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14: Säuren und Basen - Mathematik


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Säuren und Basen sind übliche Substanzen, die in vielen Alltagsgegenständen enthalten sind, von Fruchtsäften und Erfrischungsgetränken bis hin zu Seife. In dieser Einheit untersuchen wir die Eigenschaften von Säuren und Basen und lernen die chemische Natur dieser wichtigen Verbindungen kennen. Sie erfahren, was pH ist und wie Sie den pH-Wert einer Lösung berechnen.

  • 14.1: Sour Patch Kids und internationale Spionagefilme
    Sour Patch Kids sind weiche Bonbons mit einem Überzug aus Invertzucker und Sauerzucker (eine Kombination aus Zitronensäure, Weinsäure und Zucker). Sein Slogan "Sour. Sweet. Gone." bezieht sich auf den säuerlich-süßen Geschmack der Bonbons.
  • 14.2: Säuren: Eigenschaften und Beispiele
    Säuren sind in einigen Lebensmitteln, die wir essen, sehr verbreitet. Zitrusfrüchte wie Orangen und Zitronen enthalten Zitronensäure und Ascorbinsäure, besser bekannt als Vitamin C. Kohlensäurehaltige Limonaden enthalten Phosphorsäure. Essig enthält Essigsäure. Ihr eigener Magen verwendet Salzsäure, um Nahrung zu verdauen. Säuren sind aufgrund der Eigenschaften ihrer wässrigen Lösungen eine eigene Klasse von Verbindungen.
  • 14.3: Basen: Eigenschaften und Beispiele
    Eine Base wird als eine Substanz angesehen, die Protonen oder jede chemische Verbindung aufnehmen kann, die in Lösung Hydroxidionen (OH-) ergibt. Es wird auch allgemein als jede Substanz bezeichnet, die mit einer Säure reagieren kann, um ihre sauren Eigenschaften zu verringern oder zu neutralisieren, die Farbe von Indikatoren ändert (z. B. rotes Lackmuspapier blau zu verfärben), sich in Lösung glitschig anfühlt, bitter schmeckt, reagiert mit Säuren zu Salzen und fördern bestimmte chemische Reaktionen (zB Basenkatalyse).
  • 14.4: Molekulare Definitionen von Säuren und Basen
    Obwohl die Eigenschaften von Säuren und Basen seit langem bekannt waren, stellte Svante Arrhenius in den 1880er Jahren fest: Die Eigenschaften von Säuren beruhen auf der Anwesenheit von Wasserstoffionen und die Eigenschaften der Basen auf der Anwesenheit von Hydroxid-Ionen.
  • 14.5: Reaktionen von Säuren und Basen
    Wenn eine Säure und eine Base kombiniert werden, sind Wasser und ein Salz die Produkte. Salze sind ionische Verbindungen, die ein anderes positives Ion als H+ und ein anderes negatives Ion als das Hydroxidion OH- enthalten. Doppelverdrängungsreaktionen dieser Art werden Neutralisationsreaktionen genannt. Salzlösungen haben jedoch nicht immer einen pH-Wert von 7. Durch einen Prozess, der als Hydrolyse bekannt ist, können die Ionen, die bei der Kombination von Säure und Base entstehen, mit dem Wasser reagieren, um leicht saure oder basische Lösungen zu erzeugen.
  • 14.6: Säure-Base-Titration: Eine Methode zur Quantifizierung der Säure- oder Basenmenge in einer Lösung
    Säure-Base-Titrationen sind Laborverfahren zur Bestimmung der Konzentration einer Lösung. Eine der Standard-Laborübungen in der Allgemeinen Chemie ist eine Säure-Base-Titration. Bei einer Säure-Base-Titration wird eine Säure bekannter Konzentration (eine Standardlösung) langsam einer Base unbekannter Konzentration zugesetzt (oder umgekehrt). Zur Base werden einige Tropfen Indikatorlösung gegeben. Der Indikator signalisiert durch Farbumschlag, wenn die Base neutralisiert wurde (wenn [H+] = [OH-]).
  • 14.7: Starke und schwache Säuren und Basen
    Säuren werden aufgrund ihrer Ionisierung in Wasser als stark oder schwach klassifiziert. Eine starke Säure ist eine Säure, die in einer wässrigen Lösung vollständig ionisiert ist. Eine schwache Säure ist eine Säure, die in wässriger Lösung nur schwach ionisiert. Essigsäure (in Essig enthalten) ist eine sehr verbreitete schwache Säure.
  • 14.8: Wasser: Säure und Base in Einem
    Wasser ist in vielerlei Hinsicht eine interessante Verbindung. Hier betrachten wir seine Fähigkeit, sich als Säure oder Base zu verhalten. Unter bestimmten Umständen nimmt ein Wassermolekül ein Proton auf und fungiert somit als Brønsted-Lowry-Base.
  • 14.9: Die pH- und pOH-Skalen: Möglichkeiten, Säure und Basizität auszudrücken
    pH und pOH sind definiert als der negative Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration bzw. der Hydroxidkonzentration. Die Kenntnis von Ether kann verwendet werden, um entweder [H+] oder [OH-] zu berechnen. Der pH-Wert hängt mit dem pH-Wert zusammen und kann leicht aus dem pH-Wert berechnet werden.
  • 14.10: Puffer: Lösungen, die pH-Änderungen widerstehen
    Ein Puffer ist eine Lösung, die dramatischen pH-Änderungen widersteht. Puffer tun dies, indem sie aus bestimmten Paaren von gelösten Stoffen zusammengesetzt sind: entweder eine schwache Säure plus ein von dieser schwachen Säure abgeleitetes Salz oder eine schwache Base plus ein Salz dieser schwachen Base.

