Zuletzt aktualisiert: 2026-07-13

Was Neutralisation bedeutet

Neutralisation ist die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, bei der abgegebene Protonen (H⁺) mit Hydroxidionen (OH⁻) zu Wasser reagieren. Ist genau so viel Base zugegeben worden, dass sie mit der gesamten Säure reagiert – oder umgekehrt –, hat die Mischung ihren Äquivalenzpunkt erreicht. Dort liegen die Mengen im stöchiometrischen Verhältnis vor, und dieser Rechner ermittelt das Volumen oder die Konzentration, die dorthin führen.

Die Neutralisationsgleichung

$$n \, M_a V_a = m \, M_b V_b$$

Symbol	Größe	Einheit
Mₐ	Konzentration der Säure	mol/L (M)
Vₐ	Volumen der Säure	L
M_b	Konzentration der Base	mol/L (M)
V_b	Volumen der Base	L
n	Protonen pro Säure	—
m	Hydroxide pro Base	—

Das Produkt $M \times V$ ist die Stoffmenge in Lösung. Die Multiplikation der Säureseite mit $n$ zählt alle abgebbaren Protonen, die Multiplikation der Baseseite mit $m$ alle bereitgestellten Hydroxide. Am Äquivalenzpunkt sind beide Summen gleich. Nach der gesuchten Größe umgestellt:

• Volumen der Base: $V_b = \dfrac{n \, M_a V_a}{m \, M_b}$
• Konzentration der Base: $M_b = \dfrac{n \, M_a V_a}{m \, V_b}$
• Volumen der Säure: $V_a = \dfrac{m \, M_b V_b}{n \, M_a}$
• Konzentration der Säure: $M_a = \dfrac{m \, M_b V_b}{n \, V_a}$

Für eine einprotonige Säure und eine Base mit einem Hydroxid ($n = m = 1$) ergibt sich das vertraute $M_a V_a = M_b V_b$.

Rechenbeispiel

Wie viel 0,1 M Natronlauge neutralisiert 25 mL 0,1 M Salzsäure? Beide sind 1:1 ($n = m = 1$):

$$V_b = \frac{n \, M_a V_a}{m \, M_b} = \frac{1 \times 0{,}1\ \text{M} \times 0{,}025\ \text{L}}{1 \times 0{,}1\ \text{M}} = 0{,}025\ \text{L} = 25\ \text{mL}$$

Gleiche Konzentrationen und ein 1:1-Verhältnis ergeben gleiche Volumina.

Mehrprotonige Säuren und Basen

Die Faktoren $n$ und $m$ machen das zu mehr als einer einfachen Produktregel. Eine mehrprotonige Säure gibt mehr als ein Proton pro Molekül ab, und manche Basen setzen mehr als ein Hydroxid pro Formeleinheit frei.

Spezies	Protonen (n) oder OH (m)
HCl	n = 1
H₂SO₄	n = 2
H₃PO₄	n = 3
NaOH	m = 1
Ca(OH)₂	m = 2

Neutralisiert man 25 mL 0,1 M HCl mit Calciumhydroxid, Ca(OH)₂, bei 0,05 M, so gilt $m = 2$, da jedes Ca(OH)₂ zwei Hydroxidionen liefert:

$$V_b = \frac{1 \times 0{,}1\ \text{M} \times 0{,}025\ \text{L}}{2 \times 0{,}05\ \text{M}} = \frac{0{,}0025}{0{,}1} = 0{,}025\ \text{L} = 25\ \text{mL}$$

Die verdoppelte Hydroxidzahl und die halbierte Konzentration heben sich auf, sodass 25 mL genügen.

Der Äquivalenzpunkt liegt nicht immer bei pH 7

Den Äquivalenzpunkt zu erreichen bedeutet, dass die Reaktionspartner ausgeglichen sind – nicht zwangsläufig, dass die Lösung neutral ist. Eine starke Säure, neutralisiert von einer starken Base, ergibt ein neutrales Salz und Wasser nahe pH 7. Eine schwache Säure mit starker Base hinterlässt jedoch ein basisches Salz (Äquivalenzpunkt über pH 7), eine starke Säure mit schwacher Base ein saures Salz (unter pH 7). Die hier verwendete Volumenbeziehung gilt unabhängig vom resultierenden pH-Wert.

