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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
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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)
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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
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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 -
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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
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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
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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
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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
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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
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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)
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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
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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
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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-
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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.
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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
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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.
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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
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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.
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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)
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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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