Säuren und Basen

Säuren und Basen

Was ist eine Säure?
Säuren sind Reinstoffe, deren wässrige Lösungen
Indikatoren charakteristisch färben. Säuren erhöhen die
elektrische Leitfähigkeit beim Lösen in Wasser.
Stoffname
Summenformel
Chlorwasserstoff
HCl
Schwefelsäure H 2 SO 4
Salpetersäure HNO 3
Phosphorsäure H 3 PO 4
Blausäure
HCN
Schwefelwasserstoff
H 2 S
Essigsäure
H 3 CCOOH
Citronensäure HOOC COOH
HO COOH

Was ist eine Base ?
Basen sind Reinstoffe deren wässrige Lösungen Indikatoren
charakteristisch färben. Basen erhöhen die elektrische
Leitfähigkeit beim Lösen in Wasser.
Stoffname
Summenformel
Natriumhydroxid
NaOH
Kaliumhydroxid
KOH
Ammoniak NH 3
Natriumacetat
H 3 CCOONa

Indikatoren
Indikator
Farbe im pH (Umschlag)
Sauren Alkalischen
Phenolrot gelb rot 6,4...8,2
Phenolphtalein farblos rot 8,2...9,8
Methylrot rot gelb 4,4...6,2
Lackmus rot blau 5,0...8,0
Thymolblau rot gelb 1,2...2,8
Universal - Indikator versch. versch. versch.

Indikatoren
– H +
HInd Ind –
+ H +
protonierte
Form
deprotonierte
Form
Farbe gelb blau
Mischfarbe
im Umschlagsbereich
grün

Phenophthalein
O
O
Na + – OOC
H
O
+ 2 NaOH
H
HO
H
OH
- 2 H 2 O
H
O – Na +

Lackmus

Methylrot

Das Konzept der elektrolytischen Dissoziation
Säuren dissoziieren in Wasser in
Wasserstoff-Kationen und Säurerest-
Anionen
Die Wasserstoff-Kationen sind
entscheidend für die Säuremerkmale.
Basen sind Verbindungen, die in
Wasser Hydroxid-Anionen und
Metall-Kationen bilden.
Die Hydroxid-Anionen sind
entscheidend für den
Basencharakter.
Svante Arrhenius (1859 - 1927)

Welche Ionen bilden sich beim Lösen einer Säure?
Dissoziation:
H Cl H + + Cl –
H
H + + O
H
H
+
O
H
H
Hydroxonium-Ion
HCl + H 2 O H 3 O + + Cl –

Welche Ionen bilden sich beim Lösen einer Base?
Dissoziation eines Hydroxid-Salzes:
NaOH H 2O Na + (aq) + – O H (aq)

Nachteile der Arrhenius-Theorie
‣ Theorie ist auf wässrige Lösungen beschränkt
‣ Basisches Verhalten von Verbindungen, welche keine
OH-Gruppen enthalten (z.B. NH 3 ) kann nicht erklärt
werden.
‣ Es müssen Verbindungen postuliert werden (z.B.
NH 4 OH), welche nicht existent sind.

Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept
Johannes Nicolaus
Brønsted (1879 - 1947)
Thomas Martin Lowry
(1874 - 1936)
Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben
(Protonendonatoren)
Basen sind Teilchen, die Protonen aufnehmen
(Protonenakzeptoren)

Kennzeichen von Säure- und Base-Lösungen
Alle sauren Lösungen enthalten einen Überschuss an
Hydroxonium-Ionen
Moleküle, die bei einer Reaktion Protonen an andere
Teilchen abgeben, werden als Protonendonatoren
bezeichnet. (lat. donare = spenden)
Alle alkalischen Lösungen enthalten einen Überschuss an
Hydroxid-Ionen.
Moleküle, die bei einer Reaktion Protonen von anderen
Teilchen aufnehmen, werden als Protonenakzeptoren
bezeichnet. (lat. accipere = aufnehmen)

Brønsted-Säuren und -Basen
Jedes Teilchen, dass als Brønsted-Säure wirken möchte,
benötigt die Anwesenheit einer Brønsted-Base.
HCl + H 2 O H 3 O + + Cl –
H
H N
H
Base
H
H
+ O H N
H
H
Säure
H
+
+ – O H

Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser
Bildung von Ammoniumchlorid:
H
H
+
H
N
+ H Cl H N
H
+ Cl –
H
H
Säure-Base-Reaktionen sind nicht auf das wässrige Medium
beschränkt.