Säure-Basen-Chemie

Bei dieser Reaktion bricht Wasser auseinander, um ein Wasserstoffion (H + ) und ein Hydroxidion (OH – ) zu bilden. In reinem Wasser können wir eine spezielle Gleichgewichtskonstante (K w ) wie folgt definieren:

Wo Kw ist die Gleichgewichtskonstante für Wasser bei 25°C (ohne Einheit)
[H + ] ist die molare Konzentration von Wasserstoff
[OH - ] ist die molare Konzentration von Hydroxid

Eine Gleichgewichtskonstante von weniger als eins (1) deutet darauf hin, dass die Reaktion bevorzugt auf der Seite der Reaktanten bleibt – in diesem Fall bleibt Wasser gerne als Wasser. Da Wasser kaum ionisiert, ist es ein sehr schlechter Stromleiter.

Im Gleichgewicht beträgt die Konzentration von H + 1,00 × 10 -7 , sodass wir den pH-Wert von Wasser im Gleichgewicht wie folgt berechnen können:

pH = -log[H + ]= -log[1.00 &mal 10 -7 ] = 7.00

Lösungen mit einem pH-Wert von sieben (7) werden als neutral bezeichnet, während solche mit pH-Werten unter sieben (7) als sauer und solche über einem pH-Wert von sieben (7) als basisch definiert werden.

pOH gibt uns eine andere Möglichkeit, den Säuregehalt einer Lösung zu messen. Es ist genau das Gegenteil von pH. Ein hoher pOH bedeutet, dass die Lösung sauer ist, während ein niedriger pOH bedeutet, dass die Lösung basisch ist.


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Magnesiumhydroxid ist die anorganische Verbindung mit der chemischen Formel (ce). Magnesiumhydroxid ist ein häufiger Bestandteil von Antazida, wie Magnesiamilch, sowie von Abführmitteln.

Abbildung (PageIndex<1>): Flasche Antazida-Tabletten. (CC VON 2.,5 Midnightcomm).

Es ist ein weißer Feststoff mit geringer Löslichkeit in Wasser. Die Kombination einer Lösung vieler Magnesiumsalze mit basischem Wasser induziert die Ausfällung von festem (ce). In Lösung findet sich jedoch eine schwache Konzentration an dissoziierten Ionen:


Säuren und Basen sind überall

Jede Flüssigkeit, die Sie sehen, hat wahrscheinlich entweder sauer oder Basic Züge. Wasser (H2O) kann je nach Betrachtungsweise sowohl eine Säure als auch eine Base sein. Es kann in einigen Reaktionen als Säure und in anderen als Base betrachtet werden. Wasser kann sogar mit sich selbst zu Säuren und Basen reagieren. Es passiert in sehr kleinen Mengen, so dass es Ihre Experimente überhaupt nicht ändert. Es geht so:

Sehen Sie, wie das Wasserstoffion übertragen wurde?

