Wir können die relativen Stärken der konjugierten Säure-Base-Paare auch nutzen, um die Säure-Base-Eigenschaften von Salzlösungen zu verstehen. Eine Neutralisationsreaktion kann als Reaktion zwischen einer Säure und einer Base definiert werden, bei der ein Salz und Wasser entstehen. Das heißt, ein anderes Kation, wie z. B. \(Na^+\), ersetzt das Proton der Säure. Ein Beispiel ist die Reaktion von \(\ce{CH3CO2H}\), einer schwachen Säure, mit \(\ce{NaOH}\), einer starken Base:

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Abhängig von den Säure-Base-Eigenschaften seiner Komponenten-Ionen kann sich ein Salz jedoch in Wasser auflösen und eine neutrale, eine basische oder eine saure Lösung bilden.

Wenn sich ein Salz wie \(NaCl\) in Wasser löst, bildet es \(Na^+_{(aq)}\) und \(Cl^-_{(aq)}\) Ionen. Unter Verwendung eines Lewis-Ansatzes kann das \(Na^+\)-Ion als eine Säure betrachtet werden, da es ein Elektronenpaarakzeptor ist, obwohl es aufgrund seiner geringen Ladung und seines relativ großen Radius eine sehr schwache Säure ist. Das \(Cl^-\)-Ion ist die konjugierte Base der starken Säure \(HCl\), hat also praktisch keinen basischen Charakter. Folglich hat das Lösen von \(NaCl\) in Wasser keine Auswirkung auf den \(pH\) einer Lösung, und die Lösung bleibt neutral.

Lassen Sie uns nun dieses Verhalten mit dem Verhalten von wässrigen Lösungen von Kaliumcyanid und Natriumacetat vergleichen. Auch hier haben die Kationen (\(K^+\) und \(Na^+\)) im Wesentlichen keinen sauren Charakter, aber die Anionen (\(CN^-\) und \(CH_3CO_2^-\)) sind schwache Basen, die mit Wasser reagieren können, weil sie die konjugierten Basen der schwachen Säuren \(HCN\) bzw. Essigsäure sind.

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Keine der beiden Reaktionen verläuft, wie geschrieben, sehr weit rechts, weil die Bildung des schwächeren Säure-Basen-Paares bevorzugt wird. Sowohl \(HCN\) als auch Essigsäure sind stärkere Säuren als Wasser, und Hydroxid ist eine stärkere Base als Acetat oder Cyanid, so dass in beiden Fällen das Gleichgewicht links liegt. Nichtsdestotrotz erzeugt jede dieser Reaktionen genügend Hydroxidionen, um eine basische Lösung zu erzeugen. Zum Beispiel beträgt der \(pH\) einer 0,1 M Lösung von Natriumacetat oder Kaliumcyanid bei 25°C 8,8 bzw. 11,1. Aus den Tabellen E1 und E2 geht hervor, dass \(CN^-\) eine stärkere Base ist (\(pK_b = 4,79\)) als Acetat (\(pK_b = 9,24\)), was damit übereinstimmt, dass \(KCN\) bei gleicher Konzentration eine basischere Lösung als Natriumacetat ergibt.

Im Gegensatz dazu sollte die konjugierte Säure einer schwachen Base eine schwache Säure sein. Zum Beispiel sind Ammoniumchlorid und Pyridiniumchlorid Salze, die durch Reaktion von Ammoniak bzw. Pyridin mit \(HCl\) hergestellt werden. Wie Sie bereits wissen, ist das Chloridion eine so schwache Base, dass es nicht mit Wasser reagiert. Im Gegensatz dazu sind die Kationen der beiden Salze schwache Säuren, die mit Wasser wie folgt reagieren:

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Abbildung \(\PageIndex{2}\) zeigt, dass \(H_3O^+\) eine stärkere Säure ist als \(NH_4^+\) oder \(C_5H_5NH^+\), und umgekehrt sind Ammoniak und Pyridin beide stärkere Basen als Wasser. Das Gleichgewicht wird daher in beiden Fällen weit links liegen und das schwächere Säure-Base-Paar begünstigen. Die durch die Reaktionen erzeugte \(H_3O^+\)-Konzentration ist jedoch groß genug, um den \(pH\) der Lösung deutlich zu senken: Der \(pH\) einer 0,10 M Lösung von Ammoniumchlorid bzw. Pyridiniumchlorid bei 25°C beträgt 5,13 bzw. 3,12.

