Säuren und Basen

Säuren und Basen sind Verbindung, welche im alltäglichen Leben eine große Rolle spielen. So sind sie beispielsweise in Nahrungsmitteln, in Haushaltsreinigern oder Medikamenten enthalten.

Im Laufe der Geschichte gab es verschiedene Beschreibungen und Definitionen des Begriffe Säuren und Basen. Die einfachste Definition ist, dass alles was sauer schmeckt als Säuren und alles was bitter schmeckt als Base eingeteilt wird. Jedoch waren im Laufe der Zeit genauere Definitionen des Säure-Base-Begriffs nötig. Ein genaueres Modell wurde von Brønsted und Lowry beschrieben.

Nach dem Brønsted-Lowry-Konzept werden Säuren als Protonendonatoren und Basen entsprechend als Protonenakzeptoren bezeichnet. Vorraussetzung für eine Base ist ein freies Elektronenpaar, für eine Säure ist das Wasserstoffatom kennzeichnend. Von einer Säure kann nur gesprochen werden, wenn eine Base vorhanden ist, beziehungsweise umgekehrt, unabhängig davon, ob die Reaktion in einer wässrigen Lösung  abläuft oder nicht.

Tabelle wichtige Säuren und Basen / genaue Struktur einer Säure und einer Base

Nach Brønsted geht die Säure bei der Abgabe des Protons in ihre korrespondierende Base und eine Basen entsprechend bei Aufnahme eines Proton in ihre korrespondierende Säure über. Eine Reaktion, bei der ein Proton „übertragen“ wird, wird als Protolyse bezeichnet. Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen. Die jeweiligen Säure-Basenpaare werden als konjugierte Säure-Basen-paare bezeichnet:

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Beispiel:

H2O + NH3 OH- + NH4+

H+- Ionen existieren nicht in wässrigen Lösungen. Zusammen mit Wassermolekülen bilden sie so genannte Hydroniumionen H3O+, vereinfacht spricht man jedoch oft nur von Protonen oder H+- Ionen.

Mit Hilfe des Brønsted-Lowry-Konzept lassen sich jedoch bestimmte Säure-Base-Reaktionen nicht erklären. Besser erklären lässt sich der Vorgang mit der schon 1887 von Svante Arrhenius beschriebenen Definition. Nach ihm bilden Säuren im Wasser immer Hydronium-Ionen und Basen immer Hydroxid-Ionen. Somit konnte er beispielsweise die alkalischen Eigenschaften einiger Metalloxid-Lösungen erläutern. Allgemeiner ausgedrückt sind Säuren Elektronenpaarakzeptoren und Basen Elektronenpaardonatoren. Mit dieser Definition lassen sich alle denkbaren Säure-Base-Reaktionen deuten. Ein Beispiel hierfür ist das lösen von Calciumoxid in Wasser:

CaO + H2O Ca2+(aq) + 2OH-

Der pH-Wert einer Calciumoxid-Lösung liegt somit im alkalischen Bereich. Nach der Definition von Brønsted und Lowry ist diese Reaktion nicht zu erklären. Mit Hilfe der Definition von Arrhenius ist diese Reaktion aber leicht zu verstehen.

Verbindungen, die sowohl als Säure oder als Base reagieren können, nennt man Ampholyte. Ein Beispiel für ein Ampholyt ist das Wassermolekül. So reagiert das Wasser in Gegenwart von Salzsäure (HCl) als Base. In Gegenwart von Ammoniak (NH3) wirkt es als Säure.

HCl + H2O    H3O+ + Cl-

NH3 + H2O   NH4+ + OH-

Des weiteren können zwei Wassermoleküle wie alle Ampholyte mit sich selbst reagieren. Diese Reaktion wird als Autoprotolyse bezeichnet.

H2O + H2O H3O+ + OH-

Mit der Autoprotolyse ist auch der pH- Wert des Wassers zu erklären. Im Wasser sind die Konzentrationen an Hydronium- Ionen und Hydroxid- Ionen gleich, und zwar 10-7mol/l, somit ergibt sich ein pH- Wert von 7 (bei 25°C).

Der pH Wert ist ein Maß für die Konzentration der Hydroniumionen. Dabei gilt, dass der pH- Wert dem negativen Logarithmus der Konzentration an Hydroniumionen entspricht.

 pH= -log c (H3O+)

Skizze: pH Wert Skala

Säuren haben einen pH- Wert, der kleiner als 7 ist, und Basen einen pH- Wert größer 7. Destilliertes Wasser mit einem pH- Wert von 7 gilt somit als neutral.

Der pH- Wert einer Lösung kann mit Hilfe von Säure- Base- Indikatoren bestimmt werden. Indikatoren sind leicht alkalische oder saure Farbstoffe, die abhängig vom pH- Wert der Lösung eine andere Farbe anzeigen. Sie zeigen somit an, ob das Medium, indem sie sich befinden, sauer oder basisch ist.

Bilder Universalindikator

Um die genaue Konzentration einer Säure oder Base zu bestimmen, muss man jedoch eine Titration durchführen. Eine Titration ist eine Neutralisation der zu bestimmenden Lösung.

