Handout Säure, Base, ph-wert

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1 Säure und Base Säuren sind im engeren Sinne alle Verbindungen, die in der Lage sind, Protonen (H + ) an einen Reaktionspartner zu übertragen - sie können als Protonendonator fungieren. In wässriger Lösung ist der Reaktionspartner im wesentlichen Wasser. Es bilden sich Oxonium-Ionen (H 3 O + ), der ph-wert der Lösung wird damit gesenkt. Säuren reagieren mit sogenannten Basen unter Bildung von Wasser und Salzen. Eine Base ist somit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu neutralisieren. Basen (griechisch βάση, basé die Ausgangs-, Grundlage, das Fundament) sind im engeren Sinne alle Verbindungen, die in wässriger Lösung in der Lage sind, Hydroxid-Ionen (OH ) zu bilden, also den ph-wert einer Lösung zu erhöhen. Hydroxid-Ionen sind chemische Verbindungen, die Protonen von einer Säure unter Bildung eines Wassermoleküls übernehmen können. Eine Base ist somit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu neutralisieren. Es gibt anorganische und organische Säuren. Grundsätzlich kann festgestellt werden, dass anorganische Säuren starke Säuren sind, während organische Säuren eher schwache Säuren sind (vergl. Tabelle 1). Säuren Schwefelsäure: H 2 SO 4 (industrielle Verwendung, saurer Regen) Salzsäure: HCl (industrielle Verwendung) Phosphorsäure: H 3 PO 4 (Lebensmittelindustrie, unter anderem Cola, Erbgut) Kohlensäure: H 2 CO 3 (Lebensmittelindustrie, Technik, Atmosphäre) Essigsäure: CH 3 COOH (Lebensmittelindustrie) Flusssäure: HF (Computerchipherstellung) Zitronensäure: C 6 H 8 O 7 (Reinigungs- und Lebensmittelindustrie, Kosmetika) Salpetersäure: HNO 3 (industrielle Verwendung) Schwache Säuren sind z. B. Essig- oder Zitronensäure. Starke Säuren sind z. B. Salz- oder Schwefelsäure Basen Natriumhydroxid: NaOH (Natronlauge) Kaliumhydroxid: KOH (Kalilauge) Calciumhydroxid: Ca(OH) 2 Ammoniak: NH 3 1/9

2 Eigenschaften von Säuren Säuren greifen besonders unedle Metalle und Kalk an. Aber auch Kleidung, Haut und Augen (allgemein alle organischen Materialien) sind bei Kontakt in Gefahr. Vorsicht! Verätzungen können immer passieren. Schutzbrille tragen! Es gibt starke und schwache Säuren. Salzsäure ist eine starke Säure. Essigsäure ist eine weniger starke und Kohlensäure ist eine schwache Säure. Säuren kann man mit Wasser verdünnen, dabei wird ihre Wirkung je nach Verdünnung deutlich schwächer. Das Verdünnen von konzentrierten Säuren ist eine exotherme Reaktion. Es entsteht also viel Hitze, und die Säurelösung kann unkontrolliert wegspritzen. Daher gilt beim Verdünnen die Regel, die Säure in das Wasser zu geben, nicht umgekehrt: Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure. Es ist eine weit verbreitete Unwahrheit, dass Säuren immer Flüssigkeiten sind. Bekannte Vertreter von Säuren, die rein als Feststoff vorliegen, sind Vitamin C und Zitronensäure. Säuren färben blaues Lackmuspapier rot. Die Gegenspieler der Säuren sind die Basen (Basenlösung = Lauge). Sie können Säuren neutralisieren. Auch Basen sind ätzend, und greifen viele andere Stoffe an, die mit Säuren nicht unbedingt reagieren. In Wasser gelöst leiten Säuren den elektrischen Strom. Hierbei erfolgt eine Elektrolyse, bei der sich an der Kathode (dem -Pol) Wasserstoff und an der Anode (dem +Pol) der neutralisierte Stoff des Säurerest-Ions (Säureanions) bilden, bei der Salzsäure z. B. Chlor. An der Kathode erfolgt eine Reduktion (Elektronenaufnahme) und an der Anode erfolgt eine Oxidation (Elektronenabgabe). Säuren sind anorganische oder organische Verbindungen, die in wässriger Lösung ein oder mehrere Wasserstoff-Ionen abspalten, also Protonen abgeben können. Beispiele: Salzsäure, Schwefelsäure, Phosphorsäure, Ameisensäure, Essigsäure, Milchsäure, Buttersäure, Zitronensäure. Säuren riechen normalerweise säuerlich und stechend. In Kombination mit Basen (Laugen) entstehen Salze. Starke Säuren sind Reizstoffe, sie wirken ätzend und zerstören lebende Zellen. 2/9

