Säuren und Basen - uni-bonn.de

Säuren und Basen - Definitionen

- Ionenprodukt des Wassers

- pH-Wert

- Säure- und Basenstärke / pH-Wert Bestimmungen

- Neutralisationen

- Puffersysteme

Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius

Säure: Verbindung, die in wässriger Lösung unter

Bildung von Wasserstoff-Ionen (Protonen) reagiert

Base: Verbindung, die in wässriger Lösung unter

Bildung von Hydroxid-Ionen reagiert.

Nicht verallgemeinerbar, da an wässriges Medium

gebunden, daher obsolet

Chemievorkurs Pharmazie SoSe 2018

Säuren- und Basendefinition nach Brönstedt

Brönstedt-Theorie (1923) nicht an Wasser gebunden

Säure: Verbindung, die Wasserstoff-Ionen (Protonen)

abgeben kann (Protonendonator)

Base: Verbindung, die Protonen aufnehmen kann

(Protonenakzeptor)

Johannes Nicolaus Brönstedt 1879-1947


Randbedingungen der Brönstedt-Theorie:

- Protonen alleine sind nicht beständig (zu hohe

Ladungsdichte)

- Säure braucht deshalb eine korrespondierende Base,

die Protonen aufnimmt; und umgekehrt

- keine Dissoziationen, sondern Protonenübertragungen -

Protolysen

- Protolysen sind reversibel - Säure-Base-Gleichgewicht

(Protolysegleichgewicht)


HA + B HB + + A -

Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1

Korrespondierendes Säure-Base Paar 1

Korrespondierendes Säure-Base Paar 2

Beispiel: HCl + H2O H3O + + Cl -

Wasser kann sowohl an der Reaktion mit Säuren als auch Basen beteiligt sein:

saure und basische Eigenschaften in Abhängigkeit des Reaktionspartners

ampholytische Eigenschaften - Ampholyte

- Autoprotolyse des Wassers


Säuren- und Basenstärke

Starke Säuren: leichte Abgabe von Protonen (vollständig dissoziiert)

Schwache Säuren: unvollständige Abgabe von Protonen

Starke Basen: starke Bindung von Protonen

Schwache Basen: schwache Bindung von Protonen

zeigt sich an der Lage des Gleichgewichtes der Protolysereaktion

starke Säuren korrespondieren mit schwachen Basen

starke Basen korrespondieren mit schwachen Säuren

HA + B HB + + A -


Effektive Säuren- und Basenstärke

Konzentrationen vs. Aktivität

Konzentration (c): Menge der eingewogenen Verbindung

Aktivität (a): Menge, die tatsächlich dissoziiert vorliegt

in stark verdünnten Lösungen zu vernachlässigen a c

in stark konzentrierten Lösungen können sich dissoziierte

Ionen gegenseitig beeinflussen: Dissoziation geringer als

theoretisch vorgegeben a < c

Korrekturfaktor f: a = f c

oftmals vereinfacht: a = c


Autoprotolyse (Ionenprodukt) des Wassers

H2O + H2O H3O + + OH -

In sehr geringem Ausmaß reagiert Wasser mit sich selbst (Autoprotolyse)

Oxonium-Ion Hydroxid-Ion

c (H3O +) c (OH -)

MWG: K c = = 3,26 × 10-18 Protolysekonstante

c 2 (H2O) des Wassers

(nur minimaler Anteil ist protolysiert)

c (H2O)gesamt = c (H2O)unprotoniert + c (H2O)protoniert da: c (H2O)unprot >> c (H2O)prot

c (H2O)unprot c (H2O)gesamt = Konstant

K c × c 2 (H2O) = Kw = c (H3O +) × c (OH -) Kw Ionenprodukt des Wassers


K c × c 2 (H2O) = Kw = c (H3O +) × c (OH -) Kw

Ionenprodukt des Wassers

1000 g/L

c (H2O) = = 55,56 mol/L

18 g/mol

K c × c 2 (H2O) = c (H3O +) × c (OH -) = K w = (55,56)2 mol2 / L2 × 3,26 × 10-18

K w = 1 × 10-14 mol2 / L2

c (H3O +) = c (OH -) = 10 -7 mol / L

Eine wässrige Lösung reagiert neutral, wenn die Wasserstoffionenkonzentration

c (H3O +) 10 -7 mol/ L beträgt. (wichtig! - Temperaturabhängigkeit Bezug auf 23 °C)

Temperaturabhängigkeit von Kw

Kw × 10-14 mol2 / L2 0,116 0,608 1,103 5,985 59,29

°C 0 18 25 50 100


Der pH-Wert

Zur Angabe der Wasserstoffionenkonzentration ( in der Form 10 -x mol/ l) wird

vereinfachend der negative dekadische Logarithmus angegeben = pH

pH (potentia hydrogenii)

Der pH-Wert ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der

Protonen-Aktivität pH = -log a(H+)

in verdünnten Lösungen Aktivität mit Konzentration gleichzusetzen

pH = -log a(H+) -log c(H+)

pOH = -log a(OH-) -log c(OH-)

pH = 14 – pOH

pOH = 14 – pH

pH + pOH = pKw = 14


Neutrale Lösungen haben den pH-Wert 7!

