SÄUREN UND BASEN

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1 SÄUREN UND BASEN

2 Säure-Base-Konzepte 1. Feststellung einer Geshmakseigenshaft von Naturprodukten (seit 5000 Jahren). Entdekung von Säuren mineralishen Ursprungs (vor etwa 800 Jahren) 3. Lösungen, die den sauren Geshmak abshwähten, wurden alkalish genannt. 4. Mitte des 17. Jahrhunderts wurde durh BOYLE und SALA die Indikatorwirkung von Pflanzenfarbstoffen entdekt

3 Säure-Base-Konzepte 5. LAVOISIER 1780: Kohlenstoff, Phosphor und Shwefel verbrennen an der Luft zu Oxiden, die mit Wasser zu Säure reagieren. 6. LIEBIG 1838: Eine Säure ist eine Verbindung, die Wasserstoff enthält, der durh Metalle ersetzbar ist. 7. ARRHENIUS 1884: Aus Salzen, Säuren und Basen (Elektrolyte) bilden sih in wässriger Lösung elektrish geladene Teilhen (Ionen)

4 Säure-Base-Definition von Arrhenius Eine Säure zerfällt in Wasser in Wasserstoffionen und einen negativ geladenen Säurerest. Eine Base zerfällt in Hydroxidionen und einen positiv geladenen Basenrest. Bei der NEUTRALISATION reagieren Wasserstoffionen mit Hydroxidionen zu Wasser, Säuren- und Basenreste liegen unverändert in der Lösung vor. Säure: HCl, H SO 4, HNO 3, HClO 4, H 3 PO 4, CH 3 COOH Base: NaOH, Ca(OH), KOH, Mg(OH)

5 pondus Hydrogenii 1894: In einer neutralen Lösung beträgt die Konzentration der Wasserstoffionen 10-7 mol/l. 1909: Sörensen definiert den ph-wert als den negativen dekadishen Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration. ph lg ph lg H H 3 O

6 Wasserstoffionen? Anstelle von Wasserstoffionen existieren in wässriger Lösung Oxoniumionen H 3 O + oder noh höhere Aggregate. Der Einfahheit halber wird aber häufig einfah H + geshrieben! Die Lebensdauer eines H 3 O + -Ions beträgt s. Es wird Ionen- Hopping beobahtet!

7 Anwendung des MWG auf die Eigendissoziation von Wasser (Arrhenius) H O H OH K H H OH O Stoffmengenkonzentration von Wasser in 1 l? 55,6mol l Großer Übershuss von Wasser, Konzentration von Wasser wird als konstant angesehen. 1 Experimentell wurde gefunden: K W pk W H OH ph poh 14 mol / l

8 Anwendung des MWG auf die Eigendissoziation von Wasser neutrale Lösung: Konzentrationen der Oxoniumionen und der Hydroxidionen gleih saure Lösung: K W Konzentration der Oxoniumionen größer als 10-7 mol/l alkalishe Lösung: Konzentration der Hydroxidionen größer als 10-7 mol/l Diese Angaben gelten nur für 5 C! H 3 O OH ph-wert einer neutralen Lösung bei 18 C: 7,07 ph-wert einer neutralen Lösung bei 100 C: 6,

9 ph-skala sauer alkalish neutral Batteriesäure 1,0 Bier 4,5-5,0 Blut 7,4 Magensäure 1,0-1,5 Kaffee 5,0 Meerwasser 7,5-8,4 Zitronensaft,4 Tee 5,5 Pankreassaft 8,3 Cola -3 Regen 5,6 Seife 9-10 Orangensaft 3,5 Milh 6,5 Bleihmittel 1,5 Wein 4,0 Speihel 6,5-7,4 Natronlauge 13,

10 ph-wert und Stärke einer Säure Der ph Wert sagt nihts über die Stärke einer Säure oder Base aus. Er informiert nur über die Konzentration der Wasserstoffionen (Oxoniumionen). ph lg H 3 O

11 Säure-Base-Definition von Brönsted Wieso ist NH 3 basish? Säure: Protonendonator (HCl, HNO 3, HCOOH) Base: Protonenakzeptor (HCOO -, CO 3 -, OH - ) Ampholyte: Protonendonator und Protonenakzeptor (H O, HPO - 4 ) Niht Stoffe, sondern Teilhen werden harakterisiert. NaOH ist in diesem Konzept keine Base!!!

