HA + B A - + HB + Säuren und Basen. Definition nach Brønsted: Eine Säure ist ein Protonen-Donor, eine Base ein Protonen-Akzeptor!

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1 Säuren und Basen Definition nach Brønsted: Eine Säure ist ein Protonen-Donor, eine Base ein Protonen-Akzeptor! Die Tendenz ein Proton abzuspalten (Säure) bzw. aufzunehmen (Base) bezeichnet man als Säure- bzw. Basenstärke. Die Säure gibt ein Proton (= H + ) ab und das Proton wird dann von einer Base aufgenommen, d.h. es handelt sich um eine Protonentransferreaktion. Die Protonenaufnahme bzw. abgabe sind reversibel à Säure-Base-Gleichgewicht. HA + B A - + HB + HA A - B HB + Säure korrespondierende Base zu Säure A Base korrespondierende Säure zu Base B Es gilt: Je stärker eine Säure ist, desto schwächer ist die korrespondierende Base! zb HCl à starke Säure, Cl - à schwache Base

2 Säuren und Basen HCl H + + Cl - NH 3 + H + NH 4 + Autoprotolyse des Wassers H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - AMPHOLYTE sind Verbindungen, die H + sowohl abgeben bzw. aufnehmen können.

3 Autoprotolyse von Wasser Autoprotolyse-Reaktion des Wassers H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Es ist eine Gleichgewichtsreaktion à dh wir können das Massenwirkungsgesetz formulieren: [ ][ OH ] K = H 3O + [ H 2 O] H 2 O [ ] Die Konzentration von Wasser ist konstant. Für 20 Grad Celcius gilt: [ H 2 O] = const = 55.4 mol l Umformulieren gibt: [ ][ OH ] = mol 2 /l 2 [ ] = mol 2 l 2 = mol /l K W = K[ H 2 O] [ H 2 O] = H 3 O + [ H 3 O + ] = OH ph + poh =14 à Reines Wasser reagiert neutral, d.h. weder sauer noch basisch. K w : Ionenprodukt des Wassers, ph Wert: ph = - log [H 3 O + ], poh Wert: poh = - log [OH - ]

4 ph neutral sauer - basisch NEUTRALE LÖSUNG: ph = 7, poh =7 Die Konzentration von H 3 O + Ionen und OH - Ionen ist gleich! SAURE LÖSUNG: ph < 7, poh > 7 Die Konzentration von H 3 O + Ionen ist größer als die der OH - Ionen! BASISCHE (ALKALISCHE) LÖSUNG: ph > 7, poh < 7 Die Konzentration von H 3 O + Ionen ist kleiner als die der OH - Ionen! Einige ph Werte Hautneutral = physiologischer ph der Haut = 5.5; Blut ph 7.4; Magensaft ph 1.4; Wein ph 3-4; Regen ph 5.6

5 ph neutral sauer - basisch

6 Reaktionen im dynamischen Gleichgewicht Chemische Reaktionen verlaufen selten einseitig, dh es findet sowohl die Vor- als auch Rückreaktion statt: A + B v vowärts v rückwärts C + D v vowärts = k v c(a) c(b) v rückwärts = k r c(c) c(d) mit k v Vorwärtsreaktionsrate, c(a) Konzentration an Edukt A, c(b) Konzentration an Edukt B mit k r Rückwärtsreaktionsrate, c(c) Konzentration an Produkt C, c(d) Konzentration an Produkt D Im dynamischen chemischen Gleichgewicht gilt:! "#$%ä$'( =! $ü+,%ä$'( - " / 0 / 1 = - $ /(3) /(5) - " = 6 = /(3) /(5) - $ /(0) /(1) Massenwirkungsgesetz (nach Guldberg und Waage, 1867)

7 Das Massenwirkungsgesetz (MWG)

8 Das Massenwirkungsgesetz (MWG)

9 Beispiele einfache Reaktionen 4 HCl + O 2 2 H 2 O + 2 Cl 2 Na 2 SO 4 2 Na + + SO 4 2-

10 Beispiele gekoppelte Reaktionen 1) Säurereaktion HCl H + + Cl - 2) Basenreaktion H + + NH 3 NH 4 + HCl + NH 3 NH Cl -

11 Massenwirkungsgesetz für Säuren und Basen HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O BH + + OH - [ ][ A ] K = H 3 O+ HA [ ] [ ] H 2 O K a = K H 2 O [ ][ A ] [ ] = H 3 O+ pk a = log(k a ) [ HA] [ H 2 O] = const = 55.4 mol l [ ][ BH + ] K = OH [ B] H 2 O K b = K H 2 O [ ] [ ] = OH pk b = log(k b )!" # +!" % = 14 [ ][ BH + ] [ B] K a = Säuredissoziationskonstante à je größer K a, desto stärker ist die Säure: z.b. Essigsäure K a = und HCl K a = à pk a (Essigsäure) = 4.76, pk a (HCl) = -6 K b = Basendissoziationkonstante à je größer K b, desto stärker ist die Base: z.b. HSO 4- K b =10-17 und OH - K b = à pk b (HSO 4- ) = 17, pk b (OH - ) = -1.76