Reines Wasser ist ein schlechter elektrischer Leiter. Dies liegt an der schlechten Eigendissoziation (=Autoprtolyse) des Wassers. Das Produkt aus der Konzentration der Hydroniumionen und der der Hydroxidionen ist in verdünnten Lösungen bei einer bestimmten Temperatur immer gleich groß. Bei 25°C beträgt der Wert genau 10-14 mol2/l2. Es gilt somit:

Kw= c (OH-) c (H3O+) = 10-14mol2/L2

Diese Beziehung wird als Ionenprodukt des Wassers bezeichnet. Wird in einer wässrigen Lösung die Anzahl der einen Ionenart vergrößert, so wird die Anzahl der anderen Art entsprechend verringert, sodass das Ionenprodukt von 10-14mol2/l2 erhalten bleibt.

Mehrprotonige Säuren

Eine Verbindung, welche nur ein Proton an eine Base abgeben kann, nennt man einprotonig. Ein Beispiel hierfür ist die Salzsäure (HCl). Es gibt jedoch auch Moleküle beziehungsweise Ionen, welche in der Lage sind, zwei oder drei Protonen abzugeben. Entsprechend werden sie als zwei- oder dreiprotonig bezeichnet, je nachdem, wie viele Protonen sie maximal abgeben können.

Die Abgabe der Protonen bei mehrprotonigen Säuren erfolgen stufenweise. Ein Beispiel für eine dreiprotonige Säure ist die Phosphorsäure (H3PO4). Ihre Protolyse erfolgt in den folgenden drei Schritten:

  1. Protolysestufe: H3PO4 + H2O   H3O+ + H2PO4-
  2. Protolysestufe: H2PO4- + H2O   H3O+ + HPO42-
  3. Protolysestufe: HPO42- + H2O   H3O+ + PO43-

Da die Phosphorsäure eine starke Säure ist, erfolgt die erste Protolysestufe nahezu vollständig. Die zweite und dritte Protolyse erfolgt jedoch nur schwach. Für eine weitergehende Protolyse ist eine stärkere Base als Wasser erforderlich.

Säurestärke

Die Säurestärke ist im Sinne von Brønsted die Tendenz einer Säure ein Proton abzugeben. Analog dazu ist die Basenstärke ein Maß für die Tendenz Protonen aufzunehmen. Der Wert in der die Säurestärke angegeben werden kann, ist der pKs-Wert. Dieser ergibt sich aus dem negativen dekadischen Logarithmus des Massenwirkungsausdrucks einer Säure Dissoziation.

Wie für alle chemischen Reaktionen gilt auch für die Dissoziation einer Säure das Massenwirkungsgesetz und seine jeweilige reaktionsspezifische Konstante K. Im Falle der Säuredissoziation gilt:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

  

Salzsäure zählt zu den starken Säuren ihr Ks-Wert ist viel größer als 10. Daraus folgt, dass die Konzentration der undissozierten HCl-Moleküle im chemischen Gleichgewicht sehr gering ist und die H3O+-Konzentration entsprechend groß. Bildet man den negativen dekadischen Logarithmus von Ks erhält man den so genannten pKs-Wert. Dieser ist für starke Säuren negativ. Für Salzsäure kann kein pKs-Wert angegeben werden, da der pKs-Wert gegen Unendlich geht. In der folgenden Grafik ist die Einordnung in die verschiedenen Klassen gegeben:

starke Säure/Base

mittelstark

schwach

sehr schwach

extrem schwach

A(KA)

H3PO4 7,5∙10-3 HF 7,2∙10-4 AcOH 1,8∙10-5  
HCl >>>10 HSO4- 1,1∙10-2   H2S 9,1∙10-8  
      H2PO4- 6,2∙10-8  

 

 

 

NH4+ 5,6∙10-10

 

B (KB)

S2- 7,8∙10-2 HPO42- 1,6∙10-7 H2PO4-1,∙10-12 Cl-, NO3-
O2- >>>10 PO43- 4,6∙10-3 AcO- 6,6∙10-10 SO42- 9,1∙10-13 <<10-15

 

CO32- 2,1∙10-4

 

 

 

 

Berechnung von H+-Konzentrationen und pH-Werten

starke Säuren (KS>10) und starke Basen (KB>10): Da starke Säuren vollständig dissozieren entspricht bei solchen Lösungen die Ausgangskonzentrationen der Gleichgewichtskonzenttration. Analog verhält es sich mit starken Basen:
mittelstarke Säuren (KS:10-10-4) oder Basen (KB:10-10-4): Mittelstarke Säuren oder Basen dissozieren nur teilweise somit berechnet sich die H3O+- bzw. die OH--Konzentration nach nebenstehender Formel (Dies ist das Massenwirkungsprodukt des Säure-Base-Gleichgewichts aufgelöst nach der Konzentration an H+ oder OH-)
schwache Säuren (KS:10-4-10-11) oder Basen (KB:10-4-10-11): Die Konzentration von H+ oder OH--Ionen lassen sich nach der nebenstehenden Formel berechnen.
sehr schwache Säuren (KS:10-11-10-15) oder Basen (KB:10-11-10-15):Da bei sehr schwachen Säuren oder Basen das chemische Gleichgewicht stark auf der undissozierten Seite liegt und somit die aus der Dissoziation resultierenden H+- bzw. OH--Konzentrationen sehr gering sind, muss bei solchen Protolysen die Autoprotolyse in Form ihres KW-Werts berücksichtigt werden.
pH-Wert: Der pH-Wert ist laut Definition der negative dekadische Logarithmus der Hydronium-Ionen-Konzentration im chemischen Gleichgewicht.
pOH-Wert: Der pOH-Wert ist laut Definition der negative dekadische Logarithmus der Hydroxid-Ionen-Konzentration im chemischen Gleichgewicht.

 

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