In sauren Lösungen überwiegen die H3O + Ionen

c (H3O +) > 10 -7 mol/ l pH < 7

In alkalischen Lösungen überwiegen die OH - Ionen

c (H3O +) < 10 -7 mol/ l pH > 7

1. c(H+) = 10-2 mol/L

pH = -log a(H+) -log c(H+) 2

2. 0.001 M HCl-Lösung in Wasser c(H+)? / pH?

c(H+) = 10-3 mol/L

pH -log c(H+) = 3

3. pH = 6 c(H+)?

c(OH-)?

c(H+) = 10-6 mol/L

c(OH-) = 10-14/10-6 = 10-8 mol/L

pOH = 14 – pH = 14 – 6 = 8



Säuren- und Basenstärke

HA + H2O H3O+ + A-

c (H3O +) c (A -)

MWG: K =

c (HA) c (H2O) Konz. an H2O konstant, da großer Überschuss,

Einbeziehung Protolysekonstante

c (H3O +) c (A -)

K c (H2O) = = Ks Säurekonstante (alternativ KA)

c (HA)

B + H2O BH+ + OH-

c (BH+) c (OH -)

MWG: K‘ =

c (B) c (H2O)

c (BH+) c (OH -)

K‘ c (H2O) = = KB Basenkonstante

c (B)


KS und KB sind ein Maß der Säure- und Basenstärke

analog pH Wert Definition des negativen dekadischen Logarithmus

pKS = -log KS pKB = -log KB

Korrespondierende Säure-Base-Paare:

KS · KB = KW

pKS + pKB = 14

Sehr starke Säuren haben pKS- Werte <1, sehr starke Basen haben pKB-Werte

<0 und pKS- Werte >14

Beispiele:

pKS Säure korrespondierende Base pKB

-6 Salzsäure Chloridion 20

-3 Schwefelsäure Hydrogensulfation 17

4,76 Essigsäure Acetation 9,25

9,25 Ammoniumion Ammoniak 4,75

15,8 Wasser Hydroxidion -1,76


pH-Werte schwacher Säuren und Basen

Bei schwachen Säuren und Basen kommt es zu unvollständigen Protolysen.

c (H3O +) c (A -)

Ks =

c (HA)

Bei der Dissoziation der Säure HA entstehen gleiche Mengen an H3O+ und A-:

c(H3O+) = c(A-)

da nur wenig dissoziiert: vereinfachend c(HA) = eingesetzte Menge an Säure

2


c (BH+) c (OH -) KB = c (B) mit c (BH+) = c (OH-) KB c(B) = c2 (OH-) /log pKB - log c(B) = 2 pOH pKB - log c(B) pOH = mit pH + pOH = 14 2 pH = 14 - pOH pKB - log c(B) pH = 14 - 2

Schwache Basen: B + H2O BH+ + OH-


Einflüsse auf die Protolyse

schwacher Säuren und Basen

Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen! Sie werden beeinflusst durch:

- den Verdünnungsgrad:

Stark verdünnte Lösungen sind stärker dissoziiert.

- die Temperatur:

Mit steigender Temperatur nimmt die Hydrolyse einer Verbindung zu.

Temperaturabhängigkeit des pH-Wertes von Wasser:

Temp.[°C] pH

0 7.45

22 7.00

50 6.63

100 6.07

- das Entfernen eines Reaktionspartners aus dem Ansatz:

Wird ein Reaktionsprodukt aus dem Ansatz entfernt, so erfolgt eine

Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts und umgekehrt.


Säuren- und Baseneigenschaften von Salzen

Der resultierende pH-Wert beim Auflösen (Hydrolyse) von Salzen richtet sich

nach der Acidität/Basizität der Ionen (aus den korrespondierenden

Säuren/Basen).

- Salze starker Säuren und Basen (NaCl) reagieren neutral.

- Salze schwacher Säuren und Basen (NH4CH3COO) reagieren neutral.

- Salze schwacher Säuren und starker Basen reagieren basisch.

