Neutralisation

Bei einer Neutralisation reagiert eine Säure mit einer Base zu Wasser und einem Salz. Die allgemeine Gleichung lautet: $\text{Säure} + \text{Base} \rightarrow \text{Salz} + \text{H}_2\text{O}$. Beispiel: $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$.

Auf molekularer Ebene reagieren die Oxoniumionen ($\text{H}_3\text{O}^+$) der Säure mit den Hydroxidionen ($\text{OH}^-$) der Base: $\text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^- \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$. Die Neutralisationsenthalpie ist für starke Säuren und starke Basen nahezu konstant: $\Delta H \approx -57 \, \text{kJ/mol}$. Der Grund: Die eigentliche Reaktion ist stets die Vereinigung von $\text{H}_3\text{O}^+$ und $\text{OH}^-$ zu Wasser, unabhängig von den Begleitionen.

Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn Säure und Base in exakt stöchiometrischem Verhältnis vorliegen. Bei starken Säuren/Base-Paaren liegt der pH-Wert am Äquivalenzpunkt bei genau $7,0$ (neutral). Bei der Neutralisation einer schwachen Säure mit einer starken Base liegt der pH-Wert über $7$ (basisch), weil die Anionen der schwachen Säure protonenakzeptierend wirken.

Verwandte Rechner: pH-Rechner | Säuren-Basen-Gleichgewicht | Titrations-Simulator

Praktische Anwendungen der Neutralisation sind allgegenwärtig: Antazida neutralisieren Magensäure ($\text{HCl}$) mit Calciumcarbonat oder Aluminiumhydroxid. Landwirtschaftliche Kalkung neutralisiert saure Böden mit Kalk ($\text{CaCO}_3$). In Kläranlagen werden Abwässer mit Kalk oder Natronlauge neutralisiert, bevor sie in Gewässer gelangen. Insektenstiche (Ameisensäure) werden mit Bicarbonatlösung neutralisiert.

Bei einer Überschuss-Titration wird die Base bis knapp über den Äquivalenzpunkt zugegeben. Der pH-Wert steigt dann steil an, was mit einem pH-Indikator (z.B. Phenolphthalein, Farbumschlag bei pH 8,2-10,0 sichtbar) oder einem pH-Meter detektiert werden kann.