12 Ampholyt Es gibt Teilhen, die sowohl als Säure als auh als Base reagieren können. Beispiele: Wasser Hydrogenarbonation HCO 3 - Dihydrogenphosphation H PO 4 - Hydrogenphosphation HPO 4 - Aminosäuren R C C H NH OOH

13 Korrespondierende Säure-Base-Paare HCl H Cl Durh Protonenabgabe entsteht aus der Säure eine Base. Untershied: ein Proton = korrespondierendes Säure-Base- Paare Ansammlung von Protonen niht möglih, die Protonen werden durh ein zweites korrespondierendes Säure-Base- Paar aufgenommen. Säure-Base-Reaktionen = Protonenübertragungsreaktionen

14 Protonenübertragungsreaktionen Säure 1 Base Base 1 Säure HNO CH COOH 3 3 H O NO H O 3 H O 3 CH COO 3 H O 3 Kopplung zweier korrespondierender Säure- Base-Paare

15 Stärke von Säuren und Basen Aussage über die Lage des Gleihgewihts Bezugsreaktion ist der Protonentransfer zu oder von Wasser O H A O H HA 3 HA O H A s O H O H HA O H A K K K 3 3

16 pk S -Werte pks-wert Säure Korresp. Base sehr stark -11 HI I HClO 4 ClO H SO 4 HSO ,74 H 3 O + H O stark 1,81 H SO 3 HSO 3 -,1 H 3 PO 4 H PO 4 - shwah 3,75 HCOOH HCOO - 4,75 CH 3 COOH CH 3 COO - 6,5 H CO 3 HCO 3 - pk S - und pk B -Wert eines korrespondierenden Säure-Base-Paares ergänzen sih zu 14! In Wasser als Lösungsmittel sind die Oxonium-Ionen die stärksten Säuren. Die pks-werte stärkerer Säuren müssen wegen des nivellierenden Effekts des Wassers in anderen Lösungsmitteln bestimmt werden

17 ph-berehnung 1. Überlegung: Handelt es sih um eine starke Säure oder um eine shwahe Säure? Vereinfahung: pk S -1,74: sehr starke Säure (HClO 4, HCl, H SO 4, H 3 O +, HNO 3 ) -1,74 < pk S,5: starke Säure (H 3 PO 4 ) (Berehnung niht nötig),5 < pk S 15,74: shwahe Säure (Ameisensäure, Essigsäure, Kohlensäure, Milhsäure) pk S > 15,74: extrem shwahe Säure (Berehnung niht nötig)

18 ph-berehnung 1. Überlegung: Handelt es sih um eine starke Base oder um eine shwahe Base? Vereinfahung: pk B -1,74: sehr starke Base (Hydroxidion) -1,74 < pk B,5: starke Base (PO 3-4 ) Berehnung niht nötig),5 < pk B 15,74: shwahe Base (Ammoniak, Formiat, Aetat, Latat) pk B > 15,74: extrem shwahe Base (Berehnung niht nötig)

19 ph-berehnung. Auswahl der rihtigen Berehnungsformel starke Säure ph lg( z 0 Säure ) shwahe Säure starke Base poh ph lg( z 14 lg( z Base shwahe Base o ) 0 Base ) ph 1 ( pks lg o ) poh ph 1 14 ( pk 1 B ( pk lg B 0 ) lg 0 )

20 Neutralisation Die Neutralisation bezieht sih nur auf die Reaktion: H O 3 OH H O Wenn äquimolare Mengen Säure und Base zusammengegeben werden, tritt zwar Neutralisation im Sinne der obigen Gleihung auf, die Lösung muss keineswegs den ph-wert 7 haben!

21 Äquimolare/äquivalente Stoffmengen und trotzdem niht ph-neutral? CH3COOH NaOH H O Na CH3 Reagiert H O mit den Na- oder Aetationen? CH3COO H O OH CH3COOH COO

22 Äquimolare/äquivalente Stoffmengen und trotzdem niht neutral? Äquimolare Lösungen einer starken Säure mit einer starken Base: Salzlösung ist neutral Äquimolare Lösungen einer shwahen Säure mit einer starken Base: Salzlösung ist basish Äquimolare Lösungen einer starken Säure mit einer shwahen Base: Salzlösung ist sauer

23 ph-berehnung von Salzlösungen 1. Überlegung: Welhe Protolysereaktion gehen die entstehenden Ionen ein? Handelt es sih um Ampholyte? Entsteht eine saure, basishe oder neutrale Lösung?. Auswahl der Berehnungsgleihung: a) Es liegt ein Ampholyt vor: ph-wert der Lösung ist das arithemtishe Mittel der pks-werte. b) Es liegt kein Ampholyt vor, die Salzlösung ist neutral: ph=7. ) Es liegt kein Ampholyt vor, die Salzlösung ist sauer: ph- Gleihung zur Berehnung shwaher Säuren d) Es liegt kein Ampholyt vor, die Salzlösung ist basish: ph- Gleihung zur Berehnung shwaher Basen

24 Äquimolare Mengen und Titration Das Auffinden des Äquivalenzpunktes kann man in der Analytik ausnutzen. Problem: Indikation des Äquivalenzpunktes Indikatoren sind shwahe organishe Säuren oder Basen, die am ÄP eine Farbänderung aufweisen

