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1M. Kresken Säuren und Basen. 2M. Kresken Säuren und Basen Die Begriffe Säure und Base (früher Lauge) sind aus Beobachtungen entstanden: -Zitronen, Essig.

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1 1M. Kresken Säuren und Basen

2 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). +

3 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.

4 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) H2OH2O +- NaOH (fest) Na + OH (Natronlauge) H2OH2O 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... +-

5 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). + + NH 3 + H 2 O NH 4 + OH +- Ammoniak Wasser Ammonium-Ion Hydroxid-Ion Säure-Basen-Reaktionen sind Protonenübertragungs- Reaktionen. In wässrigen Lösungen nehmen Wassermoleküle die Protonen auf. + H 2 O + H H 3 O (Hydronium-Ion; Oxonium-Ion) +

6 6M. Kresken Neutrales Pflanzen- material (z.B. Holz) Verbrennung O 2 -Verbrauch Gas (enthält CO 2 ) (enthält K 2 O) Asche H2OH2O H2OH2O Säure (H 2 CO 3 ) (KOH) Base (K 2 CO 3 ) Salz + Wasser Experiment Holzverbrennung

7 7M. Kresken Wasser H 2 O + H 2 O H 3 O + 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.

8 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.

9 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. K c = c(C) c(D) c(A) c(B) oder

10 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 g; 55,55 mol wiegen g]. K = [H 3 O ] [OH ] [H 2 O] 2 +- [H 2 O] 2 K = [H 3 O ] [OH ] +- K w = [H 3 O ] [OH ] Ionenprodukt des Wassers +- K w = 1, mol 2 /L 2 [H 3 O ] = 1, mol/L = [OH ] +-

11 11M. Kresken pH-Wert Der pH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus von [H 3 O ]. In reinem Wasser (bei 22°C) ist [H 3 O ] = mol/L, daher ist der pH-Wert 7. Gibt man eine Säure hinzu, wird [H 3 O ] > 1, mol/L. Entsprechend sinkt der pH-Wert auf < 7 und man spricht von einer sauren Lösung pH, lat. pondus hydrogenii

12 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 ] = mol/L, daher ist der pOH-Wert 7. Gibt man eine Base hinzu, wird [OH ] > 1, mol/L. Entsprechend sinkt der pOH-Wert auf < 7 und man spricht von einer basischen Lösung

13 13M. Kresken Ionenprodukt des Wassers K w = [H 3 O ] [OH ] = mol 2 /L 2 +- pK w = pH + pOH = 14 pH = -log 10 [H 3 O ] = -lg [H 3 O ] ++ pOH = -log 10 [OH ] = -lg [OH ] --

14 Zusammenhang zwischen pH-Wert und pOH-Wert pH-Wert[H 3 O + ] in mol/L[OH - ] in mol/LpOH-Wert

15 15M. Kresken pH- / pOH-Wert Die Konzentration an Hydronium-Ionen (H 3 O ) oder Hydroxid-Ionen (OH ) lässt sich bei allen verdünnten wässrigen Lösungen als Maß für die Azidität bzw. Basizität einer Lösung verwenden. - + Beispiel: OH = mol/L; - + [H 3 O ] = mol 2 /L 2 ; [H 3 O ] = = mol/L; pH + 5 = 14 pH = 14 – 5 = 9 pOH = In saurer Lösung überwiegt die Konzentration an H 3 O, in basischer die an OH. + - Solange die Lösungen sehr verdünnt sind, gilt das Ionen- produkt des Wassers (K w ), d.h., wenn man H 3 O kennt, lässt sich OH berechnen und umgekehrt.