Wie sich das von einer Titrationskurve unterscheidet

Dieses Werkzeug beantwortet die Endpunktfrage: wie viel Titrator nötig ist oder welche Konzentration eine unbekannte Probe bei gemessenem Endpunktvolumen hat. Eine vollständige Titrationskurve trägt dagegen den pH-Wert gegen den zugegebenen Titrator auf und zeigt den Pufferbereich und den steilen Anstieg nahe dem Äquivalenzpunkt. Nutze die Neutralisationsbeziehung zum Planen einer Titration oder zum Rückrechnen einer Konzentration; nutze die Titrationskurve, um den pH-Verlauf zu untersuchen.

Häufige Anwendungen

• Planen, wie viel Base oder Säure eine Titration benötigt, bevor man beginnt.
• Rückrechnen einer unbekannten Konzentration aus einem gemessenen Endpunktvolumen.
• Korrektes Skalieren der Reagenzvolumina für Schwefel-, Phosphor- oder andere mehrprotonige Säuren.

Häufig gestellte Fragen (FAQ)

Wie lautet die Neutralisationsgleichung?

Reagieren Säure und Base bis zum Äquivalenzpunkt, so entspricht die Stoffmenge der abgegebenen H⁺ der Stoffmenge der verfügbaren OH⁻: n·Mₐ·Vₐ = m·M_b·V_b. Dabei sind Mₐ und Vₐ Konzentration und Volumen der Säure, M_b und V_b die der Base, n die Anzahl der abgebbaren Protonen pro Säuremolekül und m die Anzahl der Hydroxidionen pro Formeleinheit der Base. Für eine einprotonige Säure und eine Base mit einem Hydroxid (n = m = 1) vereinfacht sich das zu MₐVₐ = M_bV_b.

Was ist der Äquivalenzpunkt?

Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn Säure und Base im genau stöchiometrischen Verhältnis vorliegen – jedes abgegebene Proton trifft auf ein Hydroxidion, keiner der Reaktionspartner ist im Überschuss. Dieser Rechner liefert das Volumen oder die Konzentration, die diesen Punkt erreichen. Der Äquivalenzpunkt liegt nicht immer bei pH 7: Eine starke Säure mit einer schwachen Base ergibt eine saure Salzlösung, eine schwache Säure mit einer starken Base eine basische.

Wie verändern mehrprotonige Säuren und Basen die Rechnung?

Eine mehrprotonige Säure gibt mehr als ein Proton pro Molekül ab und neutralisiert daher entsprechend mehr Base. Schwefelsäure (H₂SO₄) hat n = 2, Phosphorsäure (H₃PO₄) hat n = 3. Ebenso liefert eine Base wie Ca(OH)₂ zwei Hydroxidionen, also m = 2. Setze n und m auf die richtigen Werte, und der Rechner skaliert die benötigten Volumina entsprechend. Beispiel: 25 mL 0,1 M HCl (n = 1) werden von 25 mL 0,05 M Ca(OH)₂ (m = 2) neutralisiert, da jede Formeleinheit Ca(OH)₂ zwei OH⁻ liefert.

Wodurch unterscheidet sich das von einer Titrationskurve?

Dieser Rechner ermittelt die Beziehung zwischen Konzentrationen und Volumina am Äquivalenzpunkt – den Endpunkt einer Titration. Eine Titrationskurve zeigt dagegen den pH-Wert fortlaufend beim Zutropfen des Titrators, mit dem Pufferbereich und dem steilen Sprung nahe dem Äquivalenzpunkt. Nutze dieses Werkzeug, um die benötigte Menge an Titrator zu planen oder eine unbekannte Konzentration aus einem gemessenen Endpunktvolumen zu bestimmen.