1M. Kresken

Säuren und Basen

2M. Kresken

Säuren und Basen

• Die Begriffe „Säure“ und „Base“ (früher Lauge) sind aus Beobachtungen entstanden:

- Zitronen, Essig und saure Milch schmecken sauer, was auf den Gehalt an Citronensäure, Essigsäure bzw. Milchsäure zurückzuführen ist.

- Dem gegenüber steht der bittere Geschmack von Seifenlaugen. Da Pflanzenasche durch den hohen K -Gehalt die Basis für die Laugengewinnung (KOH) war, wurde später der Begriff „Base“ auf die ganze Stoffklasse angewendet. Wässrige Lösungen von Basen reagieren basisch oder alkalisch (arab. al-kaelie = Lauge).

+

3M. Kresken

Säuren und Basen

• Wässrige Lösungen von Säuren und Basen leiten den elektrischen Strom.

• Die gelösten Stoffe sind Elektrolyte, d.h. in der Lösung liegen Ionen vor.

• Säuren und Basen bilden die Ionen meist erst unter dem Einfluss des Wassers. Der Vorgang wird als Dissoziation bezeichnet.

4M. Kresken

Säuren und Basen

• Chlorwasserstoff dissoziiert in wässriger Lösung formal in Wasserstoff-Ionen (H = Protonen) und Chlorid-Ionen (Cl ), die jeweils hydratisiert sind:

+

-

HCl (gasförmig) H + Cl (Salzsäure)H2O + -

NaOH (fest) Na + OH (Natronlauge)H2O + -

+

-• Natriumhydroxid dissoziiert in Natrium-Ionen (Na ) und

Hydroxid-Ionen (OH ), die jeweils hydratisiert sind:

• Aus den Dissoziationsvorgängen wird sichtbar, dass Säuren Protonen (H ) und Basen Hydroxid-Ionen (OH ) freisetzen, aber...

+ -

5M. Kresken

Säuren und Basen

• Definition von Brønstedt:- Säuren sind Stoffe, die Wasserstoff-Ionen (Protonen,

H -Ionen) abgeben können (Protonendonatoren).- Basen sind Stoffe, die die Wasserstoff-Ionen (Protonen,

H -Ionen) aufnehmen können (Protonenakzeptoren).

+

+

NH3 + H2O NH4 + OH+ -

Ammoniak Wasser Ammonium-Ion Hydroxid-Ion

• Säure-Basen-Reaktionen sind Protonenübertragungs-Reaktionen. In wässrigen Lösungen nehmen Wassermoleküle die Protonen auf.

+H2O + H H3O (Hydronium-Ion; Oxonium-Ion)+

6M. Kresken

NeutralesPflanzen-material(z.B. Holz)

Verbrennung

O2-Verbrauch

Gas(enthält CO2)

(enthält K2O)

Asche H2O

H2OSäure

(H2CO3)

(KOH)

Base(K2CO3)

Salz + Wasser

Experiment Holzverbrennung

7M. Kresken

Wasser

H2O + H2O H3O + OH (H+ + OH–)+ -

• Wasser ist ein Ampholyt. In geringen, aber messbarem Umfang reagiert es mit sich selbst (Eigendissoziation, Autoprotolyse).

• Ampholyte können als Säure oder Base reagieren.• Wie Wasser reagiert, hängt vom Reaktionspartner ab.

- Reagiert es mit einem Stoff, der eine größere Protonen- donatorstärke als es selbst hat, reagiert es als Base.

- Gegenüber der Base Ammoniak überwiegt jedoch seine eigene Protonendonatorstärke. Wasser reagiert als Säure.

8M. Kresken

Massenwirkungsgesetz (MWG)

• Das Verhältnis der Konzentrationen der beteiligten Stoffe führt zu einer für die betrachtete Reaktion spezifischen Konstante, der Gleichgewichtskonstanten K, deren Wert von der Temperatur abhängt.

A + B C + D

• Im Gleichgewichtszustand der Reaktion

sind die Gleichgewichtskonzentrationen der beteiligten Stoffe konstant, da Hin- und Rückreaktionen gleich schnell ablaufen.

9M. Kresken

Massenwirkungsgesetz (MWG)

K =[C] • [D]

[A] • [B]

• C und D sind die Produkte, A und B die Edukte, K die Gleichgewichtskonstante.

