=Loesung.jpg|Breite=64px|Höhe=24px|Link=PH-Wert-Berechnung:_Lösungen#pH-Wert_einer_Salzl.C3.B6sung}}

== Experimente ==
{{Ex-ec|211|1|pH-Wert einer Salzlösung}}
{{CK|136|Saure und basische Salze}}
{{cb|-|115|209}}
{{www|1=pH-Wert einer Salzlösung}}

[[Kategorie:Chemie]]

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 | [[Säurestärke|starke Säure]]<br />[[HCl]] || starke Base<br />[[Natronlauge|NaOH]] || neutral<br /> [[NaCl]]
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-| schwache Säure<br />[[Essigsäure]] || starke Base<br />NaOH || alkalisch<br /> [[PH-Wert_einer_Salzlösung#Natriumacetat-L.C3.B6sung|Natriumacetat]]
+| schwache Säure<br />[[Essigsäure]] || starke Base<br />NaOH || alkalisch<br /> [[Natriumacetat]]
 |-
 | schwache Säure<br />[[Essigsäure]] || schwache Base<br />[[Ammoniak]] || neutral<br /> [[Ammoniumacetat]]

PH-Wert einer Salzlösung - Versionsgeschichte

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