Na CH3COO Salze schwacher Säuren sind stärker basisch,

Na CN reagieren mit Wasser unter Bildung von OH-

Na2 CO3 Anionenbasen

- Salze starker Säuren und schwacher Basen reagieren sauer.

NH4 Cl insbes. Kationen von Salzen, deren Anionen schwächere

Zn Cl2 Basen als Wasser sind

Al Cl3 Kationensäure


Mehrwertige Säuren und Basen

Im Unterschied zu einwertigen Säuren (HA) können mehrwertige (mehrbasige)

Säuren mehrstufig dissoziieren (Protonen schrittweise abgeben). Für jede

Dissoziationsstufe gibt es eine eigene Dissoziationskonstante K bzw.

Säurekonstante KS (pKS-Wert)

z.B.

Schwefelsäure H2SO4

Kohlensäure H2CO3

Orthophosphorsäure H3PO4

H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4

- pKs1 = 1,96

H2PO4- + H2O

H3O+ + HPO4

2- pKs2 = 7,21

HPO42- + H2O

H3O+ + PO4

3- pKs3 = 12,32

ausschlaggebend für den pH-Wert ist meist die erste Protolysestufe

analoges Verhalten bei mehrstufigen Basen

z.B. Ca(OH)2 ; Ba (OH)2 etc.



Neutralisationsreaktionen Form der Protolyse, bei der äquivalente Mengen von Säuren und Basen bis zur

Aufhebung von Säure- und Basenwirkung (Bildung von Neutralsalzen)

miteinander reagieren.

Häufig, aber nicht ausnahmelos ist die Bildung von Wasser damit verbunden.

Die Rückreaktion einer Neutralisation ist die Hydrolyse der entstandenen Salze.

HCl + NaOH Na+ + Cl- + H2O

NH3 + HCl NH4+ Cl- (Gasphase)

Neutralisationsreaktionen lassen sich durch pH-Diagramme verfolgen:

Titrationen (Acidimetrie, Alkalimetrie)

Äquivalenzpunkte

Neutralisationspunkt

pH-Abhängigkeit von Säure/Basen-Gleichgewichten

Protonenübertragungen in wässrigen Systemen beeinflussen den pH

verändert die Konzentration konjugierter Säure-Base-Paare c (H3O +) c (A -) Ks = : Ks / : c (H3O +) / log c (HA) c (A -) c (A -) - lg c (H3O +) = -lg Ks + lg pH = pKs + lg

c (HA) c (HA) c (Salz) pH = pKs + lg c (Säure) Henderson-Hasselbalch-Gleichung Berechnung des Konzentrationsverhältnisses von Säure/konjugierter Base

bei bestimmten pH-Werten wenn c(HA) = c(A-) dann ist c(H+) = KS und pH = pKS Puffersysteme


Puffersysteme

Enthält eine Lösung eine Säure und ihr Salz (analog Base) in etwa gleichen

Konzentrationen, bleibt bei Säure- oder Basenzugabe der pH-Wert in einem

bestimmten Bereich unverändert (Pufferbereich).

Eine Pufferlösung besteht aus einer schwachen Brönstedt-Säure und ihrer

korrespondierenden Base bzw. einer schwachen Base und ihrer korr. Säure.

Pufferkapazität ß

Sie gibt das Aufnahmevermögen einer Pufferlösung für starke Säuren und

starke Basen an. B

ß =

pH

B = Äquivalente an starker Base bzw. Säure (mol/l), die der Puffer-

lösung zugesetzt werden.

pH = daraus resultierende pH - Änderung.

z. B.: ß = 1 wenn bei Zugabe von 1 mol einer starken Base/Säure zu 1 L

Pufferlösung eine Änderung um 1 pH–Einheit erfolgt.


Ein günstiger Pufferbereich erstreckt sich über je eine pH-Einheit auf beiden

Seiten des pKs-Wertes.

Wichtiges Puffersystem: Acetatpuffer CH3COOH/ CH3COO-

Säurezugabe führt zur Bildung undissoziierter Essigsäure, pH = konstant

Basenzugabe wird durch Reaktion mit Essigsäure neutralisiert/abgepuffert.

(der Verbrauch an Essigsäure beeinflusst durch die schwache Protolyse den

pH-Wert nur wenig)


Physiologische Puffersysteme

Im Organismus spielt die pH-Konstanz des Blutes eine essentielle Rolle.

Bicarbonatpuffer (Kohlensäure/Hydrogencarbonat):

H2CO3 HCO3- + H+

H2CO3 CO2 + H2O (Partialdruck CO2 entscheidend durch

Atmung beeinflusst)

Phosphatpuffer

H2PO4- HPO4

2- + H+ (Einfluss von verschiedenen metabolischen

Prozessen)


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