3 Schwache Säuren beseitigen Krankheitskeime (Desinfektion), stärken die Abwehrkräfte, wirken belebend auf die Haut, sorgen für das Wiederentstehen des Hydrolipidmantels der Haut und geben dem Haar Glanz. Eisengegenstände, die mit Säuren in Berührung kommen, rosten leicht, sofern sie nicht aus rostfreiem Stahl bestehen. Gelangen Säuren auf Marmor, kann sich das im Marmor enthaltene Calciumcarbonat auflösen. Eigenschaften von Basen Viele Basen sind in Wasser löslich (z. B. Natriumhydroxid, Ammoniak), jedoch nicht alle (z. B. Aluminiumhydroxid) Sie sind ätzend und haben auf pflanzliche und organische Stoffe zerstörende Wirkung. Sie bilden aus Ölen und Fetten Seifen und Glycerin. Es gibt starke und schwache Basen. Basen kann man mit Wasser verdünnen, dabei wird ihre Wirkung je nach Verdünnung deutlich schwächer. Die basischen Lösungen führen zu einer Rötung von Phenolphthalein oder färben rotes Lackmus-Papier blau. Die Gegenspieler der Basen (Basenlösung = Lauge) sind die Säuren. Sie können Basen neutralisieren. Auch Basen sind ätzend, und greifen viele andere Stoffe an, die mit Säuren nicht unbedingt reagieren. Kleidung, Haut und Augen sind bei Kontakt in Gefahr. Es ist darauf zu achten, eine Schutzbrille zu tragen, da Verätzungen immer vorkommen können. Basen, auch Laugen genannt, sind Verbindungen aus Metall, Wasser- und Sauerstoff. Basen veralten sich wie chemische Gegenspieler zu Säuren. Basen riechen im Allgemeinen nach Lauge. In Kombination mit Säuren verbinden sie sich zu Salzen. In wässriger Lösung leiten sie den elektrischen Strom und fühlen sich seifig an. Starke Basen sind ätzend und zerstören lebende Zellen. 3/9

4 Alkalische Präparate sind z. B.: Nagelhautentferner, Seifenlösung, Haarentfernungscreme, Rasierschaum. Die Haut wird durch Basen aufgeweicht, bei stärker konzentrierten Laugen wird die Haut verätzt und ihre Abwehrfunktion geschwächt. Starke Basen greifen die Hornsubstanz der Nägel an, sie werden aufgelöst und damit zerstört. Schwache Basen zerstören den Hydrolipidmantel der Haut, schwächen die Abwehrkräfte der Haut und sind hornlösend. 4/9

5 Acidität und Basizität Die Acidität (von lateinisch acidus sauer ) bezeichnet: das Maß für die Fähigkeit einer chemischen Verbindung, Protonen abzugeben, also ihr Säureverhalten den Säuregehalt (Protonenkonzentration) einer Lösung; siehe ph-wert. Die Basizität, auch Alkalität (von al kalja, arabisch für Pottasche (Kaliumcarbonat), ein alkalisch reagierendes Salz), bezeichnet: das Maß für die Fähigkeit einer chemischen Verbindung, Protonen aufzunehmen, also ihr Basenverhalten die Basenstärke (Hydroxidionen-Konzentration) einer Lösung, siehe ph-wert. Acidität Säure + H 2 O H 3 O + + Base Basizität Name sehr stark HCl Cl sehr schwach Salzsäure H 2 SO 4 HSO 4 Schwefelsäure HNO 3 NO 3 Salpetersäure stark H 3 PO 4 H 2 PO 4 Phosphorsäure HCOOH HCOO Ameisensäure mittelstark CH 3 COOH CH 3 COO mittelstark Essigsäure H 2 CO 3 HCO 3 Kohlensäure H 2 S HS Schwefelwasserstoff schwach + NH 4 NH 3 stark Ammonium HCN CN Cyanwasserstoff Blausäure H 2 O OH Wasser sehr schwach CH 3 CH 2 -OH CH 3 -CH 2 -O sehr stark Ethanol NH 3 NH 2 Ammoniak CH 4 CH 3 Methan 5/9