Was geschieht mit wässrigen Lösungen eines Salzes wie Ammoniumacetat, bei dem sowohl das Kation als auch das Anion getrennt mit Wasser reagieren können, um eine Säure bzw. eine Base zu bilden? Gemäß Abbildung 16.10 senkt das Ammoniumion den \(pH\), während gemäß Abbildung 16.9 das Acetat-Ion den \(pH\) erhöht. Dieser besondere Fall ist insofern ungewöhnlich, als das Kation eine ebenso starke Säure wie das Anion eine Base ist (pKa ≈ pKb). Folglich heben sich die beiden Effekte auf, und die Lösung bleibt neutral. Bei Salzen, bei denen das Kation eine stärkere Säure ist als das Anion eine Base, hat die endgültige Lösung einen \(pH\) < 7,00. Umgekehrt hat die Endlösung einen \(pH\) > 7,00, wenn das Kation eine schwächere Säure als das Anion eine Base ist.

Saure Metallionen

Lösungen von einfachen Salzen von Metallionen können ebenfalls sauer sein, obwohl ein Metallion nicht direkt ein Proton an Wasser abgeben kann, um \(H_3O^+\) zu erzeugen. Stattdessen kann ein Metallion als Lewis-Säure fungieren und mit Wasser, einer Lewis-Base, in Wechselwirkung treten, indem es sich mit einem einsamen Elektronenpaar am Sauerstoffatom koordiniert und ein hydratisiertes Metallion bildet (Abbildung \(\PageIndex{1a}\)). Ein an ein Metallion koordiniertes Wassermolekül ist aus zwei Gründen saurer als ein freies Wassermolekül. Erstens machen es abstoßende elektrostatische Wechselwirkungen zwischen dem positiv geladenen Metallion und den teilweise positiv geladenen Wasserstoffatomen des koordinierten Wassermoleküls dem koordinierten Wasser leichter, ein Proton zu verlieren.

Abbildung \(\PageIndex{1}\)

Zweitens zieht die positive Ladung des \(Al^{3+}\)-Ions Elektronendichte von den Sauerstoffatomen der Wassermoleküle an, wodurch die Elektronendichte in den \(\ce{O-H}\)-Bindungen abnimmt, wie in Abbildung \(\PageIndex{1b}\) dargestellt. Bei geringerer Elektronendichte zwischen den \(O\)-Atomen und den H-Atomen sind die \(\ce{O-H}\)-Bindungen schwächer als in einem freien \(H_2O\)-Molekül, wodurch es leichter ist, ein \(H^+\)-Ion zu verlieren.

Das Ausmaß dieses Effekts hängt von den folgenden beiden Faktoren ab (Abbildung \(\PageIndex{3}\)):

1. Die Ladung des Metallions. Ein zweiwertiges Ion (\(M^{2+}\)) wirkt sich etwa doppelt so stark auf die Elektronendichte in einem koordinierten Wassermolekül aus wie ein einwertiges Ion (\(M^+\)) mit demselben Radius.
2. Der Radius des Metallions. Für Metallionen mit gleicher Ladung gilt: Je kleiner das Ion ist, desto kürzer ist der innere Kernabstand zum Sauerstoffatom des Wassermoleküls und desto größer ist die Wirkung des Metalls auf die Elektronendichteverteilung im Wassermolekül.

Daher sind wässrige Lösungen kleiner, hochgeladener Metallionen, wie \(Al^{3+}\) und \(Fe^{3+}\), sauer:

\^{3+}_{(aq)} \rightleftharpoons ^{2+}_{(aq)}+H^+_{(aq)} \label{16.36}\]

Das \(^{3+}\)-Ion hat einen \(pK_a\) von 5,0 und ist damit eine fast ebenso starke Säure wie Essigsäure. Aufgrund der beiden zuvor beschriebenen Faktoren ist der wichtigste Parameter für die Vorhersage der Wirkung eines Metallions auf den Säuregrad koordinierter Wassermoleküle das Verhältnis von Ladung zu Radius des Metallions. Eine Reihe von Metallionenpaaren, die im Periodensystem auf einer diagonalen Linie liegen, wie z. B. \(Li^+\) und \(Mg^{2+}\) oder \(Ca^{2+}\) und \(Y^{3+}\), haben unterschiedliche Größen und Ladungen, aber ein ähnliches Verhältnis von Ladung zu Radius. Infolgedessen haben diese Metallionenpaare ähnliche Auswirkungen auf den Säuregrad koordinierter Wassermoleküle, und sie weisen oft auch andere signifikante Ähnlichkeiten in der Chemie auf.