• Das Produkt der Konzentrationen der Produkte dividiert durch das Produkt der Edukte ist konstant.

• Die eckigen Klammern dokumentieren eine Konzentration,(z.B. [A] in mol/L).

• Das MWG gibt Auskunft über die Lage eines Gleichgewichtes:- Ein Zahlenwert K > 1 zeigt an, dass die Reaktion auf der Seite

der Produkte liegt, die Hinreaktion also überwiegt.- Bei einem Zahlenwert K < 1 überwiegen die Edukte im

Gleichgewicht, d.h. die Rückreaktion überwiegt.

Kc =c(C) • c(D)

c(A) • c(B)oder

10M. Kresken

Ionenprodukt des Wassers

• Da Wasser im Überschuss vorliegt, ist seine Konzentration(1 L = 55,55 mol) bei einer geringen Eigendissoziation praktisch konstant [1 mol Wasser wiegt 18 g; 1 L Wasser wiegt 1.000 g; 55,55 mol wiegen 1.000 g].

K =[H3O ] • [OH ]

[H2O]2

+ -

[H2O]2 • K = [H3O ] • [OH ] + -

Kw = [H3O ] • [OH ] Ionenprodukt des Wassers + -

Kw = 1,0 • 10-14 mol2/L2

[H3O ] = 1,0 • 10-7 mol/L = [OH ]+ -

11M. Kresken

pH-Wert

• Der pH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus von [H3O ].

• In reinem Wasser (bei 22°C) ist [H3O ] = 10-7 mol/L, daher ist der pH-Wert 7.

• Gibt man eine Säure hinzu, wird [H3O ] > 1,0 • 10-7 mol/L. Entsprechend sinkt der pH-Wert auf < 7 und man spricht von einer sauren Lösung.

+

+

+

pH, lat. pondus hydrogenii

12M. Kresken

pOH-Wert

• Neben dem pH-Wert gibt es auch noch den pOH-Wert.• Der pOH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus von

[OH ].• In reinem Wasser (bei 22°C) ist [OH ] = 10-7 mol/L, daher ist

der pOH-Wert 7. • Gibt man eine Base hinzu, wird [OH ] > 1,0 • 10-7 mol/L.

Entsprechend sinkt der pOH-Wert auf < 7 und man spricht von einer basischen Lösung.

-

-

-

13M. Kresken

Ionenprodukt des Wassers

Kw = [H3O ] • [OH ] = 10-14 mol2/L2 + -

pKw = pH + pOH = 14

pH = -log10 [H3O ] = -lg [H3O ]+ +

pOH = -log10 [OH ] = -lg [OH ]- -

Zusammenhang zwischen pH-Wert und pOH-Wert

pH-Wert [H3O+] in mol/L [OH-] in mol/L pOH-Wert

14 10-14 100 0

13 10-13 10-1 1

12 10-12 10-2 2

11 10-11 10-3 3

10 10-10 10-4 4

9 10-9 10-5 5

8 10-8 10-6 6

7 10-7 10-7 7

6 10-6 10-8 8

5 10-5 10-9 9

4 10-4 10-10 10

3 10-3 10-11 11

2 10-2 10-12 12

1 10-1 10-13 13

0 100 10-14 14

15M. Kresken

pH- / pOH-Wert

• Die Konzentration an Hydronium-Ionen (H3O ) oder Hydroxid-Ionen (OH ) lässt sich bei allen verdünnten wässrigen Lösungen als Maß für die Azidität bzw. Basizität einer Lösung verwenden.

-

+

Beispiel: OH = 10-5 mol/L;-

+[H3O ] • 10-5 = 10-14 mol2/L2;

+ 10-14

10-5[H3O ] = = 10-9 mol/L;

pH + 5 = 14

pH = 14 – 5 = 9

pOH = 5

-

+• In saurer Lösung überwiegt die Konzentration an H3O , in

basischer die an OH .

+

-

• Solange die Lösungen sehr verdünnt sind, gilt das Ionen- produkt des Wassers (Kw), d.h., wenn man H3O kennt, lässt sich OH berechnen und umgekehrt.

