Warum ändert sich der pH zuerst langsam und fällt dann steil?

Das flache Stück ist der Pufferbereich: zugesetzte H⁺ werden von A⁻ neutralisiert und gehen in HA über, daher ändert sich lg([A⁻]/[HA]) nur schwach. Ist die Base fast verbraucht, bleiben neue H⁺ in Lösung, und der pH fällt — das ist die Grenze der Pufferkapazität.

Was bedeutet die Gleichheit pH = pKa?

Dann ist lg([A⁻]/[HA]) = 0, also [HA] = [A⁻]. An diesem Punkt ist die Pufferkapazität maximal: die Lösung hält den pH am besten sowohl bei Säure- als auch bei Basezugabe.

Was geschieht, wenn man statt der Säure eine starke Base zugibt?

Die Reaktion ist eine andere: OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O. Die schwache Säure wird verbraucht, die konjugierte Base reichert sich an; der pH steigt im Pufferbereich langsam nach derselben Henderson-Hasselbalch-Gleichung. Hier ist nur die Säurezugabe dargestellt.

Sind die „Mol“-Symbole echte Moleküle?

Nein. Jedes Symbol steht für eine große Stoffmenge (etwa ein Millimol). Wasser und fremde Ionen fehlen, damit die Stöchiometrie sichtbar bleibt: ein Mol H⁺ verbraucht ein Mol A⁻.

Pufferlösung

Henderson-Hasselbalch-Gleichung und pH-Kurve bei Zugabe einer starken Säure zum Gemisch HA/A⁻.

Zum Modell

Eine Pufferlösung — ein Gemisch aus der schwachen Säure HA und ihrer konjugierten Base A⁻ — wirkt einer scharfen pH-Änderung bei Zugabe einer starken Säure oder starken Base entgegen. Den pH im Pufferbereich liefert die Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKa + lg([A⁻]/[HA]). Zugesetzte H⁺ binden die Base: H⁺ + A⁻ → HA; das Verhältnis [A⁻]/[HA] ändert sich langsam, bis die Pufferkapazität erschöpft ist. Auf dem Bildschirm die Stöchiometrie in Mol und die pH-Kurve gegen die zugegebene starke Säure; daneben dieselben Stoffmengen H⁺ in Wasser ohne Puffer. Ideale Lösung, konstante Temperatur, das Volumen ändert sich durch den Titranten nicht; die starke Säure gilt als Quelle freier H⁺.

Für wen: Klasse 10–11 und allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte, Puffer, Titrationskurven.

Wichtige Begriffe

Henderson-Hasselbalch-Gleichung
Pufferkapazität
konjugiertes Säure-Base-Paar
pH
pKa
Titrationskurve
Pufferbereich

So funktioniert es

Der Puffer hält den pH, weil zugesetzte Protonen die konjugierte Base A⁻ aufnehmen. Solange beide Formen HA und A⁻ in merklicher Menge vorliegen, gilt pH ≈ pKa + lg([A⁻]/[HA]). Ist A⁻ erschöpft, endet die Kapazität und der pH fällt auf den Wert einer starken Säure. Im Diagramm ist die blaue Kurve der Puffer, die rote dieselben Stoffmengen H⁺ in Wasser.

Wichtige Gleichungen

pH = pKa + log₁₀([A⁻]/[HA])

Häufige Fragen

Warum ändert sich der pH zuerst langsam und fällt dann steil?: Das flache Stück ist der Pufferbereich: zugesetzte H⁺ werden von A⁻ neutralisiert und gehen in HA über, daher ändert sich lg([A⁻]/[HA]) nur schwach. Ist die Base fast verbraucht, bleiben neue H⁺ in Lösung, und der pH fällt — das ist die Grenze der Pufferkapazität.
Was bedeutet die Gleichheit pH = pKa?: Dann ist lg([A⁻]/[HA]) = 0, also [HA] = [A⁻]. An diesem Punkt ist die Pufferkapazität maximal: die Lösung hält den pH am besten sowohl bei Säure- als auch bei Basezugabe.
Was geschieht, wenn man statt der Säure eine starke Base zugibt?: Die Reaktion ist eine andere: OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O. Die schwache Säure wird verbraucht, die konjugierte Base reichert sich an; der pH steigt im Pufferbereich langsam nach derselben Henderson-Hasselbalch-Gleichung. Hier ist nur die Säurezugabe dargestellt.
Sind die „Mol“-Symbole echte Moleküle?: Nein. Jedes Symbol steht für eine große Stoffmenge (etwa ein Millimol). Wasser und fremde Ionen fehlen, damit die Stöchiometrie sichtbar bleibt: ein Mol H⁺ verbraucht ein Mol A⁻.

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