Meistens sind die positiven und negativen Ionen in destilliertem Wasser in gleichen Mengen vorhanden und heben sich gegenseitig auf. Das meiste Wasser, das Sie aus dem Wasserhahn trinken, enthält andere Ionen. Diese speziellen Ionen in Lösung machen etwas sauer oder basisch. In Ihrem Körper gibt es kleine Verbindungen, die Aminosäuren genannt werden. Der Name sagt Ihnen, dass es sich um Säuren handelt. In Früchten gibt es etwas, das Zitronensäure genannt wird. Das ist auch eine Säure. Aber was ist mit Backpulver? Wenn Sie das in Wasser geben, entsteht eine grundlegende Lösung. Essig? Acid.

Was macht also eine Säure oder eine Base aus? Ein Chemiker namens Svante Arrhenius entwickelte 1887 eine Möglichkeit, Säuren und Basen zu definieren. Er sah, dass Moleküle, wenn man sie in Wasser einbringt, manchmal zerfallen und ein H + (Wasserstoff)-Ion freisetzen. Zu anderen Zeiten findet man die Freisetzung eines OH - (Hydroxid)-Ions. Wenn ein Wasserstoffion freigesetzt wird, wird die Lösung sauer. Wenn ein Hydroxidion freigesetzt wird, wird die Lösung basisch. Diese beiden speziellen Ionen bestimmen, ob Sie eine Säure oder eine Base betrachten. Essig wird zum Beispiel auch Essigsäure genannt. (Okay, das verrät die Antwort.) Wenn Sie sich seine Atome im Wasser ansehen, sehen Sie das Molekül CH3COOH in CH . gespalten3COO - und H + . Dieses Wasserstoffion ist der Grund, warum es als Säure bezeichnet wird. Chemiker verwenden das Wort "dissoziiert", um das Aufbrechen einer Verbindung zu beschreiben.

Wissenschaftler verwenden etwas namens pH Skala, um zu messen, wie sauer oder basisch eine Flüssigkeit ist. Obwohl es viele Arten von Ionen in einer Lösung geben kann, konzentriert sich der pH auf die Konzentrationen von Wasserstoffionen (H + ) und Hydroxidionen (OH – ). Die Skala misst Werte von 0 bis 14. Destilliertes Wasser ist 7 (in der Mitte). Säuren sind zwischen 0 und 7 zu finden. Basen liegen zwischen 7 und 14. Die meisten Flüssigkeiten, die Sie täglich finden, haben einen pH-Wert nahe 7. Sie liegen entweder etwas darunter oder etwas darüber. Wenn Sie sich den pH-Wert von Chemikalien ansehen, können die Zahlen ins Extreme gehen. Wenn Sie einmal in ein Chemielabor gehen, finden Sie Lösungen mit einem pH-Wert von 1 und andere mit einem pH-Wert von 14. Es gibt auch sehr starke Säuren mit pH-Werten unter 1, wie zum Beispiel Batteriesäure. Basen mit pH-Werten nahe 14 sind Abflussreiniger und Natriumhydroxid (NaOH). Diese Chemikalien sind sehr gefährlich.


Säure-Basen-Gleichgewichte

Das Hinzufügen einer Säure zu Wasser erhöht den H3O + -Ionenkonzentration und verringert die OH – -Ionenkonzentration. Das Hinzufügen einer Basis bewirkt das Gegenteil. Unabhängig davon, was dem Wasser zugesetzt wird, beträgt das Produkt der Konzentrationen dieser Ionen im Gleichgewicht jedoch immer 1,0 x 10 -14 bei 25 ° C.

Die folgende Tabelle listet Paare von H3O + und OH - Ionenkonzentrationen, die in Wasser bei 25 o C im Gleichgewicht koexistieren können.

Paare von Gleichgewichtskonzentrationen von H3Ö + und OH - Ionen, die in Wasser koexistieren können

Konzentration (mol/l)
[H3Ö + ] [OH - ]
1 1 x 10 -14
1 x 10 -1 1 x 10 -13
1 x 10 -2 1 x 10 -12
1 x 10 -3 1 x 10 -11 Saure Lösung
1 x 10 -4 1 x 10 -10
1 x 10 -5 1 x 10 -9
1 x 10 -6 1 x 10 -8
1 x 10 -7 1 x 10 -7 Neutrale Lösung
1 x 10 -8 1 x 10 -6
1 x 10 -9 1 x 10 -5
1 x 10 -10 1 x 10 -4
1 x 10 -11 1 x 10 -3 Basislösung
1 x 10 -12 1 x 10 -2
1 x 10 -13 1 x 10 -1
1 x 10 -14 1