16M. Kresken

pH- / pOH-Wert

Beispiele:

+[H3O ] = 10-6 mol/L; pH = -lg-6

+[H3O ] = 2 • 10-7 mol/L; pH = -lg 2 + -lg 10-7

= 6

= -0,3 + 7 = 6,7

+[H3O ] = 102 mol/L; pH = -lg 102 = -2

17M. Kresken

Stärke von Säuren und Basen

• Die Protonendonatorstärke einer Säure dokumentiert sich in wässriger Lösung darin, wie vollständig die Protonenübertragung auf das Wasser abläuft.

• Bei Basen kommt es darauf an, wie stark diese Protonen, die vom Wasser kommen, binden.

• Um die Stärke einer Säure (HA) oder Base (B) zu definieren, wendet man das MWG auf die jeweiligen Dissoziationsgleichgewichte an:

+HA + H2O H3O + A

- +B + H2O BH + OH

-

K =[H3O ] • [A ]

+ -

[HA] • [H2O]K =

[BH ] • [OH ]+ -

[B] • [H2O]

18M. Kresken

Stärke von Säuren und Basen

• Da sich die Konzentration an H2O durch die Dissoziation in verdünnter Lösung kaum verändert, wird H2O in die Gleichgewichtskonstante einbezogen.

• Man erhält die Säurekonstante Ks bzw. die Basenkonstante Kb in mol/L. Die Werte sind temperaturabhängig.

Ks =[H3O ] • [A ]

+ -

[HA]Kb =

[BH ] • [OH ]+ -

[B]

19M. Kresken

pKs-Wert / pKb-Wert

pKs = – lg Ks pKb = – lg Kb

• Findet man für die Säurekonstante (Ks) einen großen Wert, so liegt das Dissoziationsgleichgewicht weit rechts, d.h. die Säure ist stark.

• Kleine Säurekonstanten (Ks-Werte) deuten auf eine schwache Säure hin.

• Bildet man den negativen dekadischen Logarithmus der Ks- und Kb-Werte, so ergibt sich:

• Der pKs einer Säure und der pKb-Wert ihrer konjugierten Base hängen in wässriger Lösung wie folgt zusammen:

pKs + pKb = 14

• Der pKs- bzw. pKb-Wert ist das übliche Maß für die Stärke von Säuren und Basen. Kleine oder negative pKs-Werte zeigen an, dass die Säure stark ist, große Werte, dass sie schwach ist.

pKs-Werte einiger Säure-Base-Paare bei 15° C

Säurecharakter pKs Säure/konj. Base

stark -6 HCl / Cl Chlorwasserstoff / Chlorid

-3 H2SO4 / HSO4 Schwefelsäure / Hydrgensulfat

-1,7 H3O / H2O Hydronium-Ion / Wasser

-1,3 HNO3 / NO3 Salpetersäure / Nitrat

mittelstark 1,9 HSO4 / SO4 Hydrogensulfat / Sulfat

2,0 H3PO4 / H2PO4 Phosphorsäure / Dihydrogenphosphat

schwach 4,8 H3CCOOH / H3CCOO Essigsäure / Acetat

6,4 CO2 / HCO3 Kohlendioxid / Hydrogencarbonat

7,1 H2S / SH Schwefelwasserstoff / Hydrogensulfid

7,2 H2PO4 / HPO4 Dihydrogenphosphat / Hydrogenphosphat

sehr schwach 9,2 NH4 / NH3 Ammonium-Ion / Ammoniak

9,4 HCN / CN Blausäure / Cyanid

10,4 HCO3 / CO3 Hydrogencarbonat / Carbonat

12,3 HPO4 / PO4 Hydrogenphosphat / Phosphat

15,7 H2O / OH Wasser / Hydroxid-Ion

-

+

+

-

-

-

-

-

-

-

- 2 -

-

- 2 -

2 - 3 -

-

21M. Kresken

• Die pH-Werte in Zellen und in der Extrazellulärflüssigkeit werden in engen Grenzen konstant gehalten.

• Im Blut schwankt der pH-Wert normalerweise nur zwischen 7,35 und 7,45. Dies entspricht einer maximalen Änderung der H3O -Ionen (H+-Ionen) um etwa 30%.

