Der SäureS ure-base Begriff Chem. Grundlagen Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept Wasserstoff, Proton und Säure-Basen Basen-Definition nach Brønsted Wasserstoff (H 2 ) Proton H + Anion (-) H + = Säure ph < 7.00 Ein Stoff, der in Lösung Protonen abgeben kann, ist eine Säure! Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) Thomas Martin Lowry (1874 1936) Anion (-) H + = Base ph > 7.00 Ein Stoff, der in Lösung Protonen aufnehmen kann, ist eine Base! Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben (Protonendonatoren) Basen sind Teilchen die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren
Der Säure-Base Begriff Definition von Säure und Base: a) Säuren = Protonendonatoren (d.h. geben Protonen ab) HA A - + H + Der Säure-Base Begriff Eine Säure geht durch Protonenabgabe in ihre korrespondierende bzw. konjugierte Base über. Säure Base + H + b) Basen = Protonenakzeptoren (d.h. lagern Protonen an) B + H + BH + HA A - + H + Säure Konjugierte Base Der Säure-Base Begriff Beispiel: Dissoziation der Essigsäure undissoziiert CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Essigsäure (Säure) Acetat (konjug. Base; früher: Säurerest) Säure-Basen-Paar dissoziiert Proton Mehrstufig dissoziierende Säuren Säuren und Basen als Protonendonatoren und akzeptoren: starke Dissoziation HCl H + + Cl - * H 2 CO 3 H + + HCO - 3 HCO - 3 H + + CO 2-3 * H 3 PO 4 H + + H 2 PO - 4 H 2 PO - 4 H + + HPO 2-4 H-Hb H + + Hb - NH + 4 H + + NH 3 schwache Dissoziation * Mehrstufige Dissoziation
Das Säure-Base-Paar Wasser Der wichtigste Partner für Protonenübergänge ist das Wasser H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Säure Base Oxonium- Ion H 2 O ist ein sog. Ampholyt. Hydroxid- Ion D.h. es kann Protonen abgeben (=Säure), aber auch Protonen aufnehmen (=Base). Das Säure-Base-Paar Wasser H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Auf die Gleichung als Gleichgewichtsreaktion ist das Massenwirkungsgesetz anwendbar. Es besagt: Im Gleichgewicht einer chemischen Reaktion ist das Produkt der Reaktionsteilnehmer auf der einen Seite der Gleichung, dividiert durch das Produkt der Reaktionsteilnehmer auf der anderen Seite der Gleichung konstant. (bei gleichem Druck und gleicher Temperatur) Dissoziation des Wassers Dissoziation des Wassers Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt: Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt: [H 3 O + ] [OH - ] [H 2 O] [H 2 O] = konstant [H 3 O + ] [OH - ] [H 2 O] 2 = K (K) = Dissoziationskonstante
Dissoziation des Wassers Dissoziation des Wassers Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt: [H + ] [OH - ] [H 2 O] = K [H + ] [OH - ] = K [H 2 O] Dissoziation des Wassers Das Ionenprodukt des Wassers [H + ] [OH - ] = K [H 2 O] K w{ Die Konzentration der durch Eigendissoziation des Wassers entstehenden H + -Ionen (H 3 O + ) beträgt nur 10 7 mol/l. [H + ] [OH - ] = K = W 10-14 [10-7 ] [10-7 ] = [10-14 ] bei 25 C [10-13,6 ] bei 37 C => Konzentration des Wasser verändert sich praktisch nicht (= konstant).
Das Ionenprodukt des Wassers Das Ionenprodukt des Wassers [H + ] [OH - ] = K W = 10-14 1 L Wasser = 1 kg 1 Mol Wasser = 18 g Molare Konzentration des Wassers: c W = 1000 g : 18 g = 55,56 mol/l [10-7 ] [10-7 ] = [10-14 ] bei 25 C [10-13,6 ] bei 37 C Reines, neutrales Wasser enthält also 10-7 mol H + -Ionen und 10-7 mol OH - -Ionen pro 1 Liter (bei 25 C). Davon sind bei neutraler Reaktion 10-7 mol dissoziiert. d.h. Von 555 Millionen Wasser-Molekülen liegt ein Molekül dissoziiert vor. Negativ dekadische Logarithmus K W = 10-14 pk W = 14 Das Ionenprodukt des Wassers gilt nicht nur für Wasser, sondern wird in allen wässrigen Lösungen aufrechterhalten. Steigt [H + ] durch Zugabe von Säure an, so muß die [OH - ] soweit vermindert werden, daß das Produkt wieder: 10-14 ergibt. Beispiel: [H + ] = 10-4 mol/l ; [OH - ] = 10-10 mol/l Eine Lösung heißt neutral, wenn [H + ] = [OH - ]. Da beide Komponenten direkt voneinander abhängen, reicht zur Charakterisierung des Säuregrades einer Lösung die Angabe der Wasserstoffionen-Konzentration [H + ] aus.
Säuren, die stark dissoziieren, d.h. viele H + -Ionen freisetzen sind sog. starke Säuren. [H + ] > 10-7 > [OH - ] Sauere Lsg. [H + ] = [OH - ] = 10-7 Neutrale Lsg. [H + ] < 10-7 < [OH - ] Basische oder alkalische Lsg. Säure Base + H + K a ist hoch; -log K a = pk a ist niedrig Säuren, die schwach dissoziieren, d.h. wenig H + -Ionen freisetzen sind sog. schwache Säuren. Säure Base + H + K a ist niedrig; -log K a = pk a ist hoch Der negativdekadische Logarithmus der Dissoziationskonstante K verändert sich mit zunehmender Stärke der Säure. K = [H + ] [A - ] [HA] ; pk = -log K starke Säuren mittelstarke Säuren schwache Säuren pk = <1 pk = 1 pk 5 pk > 5 vollständig dissoziiert nur wenig dissoziiert Je kleiner der Wert von pk a, desto stärker ist die Dissoziation der Säure. Säuren mit einer pk a 3 4 liegen bei physiologischem ph vollständig dissoziiert vor. Säuren, deren pk a im Bereich des physiologischen ph liegen, sind nur teilweise dissoziiert. Säuren mit einem pk a von > 9, liegen im Körper undissoziiert vor.