Die Daten aus dieser Tabelle sind in der folgenden Abbildung über einen engen Konzentrationsbereich zwischen 1 x 10 -7 . aufgetragen M und 1 x 10 -6 M. Der Punkt, an dem die Konzentrationen des H3O + und OH - Ionen gleich sind, nennt man das neutral Punkt. Lösungen, in denen die Konzentration des H3O + Ion ist größer als 1 x 10 -7 M werden beschrieben als sauer. Diejenigen, bei denen die Konzentration des H3O + Ion ist kleiner als 1 x 10 -7 M sind Basic.

Es ist unmöglich, ein Diagramm zu erstellen, das alle Daten aus der obigen Tabelle enthält. 1909 schlug der dänische Biochemiker S. P. L. Sorenson vor, den Bereich von H . mit logarithmischer Mathematik zu verdichten3O + - und OH – -Konzentrationen auf eine bequemere Skala. Per Definition ist der Logarithmus einer Zahl die Potenz, auf die eine Basis erhöht werden muss, um diese Zahl zu erhalten. Der Logarithmus zur Basis 10 von 10 -7 zum Beispiel ist -7.

Da die Konzentrationen des H3O + und OH - Ionen in wässrigen Lösungen sind normalerweise kleiner als 1 M, sind die Logarithmen dieser Konzentrationen negative Zahlen. Da er positive Zahlen für bequemer hielt, schlug Sorenson vor, das Vorzeichen des Logarithmus nach seiner Berechnung zu ändern. Deshalb führte er das Symbol "p", um das Negativ des Logarithmus einer Zahl anzugeben. So, pH ist das Negative des Logarithmus des H3O + Ionenkonzentration.

Ähnlich, pOH ist das Negativ des Logarithmus der OH – -Ionenkonzentration.

Die obige Gleichung kann verwendet werden, um für jede wässrige Lösung bei 25 °C den pH-Wert in den pOH-Wert oder umgekehrt umzuwandeln, unabhängig davon, wie viel Säure oder Base der Lösung zugesetzt wurde. Durch Umwandeln des H3O + und OH – -Ionenkonzentrationen in der obigen Tabelle in pH- und pOH-Daten können wir den gesamten Konzentrationsbereich in ein einziges Diagramm einpassen, wie in der Abbildung unten gezeigt.

Es gibt einen großen Unterschied zwischen starken Säuren wie Salzsäure und schwachen Säuren wie der Essigsäure im Essig. Beide Verbindungen erfüllen die Brünsted-Definition einer Säure. (Beide sind H + -Ionen- oder Protonen-Donatoren.) Sie unterscheiden sich jedoch in dem Ausmaß, in dem sie H + -Ionen an Wasser abgeben.

Per Definition ist eine starke Säure jede Substanz, die gut ein H + -Ion an Wasser abgeben kann.

Beispiel: 99,996% der HCl-Moleküle in einem 6 M Lösung dissoziieren, wenn die folgende Reaktion zum Gleichgewicht kommt. Dieses Gleichgewicht liegt so weit rechts, dass wir die Reaktionsgleichung mit einem einzigen Pfeil schreiben, was darauf hindeutet, dass Salzsäure in wässriger Lösung mehr oder weniger vollständig dissoziiert.

HCl(aq) + H2Ö(l) H3O + (aq) + Cl - (aq)
0.004% 99.996%
im Gleichgewicht im Gleichgewicht

Schwache Säuren sind relativ schlechte H + -Ionendonatoren.

Beispiel: Essigsäure ist eine Brünsted-Säure, weil sie ein H + -Ion an Wasser abgeben kann. Aber es ist kein sehr guter H + -Ionen-Donor. Nur etwa 1,3 % der Essigsäuremoleküle in einem 0,10 M Lösung verliert ein Proton an Wasser.