Konjugierte Säure-Base-Paare
Säure-Base-Reaktionen sind reversibel:
HCl + H 2 O H 3 O + + Cl –
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH –
HCl + H 2 O H 3 O + + Cl –
NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH –

Konjugierte Säure-Base-Paare
Dynamisches Gleichgewicht:
HCl + H 2 O H 3 O + + Cl –
Säure (1) Base (2) Säure (2) Base (1)

Anhydride
CO 2 + H 2 O H 2 CO 3
H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 – + H 3 O +
CaO + H 2 O Ca 2+ + 2 OH –

Neutralisation
Neutralisation:
Vereinigung von Wasserstoffionen einer Säure mit den
Hydroxidionen einer Base zu Wasser
H 3 O + + Cl – + Na + + OH – Na + + Cl – + 2 H 2 O
Säure Base Salz Wasser
Hydrolyse:
Umkehrung der Neutralisation
Reaktion eines Salzes mit Wasser unter Bildung einer Säure
und einer Base

Ionenprodukt des Wassers
H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -
+ −
[ HO
3 ] ⋅[ OH]
[ HO
2 ] ⋅[ HO
2 ]
=
K c
⇔
+ −
[ HO
3 ] ⋅[ OH]
2
[ HO
2 ]
=
K c
⇔
+ −
[ HO
3 ] ⋅ [ OH] = Kc
⋅[ HO
2 ]
2
[H 2 O] ≈ konstant
[ ] [ ]
+ −
H3O
⋅ OH = K c ⋅ [ H2O]
[ H ] [ ]
+ −
3O
⋅ OH = K w
2
ges
K W = 10 –14 mol 2 L –2

Temperaturabhängigkeit des Ionenproduktes
K w 12 × 10 -14
10
8
6
4
2
0
0 10 15 20 25 30 40 50 60
t [°C]
Bei 24°C beträgt die
Konzentration an
Hydroxonium- und
Hydroxidionen
10 –14 mol2·L –2
Die Konzentration an
einer der beiden
Ionensorten beträgt
10 –7 mol·L –1
[
+
]
2
[
+
]
3
w
3
HO = K ⇒ HO = K
w

Wann reagiert eine Lösung sauer, wann basisch?
Saure Lösung:
[ ] [ ]
+ −7
−
H O > 10 > OH
3
Alkalische Lösung:
[
+
]
−7
HO
[
−
OH]
3
< 10

Der pH-Wert
pH =−lg [H 3 O + ]
saure Lösung: pH < 7
alkalische Lösung: pH > 7
neutrale Lösung: pH = 7

Der pOH-Wert
pOH =−lg [OH - ]
pH + pOH = pK w = 14

Der pH-Wert
[H 3 O ] 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10
[OH - ] 10 -14 10 -13 10 -12 10 -11 10 -10 10 -9 10 -8 10 -7 10 -6 10 -5 10 -4 10 -3 10 -2 10 -1 10 0
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
sauer
neutral
alkalisch

Die Säure- und Base-Konstante
Die Stärke einer Säure oder einer Base ist durch ihre
Neigung zur Protonenaufnahme oder -abgabe
gekennzeichnet.
HA A - + H +
Die Stärke von Säuren und Basen lässt sich nicht absolut
sondern nur relativ bestimmen. Bezugsgröße ist Wasser:
HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O BH + + OH -

Die Säure- und Base-Konstante
Starke Säuren und Basen
HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O BH + + OH -
Schwache Säuren und Basen
HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O BH + + OH -

Die Säure- und Base-Konstante
HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O BH + + OH -
[
+
] [
−
HO ]
3
⋅ A
[ HA] ⋅ [ H O]
2
=
K c
[
+
] [
−
HO ]
3
⋅ A
K [ H O]
c 2
[ HA] = ⋅ = K S
[
+
] [
−
BH ⋅ OH ]
[ B] ⋅ [ H O]
2
= ′
K c
[
+
BH ] [
−
⋅ OH ]
[ B]
[ ]
= K′ ⋅ H O = K
c
2
B