6 Kurzfassung Säuren und Basen Die erste gültige Säure-Base-Definition wurde 1887 entwickelt. Damals verstand man unter einer Säure einen sauer schmeckenden Stoff, der in wässriger Lösung unter Bildung von Wasserstoffionen (H + ) dissoziiert (zerfällt) wie beispielsweise im Fall der Salzsäure (HCl): HCl H + + Cl -. Im Gegensatz dazu wurden Substanzen, die seifig oder laugenhaft schmecken und in wässriger Lösung unter Bildung von Hydroxidionen (OH - ) dissoziiert, als Base bezeichnet. Im Fall der Natronlauge (NaOH) würde die Reaktionsgleichung lauten: NaOH Na + + OH -. Gibt man die wässrigen Lösungen einer Säure (HCl, Salzsäure) und einer Base (NaOH, Natronlauge) zusammen, so erfolgt eine Neutralisationsreaktion. Sie ergibt in der Regel Wasser und ein Salz (NaCl, Kochsalz): NaOH + HCl NaCl + H 2 O. Heute versteht man unter einer Säure Verbindungen, die Protonen (Wasserstoffionen, H + ) abgeben kann, und entsprechend eine Base, die Protonen aufnehmen kann. Es gibt schwache und starke Säuren und Basen. Starke Säuren haben eine höhere Tendenz, Protonen abzugeben als schwache Säuren. Analog ist das Bestreben, Protonen aufzunehmen bei starken Basen größer als bei schwachen. Zudem ist das Ion einer starken Säure eine schwache Base und umgekehrt (korrespondierende Säure-Base-Paare; z. B. ist HCl eine starke Säure und das Cl - eine schwache Base). 6/9

7 Säurestärke Die Eigenschaft eines bestimmten Stoffes, als Säure zu reagieren, ist untrennbar verknüpft mit seiner potentiellen Fähigkeit, ein Proton (H + ) an einen Reaktionspartner zu übertragen. Man nennt eine solche Reaktion Protolyse. Die Stärke einer Säure beschreibt das Ausmaß dieser Fähigkeit. Diese ist jedoch abhängig von der Fähigkeit eines Reaktionspartners, das Proton aufzunehmen. Soll die Säurenstärke verschiedener Säuren verglichen werden, ist es sinnvoll, die Wechselwirkung mit einem Standardreaktionspartner zu betrachten. Dieser ist in der Regel das Wasser, das auch in vielen Vorgängen in der Natur die bedeutsamste Verbindung und Lösemittel ist. Die Säurekonstante (bzw. der pk s -Wert) als dimensionslose Zahl (ohne Maßeinheit) ist ein Maß für die Stärke einer Säure. Die Acidität ist umso größer, je geringer ihr pk s -Wert ist. pk s - und pk b -Werte einiger Verbindungen Säurestärke pk s Säure + H 2 O H 3 O + + Base pk b Basenstärke sehr stark 10 HClO 4 ClO 4 24 sehr schwach 10 HI I 24 6 HCl Cl 20 3 H 2 SO 4 HSO 4 17 stark 1,74 H 3 O + H 2 O 15,74 schwach 1,32 HNO 3 NO 3 15,32 1,92 HSO 4 2 SO 4 12,08 2,13 H 3 PO 4 H 2 PO 4 11,87 3,14 HF F 10,68 3,75 HCOOH HCOO 10,25 mittelstark 4,75 CH 3 COOH CH 3 COO 9,25 mittelstark 6,52 H 2 CO 3 HCO 3 7,48 6,92 H 2 S HS 7,08 7,20 H 2 PO 4 2 HPO 4 6,80 schwach 9,25 + NH 4 NH 3 4,75 stark 9,40 HCN CN 4,60 10,40 HCO 3 2 CO 3 3, ,36 HPO 4 3 PO 4 1,64 13,00 HS S 2 1,00 15,74 H 2 O OH 1,74 sehr schwach 15,90 CH 3 CH 2 -OH CH 3 -CH 2 -O 1,90 sehr stark 34 CH 4 CH /9

