Säure-Base-Reaktion

Entsteht durch den Übergang eines Protons vom Molekül der Säure auf ein Wasser-Molekül. Die H₃O⁺-Ionen sind die Ursache der sauren Reaktion einer Lösung. Ihre Konzentration kann mit einem pH-Meter gemessen werden.

p steht für den negativen Zehner-Logarithmus (dekadischer Logarithmus) des Zahlenwerts der betreffenden Grösse: pH = -lg{c(H₃O⁺)}, pKS = -lg{K_S}

Der pH-Wert ist der negative Zehner-Logarithmus (kurz: -lg) des Zahlenwerts der H₃O⁺-Konzentration (in mol/L): pH = -lg{c(H₃O⁺)}. Die konventionelle pH-Skala reicht von 0 bis 14. Lösungen mit pH = 7 sind neutral.

Der pOH ist der negative Zehner-Logarithmus des Zahlenwerts der OH^--Konzentration (in mol/L): pOH = -lg{c(OH^-)}.

Aus dem Ionenprodukt des Wassers ergibt sich (bei 25°C): pH + pOH = 14

Protonenübertragungsreaktion. Die Säure (Protonenspender) gibt Protonen an die Base (Protonenempfänger) ab.

Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen. Das Gleichgewicht liegt auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base.

Puffer halten den pH-Wert einer Lösung auch bei Zugabe von Säure oder Base praktisch konstant. Sie enthalten eine schwache Säure und ihre korrespondierende Base. Diese neutralisieren zugesetzte oder im System gebildete OH^-- und H₃O⁺-Ionen.

Der pH-Wert eines Puffers ist abhängig vom pK_S-Wert des Säure-Base-Paars und vom Mengenverhältnis Puffer-Säure (HA) zu Puffer-Base (A^-).

Ist c(HA) = c(A^-), gilt: pH = pK_S.

Für den pH-Bereich, in dem ein Säure-Base-Paar als Puffer verwendbar ist, gilt: pH = pK_S ± 1.

Allgemein gilt: \(pH = pK_S + \log_{10}{c(A^-) \over c(HA)}\)

Die Menge Säure oder Base, die ein Puffer abfangen kann, ist abhängig von seiner Konzentration.

Saure Lösungen leiten elektrischen Strom, schmecken sauer, wirken ätzend. Sie lassen sich mit Indikatoren nachweisen. Die Konzentration der H₃O⁺-Ionen ist grösser als 10^-7 mol/L, der pH-Wert ist umso deutlicher unter 7, je saurer die Lösung ist.

enthalten ein HA^--Ion und/oder ein saures Kation (NH₄⁺, Aquakomplexe).

Bei einer Säure-Base-Reaktion wird ein Proton (H⁺) von der Säure auf die Base übertragen. Man nennt sie darum auch Protonenübertragungsreaktion oder Protolyse.

In der Säure-Base-Reihe sind die Säuren (linke Reihe) und ihre korrespondierenden Basen (rechte Reihe) nach ihrer Stärke geordnet. Die stärkste Säure steht oben, die stärkste Base unten.

Das Mass für die Säurestärke, wird berechnet aus dem Anteil der Säure-Moleküle, die ihr Proton an das Wasser abgeben:

\(HA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^-\) 

\(K = {c(H_3O^+) \times c(A^-) \over c(HA) \times c(H_2O)}\)

\(K_S = K \times c(H_2O) = {c(H_3O^+) \times c(A^-) \over c(HA)}\) 

Bei starken Säuren liegt das Gleichgewicht rechts: c(A^-) > c(HA), K_S ist gross. Der pK_S (= -lg{K_S}) ist umso kleiner, je stärker die Säure ist.

Säuren (bzw. saure Lösungen) schmecken sauer, wirken ätzend und lösen unedle Metalle unter Wasserstoffbildung auf. Säuren sind Wasserstoffverbindungen, deren Moleküle mindestens ein deutlich polar gebundenes H-Atom besitzen, das als H⁺ abgegeben werden kann. Nach Brönsted sind Säuren Stoffe oder Teilchen, die Protonen abgeben.

Die Neigung zur Protonenabgabe ist eine Stoffeigenschaft. Sie steigt mit der Länge und mit der Polarität der H-A-Bindung. Als Mass dient die Säurekonstante.