16 16M. Kresken pH- / pOH-Wert Beispiele: + [H 3 O ] = mol/L; pH = -lg -6 + [H 3 O ] = mol/L; pH = -lg 2 + -lg = 6 = -0,3 + 7= 6,7 + [H 3 O ] = 10 2 mol/L; pH = -lg 10 2 = -2

17 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 + H 2 OH 3 O + A -+ B + H 2 OBH + OH - K = [H 3 O ] [A ] +- [HA] [H 2 O] K = [BH ] [OH ] +- [B] [H 2 O]

18 18M. Kresken Stärke von Säuren und Basen Da sich die Konzentration an H 2 O durch die Dissoziation in verdünnter Lösung kaum verändert, wird H 2 O in die Gleichgewichtskonstante einbezogen. Man erhält die Säurekonstante K s bzw. die Basenkonstante K b in mol/L. Die Werte sind temperaturabhängig. K s = [H 3 O ] [A ] +- [HA] K b = [BH ] [OH ] +- [B]

19 19M. Kresken pK s -Wert / pK b -Wert pK s = – lg K s pK b = – lg K b Findet man für die Säurekonstante (K s ) einen großen Wert, so liegt das Dissoziationsgleichgewicht weit rechts, d.h. die Säure ist stark. Kleine Säurekonstanten (K s -Werte) deuten auf eine schwache Säure hin. Bildet man den negativen dekadischen Logarithmus der K s - und K b -Werte, so ergibt sich: Der pK s einer Säure und der pK b -Wert ihrer konjugierten Base hängen in wässriger Lösung wie folgt zusammen: pK s + pK b = 14 Der pK s - bzw. pK b -Wert ist das übliche Maß für die Stärke von Säuren und Basen. Kleine oder negative pK s -Werte zeigen an, dass die Säure stark ist, große Werte, dass sie schwach ist.

20 pK s -Werte einiger Säure-Base-Paare bei 15° C SäurecharakterpKspKs Säure/konj. Base stark-6HCl / ClChlorwasserstoff / Chlorid -3H 2 SO 4 / HSO 4 Schwefelsäure / Hydrgensulfat -1,7H 3 O / H 2 OHydronium-Ion / Wasser -1,3HNO 3 / NO 3 Salpetersäure / Nitrat mittelstark1,9HSO 4 / SO 4 Hydrogensulfat / Sulfat 2,0H 3 PO 4 / H 2 PO 4 Phosphorsäure / Dihydrogenphosphat schwach4,8H 3 CCOOH / H 3 CCOOEssigsäure / Acetat 6,4CO 2 / HCO 3 Kohlendioxid / Hydrogencarbonat 7,1H 2 S / SHSchwefelwasserstoff / Hydrogensulfid 7,2H 2 PO 4 / HPO 4 Dihydrogenphosphat / Hydrogenphosphat sehr schwach9,2NH 4 / NH 3 Ammonium-Ion / Ammoniak 9,4HCN / CNBlausäure / Cyanid 10,4HCO 3 / CO 3 Hydrogencarbonat / Carbonat 12,3HPO 4 / PO 4 Hydrogenphosphat / Phosphat 15,7H 2 O / OHWasser / Hydroxid-Ion

21 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 H 3 O - 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 H 3 O -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 + +

22 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

23 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

24 24M. Kresken Beispiel: Ein äquimolarer 0,2 M Acetat-Puffer liegt vor, wenn in 1 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: - H 3 CCOO + H 2 O + - H 3 O + H 3 CCOO H 3 CCOOH + H 2 O -Zugabe von Base: - OH + H 3 CCOOH 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.

25 25M. Kresken Puffergleichung Nach Bildung des negativen dekadischen Logarithmus erhält man: + - H 3 O + H 3 CCOO H 3 CCOOH + H 2 O K s = [H 3 O ] [H 3 CCOO ] +- [H 3 CCOOH] umgestellt: [H 3 O ] = K s [H 3 CCOOH] + - [H 3 CCOO ] pH = pK s - lg [H 3 CCOOH] - [H 3 CCOO ] umgestellt: pH = pK s + lg [H 3 CCOO ] - [H 3 CCOOH] Aus der Gleichung wird deutlich, dass der pH-Wert der Pufferlösung vom pK s -Wert der Essigsäure und von dem Verhältnis der Puffersubstanzen (Essigsäure/Acetat) abhängt.

26 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 pK s -Wert 6,1. Um den Blut-pH-Wert (7,4) zu erreichen, beträgt das Konzentrationsverhältnis der Puffersubstanzen: pH = 6,4 + lg [HCO 3 ] - [CO 2 ] pH = 6,1 + lg = 7, H 3 O + HCO 3 CO H 2 O

27 27M. Kresken Puffersysteme im Blut Kohlensäure-Puffer Phosphat-Puffer Protein-Puffer


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