Der ph-wert ist der negativ dekadische Logarithmus der Wasserstoff-Ionen-Konzentration. Der ph-wert ist der negativ dekadische Logarithmus der Wasserstoff-Ionen-Konzentration. Umgekehrt definiert man den poh = -log [OH - ]. Beispiel: Berechnung des ph-wertes von reinem Wasser (25 C) Er ist das Maß für die aktuelle, das heißt tatsächliche Wasserstoff-Ionen- Konzentration. Die ph-messung sagt aus, welche Konzentration von H + -Ionen in der zu untersuchenden Lösung frei vorliegen. Der ph-wert ist der negativ dekadische Logarithmus der Wasserstoff-Ionen-Konzentration. Der ph-wert ist der negativ dekadische Logarithmus der Wasserstoff-Ionen-Konzentration. Beispiel: Berechnung des ph-wertes von reinem Wasser (25 C) Ionenprodukt des Wasser: Reines, neutrales Wasser enthält 10-7 H + -Ionen und 10-7 OH - -Ionen pro Liter (bei 22 C). Beispiel: Berechnung des ph-wertes von reinem Wasser (25 C) Ionenprodukt des Wasser: Reines, neutrales Wasser enthält 10-7 H + -Ionen und 10-7 OH - -Ionen pro Liter (bei 22 C). = -log 10-7 = -(-7) = 7.0
Der ph-wert einer starken Säure berechnet sich demnach: 1 molare HCl 1 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 1 = 10 0 mol/l ; ph = 0 Der ph-wert einer starken Säure berechnet sich demnach: 1 molare HCl 1 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 1 = 10 0 mol/l ; ph = 0 0,01 molare HCl 0,01 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 0,01 = 10-2 mol/l ; ph = 2 Der ph-wert einer starken Säure berechnet sich demnach: 1 molare HCl 1 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 1 = 10 0 mol/l ; ph = 0 Der ph-wert einer starken Säure berechnet sich demnach: 1 molare HCl 1 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 1 = 10 0 mol/l ; ph = 0 0,02 molare HCl 0,02 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 0,02 = 2 10-2 mol/l 0,02 molare HCl 0,02 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 0,02 = 2 10-2 mol/l ph = -(log 2 + log 10-2 ) ph = -(0,3 2) ph = 1,7 => bereits eine ph-veränderung von 0,3 bedeutet eine Verdopplung der H + -Konzentration.
Umkehrung: [H + ] = 10 -ph Umkehrung: [H + ] = 10 -ph Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung, die einen ph-wert von 7,41 besitzt Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung, die einen ph-wert von 7,41 besitzt 7.41 = -log [H + ] [H + ] = 10 -ph 10-7,41 = 10 log [H+] = [H + ] Umkehrung: [H + ] = 10 -ph Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung, die einen ph-wert von 7,41 besitzt 7.41 = -log [H + ] [H + ] = 10 -ph 10-7,41 = 10 log [H+] = [H + ] Azidose ph des Blutplasma Normbereich 7.36 7.40 7.45 Überlebensbereich 6.80 7.70 Alkalose [H + ] 160 44 40 36 20 nmol/l [H + ] = 3,89 10-8 M = 38,9 10-9 = 38,9 nm
Gesamtverteilungvolumen 45 Liter 1 Dose Cola = 0,33 Liter; ph=2,25 Gesamtverteilungvolumen 45 Liter 1 Dose Cola = 0,33 Liter; ph=2,25 [H + ] = 10-2,25 mol/l = 0,00562 mol/l [H + ] = 5,62 10-3 mol/l = 5,62 mmol/l 5,62 mmol 1 Liter 0,33 Liter = 1,85 mmol H + Gesamtverteilungvolumen 45 Liter 1 Dose Cola = 0,33 Liter; ph=2,25 [H + ] = 10-2,25 mol/l = 0,00562 mol/l [H + ] = 5,62 10-3 mol/l = 5,62 mmol/l Gesamtverteilungvolumen 45 Liter 1 Dose Cola = 0,33 Liter; ph=2,25 [H + ] = 10-2,25 mol/l = 0,00562 mol/l [H + ] = 5,62 10-3 mol/l = 5,62 mmol/l 5,62 mmol 1 Liter 0,33 Liter = 1,85 mmol H + 5,62 mmol 1 Liter 0,33 Liter = 1,85 mmol H + 1,85 mmol H + werden in 45 L Körper- Flüssigkeit (ph 7,0) gelöst: 1,85 mmol/l = 0,041 mmol/l 45 1,85 mmol H + werden in 45 L Körper- Flüssigkeit (ph 7,0) gelöst: 1,85 mmol/l = 0,041 mmol/l 45 = 4,1 10-5 mol/l [H + ] = 4,1 10-5 mol/l; ph = 4,38
ph des Blutplasma Puffersysteme Azidose Normbereich 7.36 7.40 7.45 Überlebensbereich 6.80 7.70 Alkalose Lösungen, die die Fähigkeit besitzen, ihren ph-wert trotz Zugabe von H + oder OH Ionen weitgehend konstant zu halten, nennt man Pufferlösungen. Puffersysteme: sind Gemische einer schwachen Säure und einem ihrer Salze (=konjugierte Base) [H + ] 160 44 40 36 20 nmol/l