8 ph-wert Der ph-wert ist ein Maß für die Stärke der sauren bzw. basischen Wirkung einer wässrigen Lösung. Als logarithmische Größe ist er durch den mit 1 multiplizierten dekadischen Logarithmus (= "Zehnerlogarithmus") der Oxoniumionenkonzentration definiert. Der Begriff leitet sich von pondus Hydrogenii oder potentia Hydrogenii (lat. pondus, n. = Gewicht; potentia, f. = Kraft; hydrogenium, n. = Wasserstoff) ab. Der ph-wert gibt Auskunft, ob es sich um Säuren oder Basen handelt und bestimmt deren Stärke. Die Wertebereiche teilt man wie folgt ein: ph < 7 entspricht einer Lösung mit saurer Wirkung ph = 7 entspricht einer neutralen Lösung ph > 7 entspricht einer alkalischen Lösung (basische Wirkung) Stoffe mit einem ph-wert von weniger als 7 sind Säuren. Destilliertes Wasser hat den ph-wert 7. Stoffe mit einem ph-wert von mehr als 7 sind Basen. Der ph-wert kann mit einem ph-meter oder mit Indikatorpapier bestimmt werden. Ein ph- Meter ist ein Messgerät zur Anzeige des ph-wertes einer Lösung. Dabei wird der Wert auf elektrochemischem Wege bestimmt und nicht über Säure-Base-Indikatoren. Die Acidität und Alkalität lassen sich - mit dem elektrischen ph-messer (ph-meter) - mit Indikatorpapier, dessen Farbintensität mit einer Farbskala verglichen wird ermitteln. Die Auswertung per Indikatorpapier erfolgt meist anhand von Farbvergleichsskalen. Dabei kann entweder der Farbumschlag eines einzelnen Farbstoffes für einen relativ engen Bereich der Messwerte ausgenutzt werden, oder es kommen Farbstoffgemische ("Universalindikatoren") zum Einsatz, welche über eine weite Skala von ph-werten hinweg eine Reihe unterschiedlicher Farben zeigen. Oft werden auch auf Messstreifen Felder mit verschiedenen Farbstoffen nebeneinander angeordnet, von denen jeder in einem anderen Wertebereich seine optimale Ablesbarkeit aufweist. 8/9

9 Für die Farbgebung des Universalindikators werden verschiedene Stoffe verwendet, die sich bei jeweils unterschiedlichen ph-werten verfärben. Dazu gehören etwa Lackmus (ph < 4,5 = Rot; ph > 8,3 = Blau), Phenolphthalein (ph < 8,2 = Farblos; ph > 10,0 = Pink), Methylorange (ph < 3,1 = Rot; ph > 4,4 = Gelb) und Bromthymolblau (ph < 6,0 = Gelb; ph > 7,6 = Blau). Lackmuspapier wird durch Säuren rot, durch Laugen aber blau gefärbt. Abb. 1: ph-wert-skala mit Beispielen Kurzfassung ph-wert Der ph-wert ist eine Maßeinheit, mit der sich die Wasserstoffionenkonzentration einer Lösung bestimmen lässt. Der ph-wert gibt an, ob eine Flüssigkeit oder ein Stoff sauer, basisch oder neutral reagiert. Rechnerisch ist der ph-wert definiert als der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration (ph = - log[h + ]). Beispiel: Wenn 10-7 H + -Ionen vorliegen, beträgt der ph-wert 7. Die Wasserstoffionenkonzentration korreliert mit der Konzentration an Hydroxidionen (OH - ), d. h. H + -Ionen und OH - -Ionen stehen in einem gesetzmäßigen Verhältnis zueinander. Nimmt die H + -Ionen- Konzentration zu, so nimmt entsprechend die OH - -Ionen-Konzentration ab und umgekehrt. Sind die beiden Konzentrationen gleich, liegt ph 7 von reinem Wasser vor. Der ph-wert kann mittels Farbindikatoren in Lösung oder auf Teststreifen ermittelt werden. Hierbei kann anhand der Farbe des Indikators durch Abgleich mit einer mitgelieferten Farb-pH-Umrechnungstabelle der ph-wert bestimmt werden. Als sauer werden alle Flüssigkeiten definiert, deren ph-wert kleiner als 7 ist, als basisch alle die, deren ph-wert größer als 7 ist. 9/9

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