Allgemeine und Anorganische Chemie/ Säure-Base-Reaktionen

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Historie[Bearbeiten]

Definitionen[Bearbeiten]

Definition nach Arrhenius (1884):


  • Jede Verbindung, die in wässriger Lösung H+-Ionen bildet ist eine Säure, z. B.: HCl, HBr, HI, HF, H2SO4
  • Jede Verbindung, die in wässriger Lösung OH--Ionen bildet ist eine Base, z. B.: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2


Definition nach Brönsted:


  • Säuren sind Verbindungen die H+-Ionen abspalten können
  • Basen sind Verbindungen die H+-Ionen aufnehmen können

Zu den Brönstedt-Säuren gehören nun auch die Säurereste, die noch ein H-Atom enthalten, z. B.: HPO42- (Hydrogenphosphat) und zu den Brönstedt-Basen gehören auch Verbindungen wie Ammoniak und Hydrazin.

Es bilden sich konjugierte Säure-Base-Paare.


Definition nach Lewis (1938):


  • Säuren sind Verbindungen, die eine Lücke in ihrer äußeren Elektronenlücke aufweisen.
  • Basen sind Verbindungen, die ein freies Elektronenpaar aufweisen


Ampholyte:


Ampholyte sind Substanzen, die sowohl als Säure, als auch als Base reagieren können, z. B.: Wasser (Als Säure gegenüber Ammoniak, als Base gegenüber Schwefelsäure). Es kommt hier auf den Reaktionspartner an.

Heute[Bearbeiten]

Nomenklatur der gängigen Säuren und ihrer Salze[Bearbeiten]

Nach Brönsted sind Säuren Protonendonatoren, sie sind also im Stande Protonen abzugeben. Basen hingegen gelten als Protonenakzeptoren, sie sind fähig Protonen aufzunehmen, zu akzeptieren.

Definitionen und Begriffserklärungen[Bearbeiten]

Protolysegleichungen[Bearbeiten]

pH und pOH[Bearbeiten]

Der pH-Wert (lateinisch für: pondus hydrogenii, also: „Gewicht des Wasserstoffs“) ist der negative dekadische Logarithmus der - rsp. -Ionenkonzentration:

Analog dazu ist der pOH-Wert der negative dekadische Logarithmus der -Ionenkonzentration:

Ein pH-Wert von 2 enspricht einer -Konzentration von 10−2 mol/l.

Säuren und Basen haben unterschiedliche Stärken, d. h., sie dissoziieren unterschiedlich ausgeprägt in Wasser. Kennt man die Stärke einer Säure (oder Base) und deren Konzentration, kann man daraus den pH-Wert berechnen.

pH- und pOH-Wert einer wässrigen Lösung ergeben addiert immer 14. Eine Säure erzeugt in Wasser einen pH-Wert von maximal 7, einen pOH-Wert von minimal 7. Bei der Base ist es umgekehrt.

Reines Wasser unterliegt der sogenannten Autoprotolyse: KD AutoprotolyseWasser.png

Bei dieser Reaktion liegt das Gleichgewicht auf Seite des Ausgangsstoffs, also beim Wasser. Es entstehen jedoch etwa 10−7 mol/l H3O+-Ionen, welche den pH-Wert von 7 erzeugen. Dieser Wert ist übrigens temperaturabhängig und liegt nur um 25 °C bei 10−7 mol/l. 80 °C heißes Wasser hat z. B. eine pH-Wert von 6,3.

Säurekonstanten, pKw, pKs und pKb[Bearbeiten]