Allgemeine und Anorganische Chemie/ Säure-Base-Reaktionen

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HistorieBearbeiten

DefinitionenBearbeiten

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.

HeuteBearbeiten

Nomenklatur der gängigen Säuren und ihrer SalzeBearbeiten

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 BegriffserklärungenBearbeiten

ProtolysegleichungenBearbeiten

pH und pOHBearbeiten

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:  

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 pKbBearbeiten