Sauren und Basen

Säuren und Basen

Säure = (nach Brønsted)
Protonendonor → kann Protonen H⁺ abgeben

Base = (nach Brønsted)
Protonenakzeptor → kann Protonen H⁺ aufnehmen

Säure-Base Reaktionsgleichung
Base (meistens negativ geladen) hat Bindung zur Verfügung → stellt freies Elektronenpaar zur Verfügung → für koordinative Bindung mit Wasserstoffproton

Reaktionsgleichung erklären
H = Proton = Wasserstoffatom

Säure-Base-Reaktion
Protonenübertragung (Protolysen) → gehört zur Familie der Donor-Akzeptor-Reaktionen

Säure-Base-Reaktion - Ablauf
Protonen werden von der Säure auf die Base übertragen.

  • In der Säure muss die Bindung (kovalente Bindung) zwischen einem Wasserstoffatom und einem weiteren Atom (meist ein Heteroatom) gespalten werden → Heterolyse (= Bindungsspaltung erfolgt unter Verbleib des Bindungselektronenpaars am elektronegativeren Bindungspartner).

  • Bindung zwischen A und H wird getrennt → neue Bindung zwischen B und H.

Eigenschaften von Säuren und Basen werden dadurch bestimmt durch:

  • ihre Fähigkeit Protonen aufzunehmen oder abzugeben.

Säuren können nur Protonen abgeben, wenn …

  • eine Base vorliegt, die diese aufnimmt.

Säure gibt Proton ab → konjugierte Base.
Base nimmt Proton auf → konjugierte Säure.

Säure-Base-Reaktion - Beispiel

Zugabe von Säure (z.B. HCl) in Wasser → saure Lösung

  • Säure (HCl) + Wasser: Wasser wirkt als Base gegen die zugegebene Säure → bildet konjugierte Säure der Base Wasser (Hydroniumkation H₃O⁺); aus Säure wird konjugierte Base (Chloridanion).

  • Proton wird von Säure auf Wasser übertragen.

Zugabe einer Base (z.B. Ammoniak NH₃) → basische Lösung

  • Base + Wasser: Wasser wirkt als Säure gegen die zugegebene Base → bildet die konjugierte Base der Säure Wasser → Hydroxidionen (OH⁻).

Ampholyte
Stoffe, die in Abhängigkeit vom Reaktionspartner als Säure oder Base wirken können (z.B. Wasser).

Proteolysen sind reversible Gleichgewichtsreaktionen.

Lage des Gleichgewichts wird bestimmt durch die Stärke der Säuren und Basen.

Säurestärke

  • Maß für Stärke einer Säure/Base = Lage des Gleichgewichts.

  • Zum Vergleich von Säurestärken eignet sich Wasser als Referenzbase.

  • Säurestärke = Fähigkeit ein Proton an ein Wassermolekül abzugeben.

Bestimmung der Säurestärke

  • Lage des Gleichgewichts einer Proteolyse mit Wasser als Base.

Dissoziation
Stoff trennt sich in Ionen auf.

Für die Dissoziation einer Säure HA (protonierte Säure) gilt das Massenwirkungsgesetz.

Für die Stärke der Säuren/Basen gilt (Dissoziation):

  • starke Säuren/Basen dissoziieren besser als schwache Säuren/Basen.

  • je kleiner der pKₛ-Wert, desto stärker die Säure.

  • je kleiner der pKᵦ-Wert, desto stärker die Base.

pK-Wert von starken Basen/Säuren:

  • pK-Wert kleiner als 0.

pK-Wert von schwachen Basen/Säuren:

  • pK-Wert größer als 0.

pK-Werte der Säure und der konjugierten Base und anders herum müssen zusammen ergeben:
14

Je stärker die Säure, desto schwächer die konjugierte Base.
Je schwächer die Säure, desto stärker die konjugierte Base.

Mehrprotonige Säuren/Basen
Säuren oder Basen, die mehrere Protonen austauschen können → jeder Proteolyseschritt hat eigenen pK-Wert.

2-protonige Säure - Beispiel

  • Schwefelsäure (H₂SO₄): Sehr starke Säure (negativer pKₛ-Wert).

    • Abgabe eines Protons → amphoteres Hydrogensulfat-Ion (HSO₄⁻).

    • Abgabe eines weiteren Protons → Sulfat-Ion (SO₄²⁻).

3-protonige Säure - Beispiel

  • Phosphorsäure (H₃PO₄):

    • Abgabe des 1. Protons → amphoteres Dihydrogenphosphat-Ion (H₂PO₄⁻).

    • Abgabe des 2. Protons → amphoteres Monohydrogenphosphat (HPO₄²⁻).

    • Abgabe des 3. Protons → Phosphat-Ion (PO₄³⁻).

Säurestärke nimmt mit jeder Protonenabgabe ab.
Basenstärke nimmt durch Korrelation (zusammen 14) zu.

Autoproteolyse des Wassers

  • Wasser kann als Säure und als Base wirken → kann somit auch mit sich selbst reagieren.

  • 1 Molekül agiert als Säure, 1 Molekül als Base → Hydroniumkationen und Hydroxidanionen entstehen.

Gleichgewichtslage bei Autoproteolyse von Wasser

  • Gleichgewicht liegt weit auf der Eduktseite → geringe Säure-/Basenstärke des Wassers.

Ionenprodukt des Wassers

  • Kationen und Anionen in reinem Wasser ergeben zusammen immer 10⁻¹⁴ mol²/L².

pH-Wert

  • Negativer dekadischer Logarithmus der Ionen-Konzentration → Konzentration von Protonen H⁺.

  • pOH-Wert: Konzentration von OH⁻-Ionen.

Eine Lösung ist sauer, wenn der pH-Wert kleiner als 7 ist.
Eine Lösung ist basisch, wenn der pH-Wert größer als 7 ist.
Eine Lösung ist neutral, wenn der pH-Wert 7 ist.

Neutralisation einer Säure =

  • Saure Eigenschaften einer Lösung durch Zugabe einer Base vermindern → Base nimmt überschüssige Protonen auf.

Neutralisation einer Base =

  • Basische Eigenschaften einer Lösung durch Zugabe einer Säure vermindern → Säure gibt Protonen an Base ab.

Neutralisation wird vom Ionenprodukt des Wassers getrieben.

Ergebnis:

  • Wasser und Salz entstehen.

Neutralisationsreaktionen und Wärme

  • Neutralisationsreaktionen sind stark exotherm → Wärmeentwicklung = Neutralisationswärme.