CH3CO2H(aq) + H2Ö(l ) H3O + (aq) + CH3CO2 - (aq)
98.7% 1.3%
im Gleichgewicht im Gleichgewicht

Ein quantitatives Gefühl für den Unterschied zwischen starken Säuren und schwachen Säuren lässt sich aus den Gleichgewichtskonstanten für die Reaktionen zwischen Säuren und Wasser gewinnen. Weil es zeitaufwendig ist, die Formel CH . zu schreiben3CO2H für Essigsäure, Chemiker kürzen diese Formel gewöhnlich als HOAc ab und beschreiben die Dissoziation der Säure wie folgt.

HOAc(aq) + H2Ö(l) H3O + (aq) + OAc - (aq)

Unter Verwendung dieser Konvention würde der Ausdruck der Gleichgewichtskonstante für die Reaktion zwischen Essigsäure und Wasser wie folgt geschrieben.

Wie der Ausdruck der Gleichgewichtskonstante für die Dissoziation von Wasser ist dies eine legitime Gleichung. Die meisten Säuren sind jedoch schwach, sodass die Gleichgewichtskonzentration von H2O ist nach der Dissoziation effektiv das gleiche wie vor der Zugabe der Säure. Da die [H2O]-Term keinen Einfluss auf das Gleichgewicht hat, wird er wie folgt in die Gleichgewichtskonstante für die Reaktion eingebaut.

Das Ergebnis ist eine Gleichgewichtskonstante für diese Gleichung, die als bekannt ist Säure-Dissoziations-Gleichgewichtskonstante, Kein. Für diese Reaktion:

Im Allgemeinen gilt für jede Säure-HA:

Werte von Kein kann verwendet werden, um die relative Stärke von Säuren abzuschätzen. Je größer der Wert von Kein, desto stärker die Säure. Per Definition wird eine Verbindung als starke Säure eingestuft, wenn Kein größer als 1 ist. Schwache Säuren haben Werte von Kein die kleiner als 1 sind. Eine Liste der Säure-Dissoziations-Gleichgewichtskonstanten für einige gebräuchliche Säuren ist in der folgenden Tabelle aufgeführt.

Werte von Kein für gewöhnliche Säuren

Starke Säuren Kein
Salzsäure (HCl) 1 x 10 6
Schwefelsäure (H2SO4) 1 x 10 3
Hydronium-Ionen (H3O + ) 55
Salpetersäure (HNO3) 28
Schwache Säuren Kein
Phosphorsäure (H3Bestellung4) 7,1 x 10 -3
Zitronensäure (C6H7Ö8) 7,5 x 10 -4
Essigsäure (CH3CO2H) 1,8 x 10 -5
Borsäure (H3BO3) 7,3 x 10 -10
Wasser (H2Ö) 1,8 x 10 -16

Die obige Tabelle liefert uns die Grundlage, um den Unterschied zwischen starken Säuren und schwachen Säuren zu verstehen. Denken Sie an die Reaktion zwischen einer sehr starken Säure und Wasser.

HCl ist eine viel stärkere Säure als H3O + Ion. Dies bedeutet, dass H2O ist eine stärkere Base als das Cl – -Ion. Es überrascht nicht, dass die stärkere Säure eines Paares mit der stärkeren eines Basenpaares reagiert, um eine schwächere Säure und eine schwächere Base zu ergeben.

Betrachten wir die Reaktion zwischen Essigsäure und Wasser.

In diesem Fall versucht die Reaktion, das schwächere eines Säurepaares und das schwächere eines Basenpaares in eine stärkere Säure und eine stärkere Base umzuwandeln. Es überrascht nicht, dass diese Reaktion nur in geringem Umfang stattfindet.

Da der Wert von Kein Das Ausmaß, in dem die Säure mit Wasser reagiert, muss ebenfalls abnehmen. Unweigerlich stoßen wir auf Säuren, die so schwach sind, dass sie nicht mit Wasser als H source-Quelle konkurrieren können3O + Ion.


14: Säuren und Basen - Mathematik

Säuren und Basen sind zwei besondere Arten von Chemikalien. Fast alle Flüssigkeiten sind bis zu einem gewissen Grad entweder Säuren oder Basen. Ob eine Flüssigkeit eine Säure oder eine Base ist, hängt von der Art der darin enthaltenen Ionen ab. Wenn es viele Wasserstoffionen enthält, ist es eine Säure. Wenn es viele Hydroxidionen enthält, ist es eine Base.

