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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 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