Säuren und Basen M. Kresken.

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1 Säuren und Basen M. Kresken

2 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). + M. Kresken

3 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. M. Kresken

4 Säuren und Basen HCl (gasförmig) H + Cl (Salzsäure)
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 + - + - Natriumhydroxid dissoziiert in Natrium-Ionen (Na ) und Hydroxid-Ionen (OH ), die jeweils hydratisiert sind: NaOH (fest) Na + OH (Natronlauge) H2O + - Aus den Dissoziationsvorgängen wird sichtbar, dass Säuren Protonen (H ) und Basen Hydroxid-Ionen (OH ) freisetzen, aber... + - M. Kresken

5 Säuren und Basen NH3 + H2O NH4 + OH (Hydronium-Ion; Oxonium-Ion)
Ammoniak Wasser Ammonium-Ion Hydroxid-Ion 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). + Säure-Basen-Reaktionen sind Protonenübertragungs-Reaktionen. In wässrigen Lösungen nehmen Wassermoleküle die Protonen auf. + H2O H H3O (Hydronium-Ion; Oxonium-Ion) M. Kresken

6 Experiment Holzverbrennung
Neutrales Pflanzen- material (z.B. Holz) Verbrennung O2-Verbrauch Gas (enthält CO2) (enthält K2O) Asche H2O Säure (H2CO3) (KOH) Base (K2CO3) Salz + Wasser M. Kresken

7 Wasser H2O + H2O H3O + OH (H+ + OH–)
Wasser ist ein Ampholyt. In geringen, aber messbarem Umfang reagiert es mit sich selbst (Eigendissoziation, Autoprotolyse). H2O + H2O H3O + OH (H+ + OH–) + - 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. M. Kresken

8 Massenwirkungsgesetz (MWG)
Im Gleichgewichtszustand der Reaktion A B C D sind die Gleichgewichtskonzentrationen der beteiligten Stoffe konstant, da Hin- und Rückreaktionen gleich schnell ablaufen. 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. M. Kresken

9 Massenwirkungsgesetz (MWG)
[C] • [D] Kc = c(C) • c(D) c(A) • c(B) K = oder [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. M. Kresken

10 Ionenprodukt des Wassers
[H3O ] • [OH ] [H2O]2 + - 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]. [H2O]2 • K = [H3O ] • [OH ] + - Kw = [H3O ] • [OH ] Ionenprodukt des Wassers + - Kw = 1,0 • mol2/L2 [H3O ] = 1,0 • 10-7 mol/L = [OH ] + - M. Kresken

11 pH-Wert Der pH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus von [H3O ].
+ 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 M. Kresken

12 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. - - - M. Kresken

13 Ionenprodukt des Wassers
+ - Kw = [H3O ] • [OH ] = mol2/L2 pKw = pH + pOH = 14 pH = -log10 [H3O ] = -lg [H3O ] + + pOH = -log10 [OH ] = -lg [OH ] - - M. Kresken

14 Zusammenhang zwischen pH-Wert und pOH-Wert
[H3O+] in mol/L [OH-] in mol/L pOH-Wert 14 10-14 100 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

15 pH- / pOH-Wert Beispiel: OH = 10-5 mol/L;
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. - + - + 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. Beispiel: OH = mol/L; - pOH = 5 + [H3O ] • 10-5 = mol2/L2; pH + 5 = 14 + 10-14 10-5 [H3O ] = = 10-9 mol/L; pH = 14 – 5 = 9 M. Kresken

16 pH- / pOH-Wert Beispiele: [H3O ] = 10-6 mol/L; pH = -lg-6 = 6
+ [H3O ] = 10-6 mol/L; pH = -lg-6 = 6 + [H3O ] = 2 • 10-7 mol/L; pH = -lg 2 + -lg 10-7 = -0,3 + 7 = 6,7 + [H3O ] = 102 mol/L; pH = -lg 102 = -2 M. Kresken

17 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] M. Kresken

18 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] M. Kresken

19 pKs-Wert / pKb-Wert 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: pKs = – lg Ks pKb = – lg Kb 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. M. Kresken

20 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 H2PO / 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 HPO / PO4 Hydrogenphosphat / Phosphat 15,7 H2O / OH Wasser / Hydroxid-Ion - - + - - - - - - - 2 - + - - 2 - 2 - 3 - -

21 pH-Werte im Organismus
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). + + M. Kresken

22 Puffer 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). M. Kresken

23 Pufferlösungen 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) M. Kresken

24 Acetat-Puffer 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. Zugabe von Säure: + - H3O H3CCOO H3CCOOH + H2O Zugabe von Base: - OH H3CCOOH - H3CCOO H2O 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. M. Kresken

25 Nach Bildung des negativen dekadischen Logarithmus erhält man:
Puffergleichung + - H3O H3CCOO H3CCOOH + H2O Ks = [H3O ] • [H3CCOO ] + - [H3CCOOH] umgestellt: [H3O ] = Ks • [H3CCOO ] Nach Bildung des negativen dekadischen Logarithmus erhält man: pH = pKs - lg [H3CCOOH] - [H3CCOO ] umgestellt: pH = pKs + lg 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. M. Kresken

26 Puffersysteme im Blut pH = 6,4 + lg [HCO3 ] - [CO2] 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 = 6,1 + lg = 7,4 20 1 + - H3O HCO3 CO H2O M. Kresken

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