25 Indikatoren ph-indikatoren HInd + H O Ind + H 3 O C H 3 O K S C Ind K S x x C HInd C Ind C H 3 O C HInd ph pk S + lg C Ind C HInd Sind Indikatorsäure und Indikatorbase in äquimolaren Mengen vorhanden, stimmen der ph- und der pks-wert überein. (Mishfarbe). Farbuntershiede beobahtet man bei einem 10fahen Übershuss einer Komponente. Überwiegt z.b. die Indikatorbase so beobahtet man deren Farbe

26 Indikatoren

27 Titrationskurven Starke Säure/starke Base ÄP = NP = ph 7 Shwahe Base/starke Säure ÄP NP Shwahe Säure/starke Base ÄP NP

28 Exkurs: Dissoziationsgrad Der Dissoziationsgrad a gibt die Stärke der Dissoziation an. a Konzentration Ionen Konzentration Stoff Lösung 0 = Gesamtkonzentration des Stoffes = Konzentration des niht in Ionen diss. Stoffes a o CH 3 CO H H O CH 3 CO H 3 O Ks C CH 3 CO C x CH 3 CO H C H 3 O C H 3 O C CH3 CO H C C CH 3 CO 0 C C C 0 a x C0 a x C0 Ks a x C0 a x C C 0 a x C0 1 a 8

29 Exkurs: Dissoziationsgrad + + CH 3 CO H H O CH 3 CO H 3 O Ks a x C0 a C 0 a x C0 1 a x C0 a Ks C 0 Für shwahe Elektrolyte gilt 1 a nahezu 1. K 10-5 mol l -1 CH 3 CO H a 0.01 C 0.1 mol l -1 Ein shwaher Elektrolyt wie die Essigsäure liegt nur zu 1% dissoziiert vor. Mit abnehmender Konzentration nimmt die Dissoziation und die elektrishe Leitfähigkeit zu. Bei unendliher Verdünnung ist die Dissoziation vollständig

30 Puffersysteme Gibt man zu Wasser geringe Mengen Säure oder Base, ändert sih der ph-wert shlagartig. Es gibt Gemishe aus shwahen Säuren und deren korrespondierenden shwahen Basen, bei denen sih der ph-wert trotz Säure- oder Basenzugabe in bestimmten Bereihen nur geringfügig ändert. Pufferlösungen bestehen aus einer shwahen Säure und ihrer korrespondierenden (ebenfalls shwahen) Base

31 Puffer Shwahe Säure und ihre korrespondierende shwahe Base HCO 3 Base + H O H CO 3 + korr. Säure OH CH 3 COO + H O CH 3 COOH +OH Base korr. Säure Von Anfang an sind im Gleihgewiht Base und korrespondierende Säure enthalten. ph pks Base lg pks lg korr. Säure korr. Säure Base

32 Quantitative Beshreibung von Puffersystemen H PO 4 + H O HPO 4 + H 3 O C HPO 4 x C H3 O K S CH PO 4 CH C H x 3 O K PO 4 S C HPO 4 Da die Konzentrationen auf das Puffervolumen bezogen sind, kann auh mit Stoffmengen gearbeitet werden. ph pk S + lg C C HPO 4 H PO 4 ph pk S lg Base Säure pk S lg n n Base Säure Henderson-Hasselbalh- Gleihung

33 Wie wirkt ein Puffer? Das Puffersystem AOH/AO 100 H 3 O in einem stark vereinfahten Beispiel Nah Protonenzugabe: Zu Beginn: H 3 C-CO H + H 3 C-CO Na + H 3 O H 3 C-CO H 3 C-CO H H 3 C-CO H + H O H 3 O

34 Optimale Pufferwirkung

35 Beispiele für Puffersysteme Säure korr. Base pk s CH 3 COOH CH 3 COO - 4,75 NH + 4 NH 3 9,5 H CO 3 HCO - 3 6,5 H PO - 4 HPO - 4 7,1 Glyin deprotoniertes Gly 5,9 Citronensäure H Citrat - 3,1 H Citrat - HCitrat - 4,8 HCitrat - Citrat 3-6,

36 Pufferkapazität oder Wie ershlägt man einen Puffer? Ein Puffer ist so lange optimal wirksam, wie das Stoffmengenverhältnis Säure-Base niht 0,1 unter- bzw. 10 übershreitet. Das entspriht gerade einer ph-änderung von einer Einheit. Ist die Änderung übershritten, ist der Puffer unwirksam. Die Pufferkapazität bringt zum Ausdruk, wie viel Säure bzw. Base zum Puffer gegeben werden kann, ohne das sih der ph mehr als eine Einheit ändert. Die Pufferkapazität beträgt 1, wenn der ph-wert sih bei Zugabe von 1 mol Säure oder Base pro Liter Pufferlösung um eine Einheit ändert

