20. Säuren und Basem

Autoprotolyse Wasser

Protonen v. H2O springen auf anderes H2O-Molekül um: 2 H2O

Ionenprodukt Kw

Nenner entfällt wg. konstanter Menge; Kw = [H3O+] * [OH-].

Ionenkonzentration Wasser

Kw = 10^-14 mol2/L2 -> jeweils 10^-7 mol/L H3O+ u. OH-.

pH- u. pOH-Wert Def.

pH u. pOH = -log10[Ionenkonzentration]; pH 7 je bei Neutralität.

Säurewirkung zellulär

Säure bringt Protonen -> mehr H3O+ u. weniger OH-; pH 2 = 10^-2 H3O+ / pH 4 = 10^-4 H3O+.

pH-Skala Einteilung

7 = neutral / darunter = sauer / darüber = basisch bzw. alkalisch.

pKw-Summe

pKw = pH + pOH = 14.

Säuren-Basen-Def. Brønsted

Säuren = Protonendonatoren / Basen = Protonenakzeptoren.

Säuren-Basen-Def. Lewis

Säuren = Elektronenpaar-Akzeptoren / Basen = Elektronenpaar-Donatoren.

Dissoziation Protolyse

Zerfall d. Säure (z.B. H2O + HF

Ionen-Nomenklatur S-B

OH- = Hydroxid-Ion / H3O+ = Hydronium- bzw. Oxonium-Ion.

Korrespondierendes Paar

Konjugiertes S-B-Paar; Säure wird durch Dissoziation zur Base; stehen nie auf derselben Seite d. Reaktionspfeils.

Nicht-Oxosäuren

Proton direkt an elektronegatives Atom gebunden; Säurestärke steigt je kleiner dessen Atomradius ist.

Oxosäuren Def.

= Sauerstoffsäuren; bestehen aus Sauerstoff (O), Wasserstoff (H) u. Zentralatom (X).

Oxosäuren Notation

1. Alle O um X -> 2. zu jedem O ein H -> 3. Bindungen zeichnen -> 4. freie e--Paare ergäunzen unter Oktettaufweitung.

Oxosäuren Stärke

Abhängig v. d. Anzahl d. O-Atome u. d. Elektronegativität v. X; zieht e- an damit H+ d. Halt verliert.

Typische Basen

Akzeptieren H+ in Wasser u. bilden OH-; manche Verbindungen bringen freie OH- direkt m. Metall-Ionen mit.

Protonierung Def.

= Chemische Aufnahme eines Protons.

Ampholyte Def.

Amphotere Verbindungen; reagieren je nach Partner als Base o. Säure (z.B. Wasser m. Ammoniak = Säure / m. HF = Base).

Starke Säuren u. Basen pH

Dissoziieren fast vollständig in Wasser; Konzentration d. Säure entspricht d. Konzentration d. H3O+-Ionen.

Starke S-B Formel

pH = -log[Säure] / pOH = -log[Base].

Starke Säure Verdünnung

Säure in Wasser erreicht nie basischen pH; nähert sich bei extremer Verdünnung lediglich d. Neutralwert pH 7 an.

Schwache Säure pH

pH = 0,5 * (pKs - log[Säure]).

Schwache Base pOH

pOH = 0,5 * (pKb - log[Base]).

Säurekonstante Ks

HA + H2O

pKs-Wert Logik

Je kleiner d. pKs-Wert desto stärker d. Säure (auch negativ); ab Werten über 4 gilt d. Säure als schwach.

pKs-pKb-Koppelung

pKs + pKb d. konjugierten Base = 14; konjugierte Base zu einer starken Säure ist folglich extrem schwach.

Beispiel pKb HCl

HCl-pKs ~ -6,2 -> pKb = 14 - (-6,2) = 20,2; d.h. d. konjugierte Base Cl- ist extrem schwach.

Neutralisation Def.

Säure + Base -> Salz + Wasser; Ionen gleichen sich zu pH 7 aus.

Mineralsäuren Def.

Begriff f. d. drei starken anorganischen Protonendonatoren Salzsäure, Schwefelsäure u. Salpetersäure.

Salzsäure Synthese

NaCl + H2SO4 -> NaHSO4 + HCl (Gas); löst sich hervorragend im Wasser zu Salzsäure.

Salzsäure Daten

Bei 100 mmol/L liegt d. pH-Wert bei 1,1; pKs-Wert ca. -6.

Salzsäure Magen

Im Magensaft f. Proteindenaturierung u. Mikroorganismen-Abtötung; zwingende Voraussetzung f. d. Enzym Pepsin.

Salzsäure Bildungsort

Entsteht in d. Beleg- bzw. Parietalzellen des Magens.

Phenol Def.

Aromatische organische Verbindungen; gehören ebenfalls zur Stoffklasse d. Alkohole.

Ester Def.

Chemische Verbindung aus Säure + Alkohol/Phenol unter Abspaltung v. Wasser; organisch (z.B. Essigsäure) o. anorganisch.

Schwefelsäure Daten

H2SO4; bei 100 mmol/L liegt d. pH-Wert bei 1; pKs-Wert ca. -3.

Sulfate u. Sulfide

Sulfat-Anion = SO42- (Salz/Ester d. Schwefelsäure) / Sulfid = S2- (anorganisches Schwefel-Anion wie Na2S).

Schwefelsäure Umwelt

In saurem Regen; senkt pH-Wert in Wasser u. Boden; löst toxische Metall-Ionen f. Pflanzen u. Fische.

Salpetersäure Synthese

Aus konzentrierter Schwefelsäure + Nitraten: NaNO3 + H2SO4 -> NaHSO4 + HNO3.

Salpetersäure Daten

Eigentlich farblos; färbt sich bei geringstem Einfluss durch d. NO2-Gehalt gelb; 100 mmol/L pH 1,1 / pKs ca. -1,3.

Salpetersäure Nutzung

In saurem Regen vorhanden; im Einsatz in d. Industrie u. f. Düngemittel.

Salze Def.

Chemische Verbindung aus Anion + Kation via ionische Bindung.

Hydratisierung Salze

Salz in Wasser dissoziiert; polare Wassermoleküle lagern sich an Ionen an u. bilden Hydrathüllen.

Hydrathüllen-Logik

Kleine Ionen bezogen auf d. Atomradius bilden eine größere Hydrathülle aus.

Salzlöslichkeit

Abhängig v. der Art d. Salzes, dem Lösungsmittel u. der aktuellen Temperatur.

Löslichkeitsprodukt L

Max. Ionenkonzentration vor d. Salzausfällung; Formel f. gesättigte Lösung: L = [Kation] * [Anion].