Gleichung, in der die Formeln der beteiligten Stoffe stehen, z. B.:

NaHSO₄ + NaOH → H₂O

Gleichung, in der die Formeln der reagierenden Teilchen stehen, z.B.: HSO₄^- + OH^- → H₂O + SO₄^2-

Die Säure-Base-Titration dient zur Bestimmung der Konzentration von Säure-Lösungen oder Laugen. Aus dem Volumen der Masslösung, die zur vollständigen Neutralisation eines bestimmten Volumens der Probe verbraucht wird, lässt sich die Konzentration der Probe berechnen:

m · Volumen · Konz. der Säure H_mA = n ·Volumen · Konz. der Lauge Me(OH)_n

Die Farbänderung einer lndikatorlösung erfolgt in einem für den Indikator typischen pH-Bereich (Umschlagbereich), der sich über etwa zwei pH-Einheiten erstreckt. Der Umschlagpunkt ist der pH-Wert, bei dem Hln und In^- in gleicher Konzentration vorliegen.

Ein Ampholyt kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Er steht in der Säure- und in der Base-Reihe. z. B.: H₂O, HSO₄^-, H₂PO₄^-.

Aquakomplexe sind Komplex-Ionen, in denen Wasser-Moleküle an ein Metall-Ion gebunden sind. Sie bilden sich v. a. bei der Hydration kleiner, mehrfach geladener Kationen. Aquakomplexe können als Säuren wirken, weil ihre Wasser-Moleküle leichter ein Proton abgeben als freie.

sind Lösungen mit gleicher Stoffmengenkonzentration bzw. Stoffportionen mit gleicher Stoffmenge.

sind Portionen von Säuren und Basen, welche die gleiche Zahl von H⁺ bzw. OH^- liefern.

«Selbstprotolysen»: Protonenübergang von einem Teilchen auf ein gleichartiges. Bei Wasser führt dies zur Bildung von Oxonium- und Hydroxid-Ionen:

H₂O + H₂O <--> H₃O⁺ + OH^-

Das Gleichgewicht liegt links, bei 25 °C ist c(H₃O⁺) = c(OH^-) = 10^-7 mol/L.

Basen reagieren in wässrigen Lösungen alkalisch, weil sie die Konzentration der OH^--Ionen erhöhen. Sie lassen sich mit einem Indikator nachweisen und neutralisieren Säuren. Nach Brönsted sind Basen Protonenempfänger. Sie haben mindestens ein freies Elektronenpaar, mit dem sie ein Proton binden können. Die meisten sind Anionen (OH^-, O^2-, S^2-, PO₄^3-).

Die Neigung zur Aufnahme eines Protons ist eine Stoffeigenschaft. Sie wird gemessen am Anteil der Teilchen, die ein H⁺ vom Wasser aufnehmen. Als Mass dient die Basenkonstante. Starke Basen haben eine grosse Basenkonstante, sie stehen in der Säure-Base-Reihe unten. Die Base A^- ist umso stärker, je schwächer die korrespondierende Säure HA ist.

Die Basenkonstante ist das Mass für die Basenstärke. Sie wird berechnet aus dem Anteil der Basen-Moleküle, die im Wasser ein Proton aufnehmen:

\(A^- + H_2O \rightleftharpoons HA + OH^- \quad K_B={c(OH^-) \times c(HA) \over c(A^-)} \quad pK_B + pK_S = K_W = 14\)

Die Summe aus dem pK_B einer Base und dem pK_S der korrespondierenden Säure ist 14.

Metalloxide reagieren basisch, weil das Oxid-Ion eine starke Base ist.

Salze schwacher Säuren reagieren alkalisch. weil ihre Anionen starke Basen sind (korrespondierende Basen schwacher Säuren sind stark).

funktionelle Definition der Säure als Protonenspender und der Base als Protonenempfänger.

Organische Säuren, deren Moleküle mindestens eine -COOH-Gruppe enthalten. Aus dieser kann das H als H⁺ abgespalten werden.

Aufspaltung. Bei Säuren in H⁺ und Säurerest: HA → H⁺ + A^-

Trennung einer Bindung, bei der ein Partner beide Elektronen des gemeinsamen Paars erhält, führt zur Bildung von Ionen.

Alte Bezeichnung für das Oxonium-Ion H₃O⁺.

Indikatoren (Hln) sind schwache Säuren, deren korrespondierende Base (In^-) eine andere Farbe hat. Die Farbe der lndikatorlösung ist bestimmt durch das Mengenverhältnis von Hln und In^-, dieses steigt mit sinkendem pH-Wert.

Für das Produkt der Ionenkonzentrationen im Wasser und in verdünnten wässrigen Lösungen gilt bei 25 °C: K_W = c(H₃O⁺) · c(OH^-) = 10^-14 mol²/L².

Für reines Wasser und neutrale Lösungen: c(H₃O⁺) = c(OH^-) = 10^-7 mol/L

Lösung von Kaliumhydroxid (KOH).

Synonym zu korrespondierende Säure/Base.