• Der pH-Wert des Cytoplasmas ist mit 7,0 bis 7,3 etwas niedriger als der des Blutes.

• In Lysosomen (pH 4,5 - 5,5) ist die H3O -Konzentration einige hundertmal höher als im Cytoplasma.

• Extreme Werte findet man im Magen (pH 0,8 - 2) und im Dünndarm (pH > 8).

• Da die Nieren Säuren oder Basen ausscheiden können, schwankt der pH-Wert des Urins besonders stark (pH 4,8 bis 7,5).

pH-Werte im Organismus

+

+

22M. Kresken

• Betrag und Konstanz des pH-Wertes im Zytoplasma einer Zelle oder in bestimmten Körperflüssigkeiten wie z. B. dem Blut sind lebenswichtig.

• Der pH-Wert beeinflusst z.B. die Aktivität von Enzymen, an deren Aufbau Aminosäuren mit sauren und basischen Gruppen beteiligt sind.

• Im Stoffwechsel laufen viele Reaktionen ab, bei denen Protonen freigesetzt oder verbraucht werden.

• Dies birgt die Gefahr in sich, dass pH-Änderungen im jeweiligen Milieu eintreten.

• Zellflüssigkeiten müssen daher in der Lage sein, stoffwechselbedingte „pH-Stöße“ abzufangen (= zu puffern).

Puffer

23M. Kresken

• Pufferlösungen enthalten Stoffe (Puffersubstanzen), die dafür sorgen, dass sich bei Zugabe von Säuren oder Basen der pH-Wert einer Lösung nur wenig ändert.

• Geeignete Puffersubstanzen sind:- Das Gemisch aus einer schwachen Säure und der

konjugierten Base dieser Säure(z.B. Essigsäure/Natriumacetat).

- Das Gemisch aus einer schwachen Base und der konjugierten Säure dieser Base(z.B. Ammoniak/Ammoniumchlorid)

Pufferlösungen

24M. Kresken

• Beispiel: Ein äquimolarer 0,2 M Acetat-Puffer liegt vor, wenn in1 L einer wässrigen Pufferlösung 0,1 mol Essigsäure und 0,1 mol Natriumacetat enthalten sind.

• Was passiert, wenn diese Lösung „pH-Stößen“ ausgesetzt wird.

Acetat-Puffer

- Zugabe von Säure:

-H3CCOO + H2O

+ -H3O + H3CCOO H3CCOOH + H2O

- Zugabe von Base:-

OH + H3CCOOH

• In beiden Fällen entsteht neutrales Wasser, daneben entweder Essigsäure oder deren Anion, die beide bereits schon in der Lösung vorhanden sind.

• Die Zunahme der Konzentration des einen oder anderen Bestandteils in der Pufferlösung wirkt sich auf den pH-Wert jedoch nur wenig aus.

25M. Kresken

Puffergleichung

Nach Bildung des negativen dekadischen Logarithmus erhält man:

+ -H3O + H3CCOOH3CCOOH + H2O

Ks =[H3O ] • [H3CCOO ]

+ -

[H3CCOOH]

umgestellt: [H3O ] = Ks • [H3CCOOH]+

-[H3CCOO ]

pH = pKs - lg [H3CCOOH]

-[H3CCOO ]

umgestellt: pH = pKs + lg [H3CCOO ]

-

[H3CCOOH]

Aus der Gleichung wird deutlich, dass der pH-Wert der Pufferlösung vom pKs-Wert der Essigsäure und von dem Verhältnis der Puffersubstanzen (Essigsäure/Acetat) abhängt.

26M. Kresken

Puffersysteme im Blut

• Der Kohlensäure-Puffer ist daran beteiligt, den pH-Wert bei 7,4 konstant zu halten.

• Bei Körpertemperatur (37°C) beträgt der pKs-Wert 6,1.

• Um den Blut-pH-Wert (7,4) zu erreichen, beträgt das Konzentrationsverhältnis der Puffersubstanzen:

pH = 6,4 + lg [HCO3 ]

-

[CO2]

pH = 6,1 + lg = 7,4 20

1

+ -H3O + HCO3CO2 + 2 H2O

27M. Kresken

Puffersysteme im Blut

• Kohlensäure-Puffer• Phosphat-Puffer• Protein-Puffer