12 Übersicht Säuren und Basen

13 Verhalten von starken Säuren und Basen Starke Säuren: pk a <<, d.h K a >> à Gleichgewicht liegt auf rechter Seite, d.h. Säure reagiert fast vollständig mit H 2 O. z.b. Salzsäure (HCl): 0.1 M Lösung = 0.1 mol/l à [H 3 O + ] = 10-1 mol/l à ph = - log [H 3 O + ] = - (-1) = 1, ph = 1 HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Starke Basen: pk b <<, d.h K b >> à Gleichgewicht liegt auf rechter Seite. z.b. Natronlauge (NaOH): 0.1 M Lösung = 0.1 mol/l = [OH - ] = 10-1 mol/l à poh = - log [OH - ] = - (-1) = 1 mit poh + ph = 14 à ph = 14 poh à ph = 13 NaOH Na + + OH - Weitere starke Säuren: Schwefelsäure H 2 SO 4 : pk a = -3, K a =? Salzsäure HCl: pk a = -6, K a =? Perchlorsäure HClO 4 : pk a = -10, Ka =? Weitere starke/mittelstarke Basen: Hydroxid-Ion OH - : pk b = Ammoniak NH 3 : pk b = 4.75

14 Verhalten von schwachen Säuren Für schwache Säuren gilt: à Gleichgewicht liegt in der Mitte à Säure reagiert nicht vollständig mit H 2 O, es kommt zur unvollständigen Protolyse. HA + H 2 O A - + H 3 O +!" =!$ % log["+] 2 Beispiel: Essigsäure in Wasser: [HA]= c (Essigsäure) = 100 mm = 0.1 M = 0.1 mol/l = 10-1 mol/l, K a = , ph =?!" =!$ % log["+] 2 = 4.76 log(0.1) 2 = = 2.88

15 Für schwache Basen gilt: à Gleichgewicht liegt in der Mitte à Base reagiert nicht vollständig mit H 2 O. Verhalten von schwachen Basen B + H 2 O BH + + OH -!"# =!% & log[,] 2!"# +!# = 14 Beispiel: Natriumcarbonat in Wasser: [B]= c (Na 2 CO 3 ) = 100 mm = 0.1 M = 0.1 mol/l = 10-1 mol/l, K b = , ph =?!"# =!% & log[,] 2 = 3.6 log(0.1) 2 = = 2.3!# = 14!"# = = 11.7

16 Puffersysteme Ein Puffer besteht aus einer schwachen Brønsted-Säure und der korrespondierenden Base! (A) ph=pk a à [HA] = [A - ] (B) Pufferlösungen können verdünnt werden, ohne dass sich der ph Wert merklich verändert. (C) In Puffersystemen führt die Zugabe einer Säure bzw. einer Base zu einer kaum merklichen Veränderung des ph-werts. à Puffer bietet Schutz für biologische Systeme gegenüber Säuren und Basen! Henderson-Hasselbalch- Gleichung!" =!$ % + '() [+ ] ["+]

17 Anwendung Henderson Hasselbalch Gleichung Beispiel: Acetat-Puffer CH 3 COOH (HA) /CH 3 COO - (A - ): 1 Liter Acetat-Pufferlösung enthält 0.1 mol/l CH 3 COOH und 0.1 mol/l CH 3 COO - à Welchen ph Wert hat der Puffer? Anmerkung: K a (CH 3 COOH) = ph = pk a + log [A ] [HA] 0.1 = log = log1 = =

18 Biologisch wichtige Puffersysteme Biologisch relevante Puffersystem Bicarbonate Puffer im Blut der Lunge Phosphat-Puffer im Blut der Lunge H 2 CO 3 HCO H + H 2 PO 4 - HPO H + Acetat-Puffer im Blut CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Typische Puffer in der Molekularbiologie: TRIS: Tris(hydroxymethyl)-aminomethan ph HEPES: 4-(2-Hydroxyethyl)-1-piperazinethansulfonsäure ph Puffer für Gelelektrophorese: TE-Puffer 10 mm (= 0.01 mol/l) TRIS, ph 8.0 und 1 mm EDTA (= mol/l Ethylendiamintetracetat)