37 Pufferkapazität, Pufferwert und Verdünnungseinfluss Ist der Puffer äquimolar zusammengesetzt, können Säure- und Basenzugaben. Der Pufferwert ist der auf ein vorgegebenes Volumen (in Litern) V 0 der Pufferlösung bezogene Quotient aus der Zugabe einer differentiellen Stoffmenge (dn) einer starken Säure (starken Base) und der dadurh verursahten Änderung des ph-wertes: β = (1/V 0 ) (dn/dph). Der Verdünnungseinfluss ΔpH gibt die Änderung des ph-wertes durh Verdünnung mit reinem Wasser im Verhältnis 1:1 an

38 Der Säure-Basen-Status des Blutes Der ph-wert des arteriellen Blutes liegt bei 37 C im Bereih 7.40 ± Puffersysteme im Blut Phosphat-Puffer 1% ph pk S + lg C C HPO 4 H PO 4 pk S = 7.1 Puffereffekt klein, da nur geringe Konzentration im Blut HN Proteinat-Puffer COOH COOH + H O + OH N NH HN NH NH L-Histidin 93% pk S = 6.83

39 Der Säure-Basen-Status des Blutes Kohlensäure-Puffer CO + H O H CO 3 pk S = 3,1 6% H CO 3 + H O + HCO 3 H 3 O pk S = 3,3 CO + H O HCO 3 + H 3 O pk S = 6,4 ph pk S + lg C C HCO 3 CO Die Konzentration von CO hängt von dessen Partialdruk in der Lunge ab. Die Atmung reguliert die Konzentration an CO im Blut

40 Kohlensäure-Hydrogenarbonat- (Biarbonat)-Puffer Für das Konzentrationsverhältnis Base/Säure ergibt sih für den wihtigen ph-wert 7,4: ph 6,4 lg 10 HCO CO ph pk 3 s 10 7,46,1 10 ph pk , ,46,4 HCO CO 10 Bei 37 C beträgt der pk s -Wert nur 6,1. Das Konzentrationsverhältnis beträgt: Der 0fahe Übershuss einer Komponente ist nur möglih, weil es sih um ein offenes Puffersystem handelt! Kohlenstoffdioxid kann abgeatmet werden. s 3 1 HCO CO 3

41 Störungen des Säure-Base-Haushalts im Blut Aufrehterhaltung der Isohydrie durh: Pufferung (shnell) Regulation der Atmung Abatmen von CO (shnell) Regulation der Protonen in der Niere (träge) HCO 3 + H 3 O H CO 3 + H O Atmungsbedingte Veränderungen (respiratorish): Änderung auf der rehten Seite der Reaktion Stoffwehselbedingte Veränderungen (metabolish): linken Seite Änderungen auf der Bei beiden Ursahen sind jeweils zwei Rihtungen der Entgleisung (Änderung der Protonenkonzentration) möglih Metabolishe und respiratorishe Aidose ph < 7,35 Metabolishe und respiratorishe Alkalose ph > 7,

42 Aidose und Alkalose Metabolishe Aidose: entsteht zum Beispiel beim Sport, wenn längere Zeit oberhalb der anaeroben Shwelle trainiert wird, Bildung von Milhsäure, diese wird durh Hydrogenarbonat abgepuffert, dessen Konzentration sinkt, Folge Erhöhung der Protonenkonzentration Respiratorishe Gegenregulation möglih HCO 3 + H 3 O H CO 3 + H O

43 Aidose und Alkalose Metabolishe Alkalose: entsteht beim Verlust des Magensaftes, durh die Entfernung der Protonen vershiebt sih das Gleihgewiht zugunsten der Hydrogenarbonationen Respiratorishe Gegenregulation möglih HCO 3 + H 3 O H CO 3 + H O

44 Aidose und Alkalose Respiratorishe Aidose: entsteht als Spätkomplikation bei hronisher Bronhitis (ungenügender Gasaustaush in der Lunge, CO -Konzentration steigt), es entsteht entsprehend mehr Produkt auf der linken Seite Metabolishe Gegenregulation möglih HCO 3 + H 3 O H CO 3 + H O

45 Aidose und Alkalose Respiratorishe Alkalose: entsteht beim Hyperventilationssyndrom Aufgrund psyhisher Ursahen wird zu stark geatmet, CO - Konzentration nimmt ab, die Protonenkonzentration nimmt ab, auh die Ca + -Konzentration sinkt (hypokalzämishe Tetanie) Gegenmaßnahme: Patient beruhigen, Tütenatmung HCO 3 + H 3 O H CO 3 + H O

46 Säure-Base-Definition nah Lewis Säure: Elektronenakzeptor H +, BF 3 Teilhen hat eine Elektronenlüke Base: Elektronendonator NH 3, H O Teilhen verfügt über freies Elektronenpaar