Die Säure- und Base-Konstante
HA + H 2 O A – + H 3 O + A – + H 2 O HA + OH –
K
S
=
[ A
− ] ⋅ [ H O
+
]
[ HA]
3
[ ] [
−
HA OH ]
K = ⋅
B −
[A ]
K
S
⋅ K =
B
[ A ] ⋅[ H O ]
[ HA]
⋅
[ HA] ⋅[ OH ]
[
−
A ]
− + −
3
[ ] [
−]
K ⋅ K = H O + ⋅ OH
S
B
3
K ⋅ S
K = B
K
W
pK + pK = pK
S B W

Die Säure- und Base-Konstante
pK S(H2S) = 7.04
pK B(H2S) = 6.96
pK S(CH3COOH) = 4.75
pK B(CH3COOH) = 9.25
pK S(NH 3) = 9.25
pK B(NH 3) = 4.75
pK = 14 W

Die Säure- und Base-Konstante
sehr starke Säure (Base) pK S (pK B ) ≤ -1.74
starke Säure (Base) - 1.74 < pK S (pK B ) ≤ 4.5
schwache Säure (Base) 4.5 < pK S (pK B ) ≤ 9.5
sehr schwache Säure (Base) 9.5 < pK S (pK B ) ≤ 15.74
extrem schwache Säure (Base) pK S (pK B ) ≥ 15.74

Pufferlösungen
Mischungen aus gleichen Anteilen einer schwachen Säure
und ihrer korrespondierenden Base oder aus einer
schwachen Base und ihrer korrespondierenden Säure
werden Pufferlösungen genannt.
Sie sind in der Lage sowohl H + -als auch OH – -Ionen zu
binden und halten den daher den pH-Wert in weiten
Konzentrationsbereichen konstant.
Eine wässrige Lösung, die trotz Zugabe einer starken Säure
oder Base den pH-Wert in gewissen Grenzen stabilisiert,
wird als Puffer oder Pufferlösung bezeichnet.

Pufferformel - Henderson-Hasselbalch-Gleichung
A – + H +
HA + OH –
HA
A – + H 2 O
[H + ] · [A – ]
[HA]
= K S [H + ] = [HA]
[A – ]
· K S
[H + ] = K S pH = pK S
Henderson-Hasselbalch
pH = pK S + lg [A– ]
[HA]

Das Elektronen-Donator-Akzeptor-Konzept
Säuren sind Elektronenpaar-
Akzeptoren.
Basen sind Elektronenpaar-
Donatoren.
Cl
Cl
Cl Al
Cl
+ Cl – Cl Al
Cl
Lewis-SäureLewis-Base
Cl
–
Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946)

Beispiele für Lewis-Säuren und -Basen
Lewis-Säuren
(Elektronenpaar-Akzeptoren)
Lewis-Basen
(Elektronenpaar-Donatoren)
BF 3 F –
AlH 3
H 2 O
SO 3 OH –
H + NH 3
Fe 2+ CN –

Lewis-Säure-Base-Komplexe
Lewis-Säure + Lewis-Base Säure-Base-Komplex
S + :B S:B
Säure-Base-Komplex = Säure-Base-Adukt = Koordinationsverbindung =
Elektronenpaar-Akzeptor-Donator-Komplex
Lewis-Säure-Base-Komplex Lewis-Säure Lewis-Base
NaCl Na + Cl –
[Fe(CN) 6 ]
–
4 Fe 2+ CN –
[Ag(OH) 2 ] – Ag + OH –
H 2 SO 4 SO 3 H 2 O

Stärke von Lewis-Säuren und Basen
Elemente sind umso saurer, je positiver und je kleiner sie sind
Elemente sind umso basischer, je negativer und je größer sie sind
AlCl 3 < AlCl 2+ < AlCl 2+ < Al 3+
H 2 O < OH – < O 2–
Säurestärke
Basenstärke