Saure Metallionen

Lösungen von kleinen, stark geladenen Metallionen in Wasser sind sauer.

Reaktionen wie die in diesem Abschnitt besprochenen, bei denen ein Salz mit Wasser reagiert, um eine saure oder basische Lösung zu ergeben, werden oft als Hydrolysereaktionen bezeichnet. Die Verwendung eines separaten Namens für diese Art von Reaktion ist unglücklich, weil sie suggeriert, dass sie irgendwie anders sind. Tatsächlich sind Hydrolysereaktionen nur Säure-Base-Reaktionen, bei denen die Säure ein Kation oder die Base ein Anion ist; sie gehorchen den gleichen Prinzipien und Regeln wie alle anderen Säure-Base-Reaktionen.

Hydrolyse

Eine Hydrolysereaktion ist eine Säure-Base-Reaktion.

Beispiel \(\PageIndex{1}\)

Bestimme, ob wässrige Lösungen dieser Verbindungen sauer, basisch oder neutral sind.

1. \(KNO_3\)
2. \(CrBr_3 \cdot H_2O\)
3. \(Na_2SO_4\)

Gegeben: Verbindung

Gefragt: Azidität oder Basizität der wässrigen Lösung

Strategie:

1. Bewerte die Säure-Base-Eigenschaften des Kations und des Anions. Wenn das Kation eine schwache Lewis-Säure ist, wird es den \(pH\) der Lösung nicht beeinflussen. Wenn das Kation jedoch die konjugierte Säure einer schwachen Base oder ein relativ stark geladenes Metallkation ist, wird es mit Wasser reagieren und eine saure Lösung erzeugen.
2. Wenn das Anion die konjugierte Base einer starken Säure ist, wird es den \(pH\) der Lösung nicht beeinflussen. Wenn das Anion jedoch die konjugierte Base einer schwachen Säure ist, wird die Lösung basisch sein.

Lösung:

a

1. Das \(K^+\)-Kation hat eine kleine positive Ladung (+1) und einen relativ großen Radius (weil es in der vierten Reihe des Periodensystems steht), daher ist es eine sehr schwache Lewis-Säure.
2. Das \(NO_3-\)-Anion ist die konjugierte Base einer starken Säure, hat also praktisch keinen basischen Charakter (Tabelle 16.1). Daher werden weder das Kation noch das Anion mit Wasser reagieren, um \(H^+\) oder \(OH^-\) zu bilden, und die Lösung wird neutral sein.

b.

1. Das \(Cr^{3+}\)-Ion ist ein relativ stark geladenes Metallkation, das sich ähnlich wie das \(Al^{3+}\)-Ion verhalten sollte und den 3+-Komplex bildet, der sich wie eine schwache Säure verhalten wird: \^{3+}_{(aq)} \ce{ <=>>} Cr(H_2O)_5(OH)]^{2+}_{(aq)} + H^+_({aq)}]
2. Das \(Br^-\)-Anion ist eine sehr schwache Base (es ist die konjugierte Base der starken Säure \(HBr\)), daher beeinflusst es den \(pH\) der Lösung nicht. Daher wird die Lösung sauer sein.

c.

1. Das \(Na^+\)-Ion ist wie das \(K^+\)-Ion eine sehr schwache Säure, daher sollte es den Säuregrad der Lösung nicht beeinflussen.
2. Im Gegensatz dazu ist \(SO_4^{2-}\) die konjugierte Base von \(HSO_4^-\), das eine schwache Säure ist. Daher reagiert das \(SO_4^{2-}\)-Ion mit Wasser, wie in Abbildung 16.6 gezeigt, zu einer leicht basischen Lösung.

Übung \(\PageIndex{1}\)

Bestimmen Sie, ob wässrige Lösungen der folgenden Stoffe sauer, basisch oder neutral sind.

1. \(KI\)
2. \(Mg(ClO_4)_2\)
3. \(NaHS\)

Antwort a

neutral

Antwort b

sauer

Antwort c

basisch (aufgrund der die Reaktion von \(HS^-\) mit Wasser zu \(H_2S\) und \(OH^-\))