Wissenschaftler verwenden eine sogenannte pH-Skala, um zu messen, wie sauer oder basisch eine Flüssigkeit ist. Der pH-Wert ist eine Zahl von 0 bis 14. Von 0 bis 7 sind Säuren, wobei 0 die stärkste ist. Von 7 bis 14 sind Basen, wobei 14 die stärkste Basis ist. Wenn eine Flüssigkeit einen pH-Wert von 7 hat, ist sie neutral. Das wäre so etwas wie destilliertes Wasser.

Starke Säuren und Basen

Säuren mit einem niedrigen pH-Wert von etwa 1 sind sehr reaktiv und können gefährlich sein. Das gleiche gilt für Basen mit einem pH-Wert nahe 13. Chemiker verwenden starke Säuren und Basen, um chemische Reaktionen im Labor zu erhalten. Obwohl sie gefährlich sein können, können diese starken Chemikalien auch für uns hilfreich sein.

Säuren und Basen in der Natur

In der Natur gibt es viele starke Säuren und Basen. Einige von ihnen sind gefährlich und werden von Insekten und Tieren als Gift verwendet. Einige sind hilfreich. Viele Pflanzen haben Säuren und Basen in ihren Blättern, Samen oder sogar ihrem Saft. Zitrusfrüchte wie Zitronen und Orangen enthalten Zitronensäure im Saft. Das macht Zitronen so sauer.

Säuren und Basen in unserem Körper

Auch unser Körper verwendet Säuren und Basen. Unser Magen verwendet Salzsäure, um Nahrung zu verdauen. Diese starke Säure tötet auch Bakterien ab und hilft, uns vor Krankheiten zu bewahren. Unsere Muskeln produzieren Milchsäure, wenn wir trainieren. Außerdem verwendet unsere Bauchspeicheldrüse eine Base namens Alkali, um die Verdauung zu unterstützen. Dies sind nur einige Beispiele dafür, wie die Chemie von Basen und Säuren unserem Körper hilft, zu funktionieren.

Wissenschaft und Technik machen sich Säuren und Basen zu Nutze. Autobatterien verwenden eine starke Säure namens Schwefelsäure. Chemische Reaktionen zwischen den Säure- und Bleiplatten in der Batterie helfen dabei, Strom zu erzeugen, um das Auto zu starten. Sie werden auch in vielen Haushaltsreinigern, Backpulver und zur Herstellung von Dünger für Pflanzen verwendet.


14: Säuren und Basen - Mathematik

Seit mehr als 300 Jahren werden Stoffe, die sich wie Essig verhalten, als Säuren eingestuft, während solche mit Eigenschaften wie die Asche eines Holzfeuers als Alkalien oder Basen bezeichnet werden. Der Name "quotacid" kommt vom lateinischen acidus, was "sauer" bedeutet und sich auf den scharfen Geruch und den sauren Geschmack vieler Säuren bezieht. Essig schmeckt sauer, weil Essigsäure in Wasser verdünnt Zitronensaft ist sauer, weil Zitronensäure enthalten als Buttersäure entsteht, wenn Fett verdirbt.

Wenn Chemiker heute die Wörter "quotacid" oder "base" verwenden, beziehen sie sich auf ein von Brøslashnsted, Lowry und Bjerrum unabhängig entwickeltes Modell. Da die expliziteste Aussage dieser Theorie in den Schriften von Brøslashnsted enthalten war, ist sie am häufigsten als "Brøslashnsted-Säure-Base-Theorie" bekannt.

Bröslashnsted argumentierte, dass alle Säure-Base-Reaktionen die Übertragung eines H + -Ions oder Protons beinhalten. Wasser reagiert mit sich selbst, indem es beispielsweise ein H + -Ion von einem Molekül auf ein anderes überträgt, um ein H . zu bilden3O + -Ion und ein OH – -Ion.

Nach dieser Theorie ist eine Säure ein "Protonendonor" und eine Base ein "Protonenakzeptor".

Säuren werden oft in Kategorien wie "stark" und "schwach" eingeteilt. Ein Maß für die Stärke einer Säure ist die Säure-Dissoziations-Gleichgewichtskonstante K ein, für diese Säure.

Wenn K ein relativ groß ist, haben wir eine starke Säure.

Wenn es klein ist, haben wir eine schwache Säure.

Wenn es sehr klein ist, haben wir eine sehr schwache Säure.

1909 schlug S. P. L. Sørenson vor, dass der enorme Konzentrationsbereich des H3O + und OH – -Ionen in wässrigen Lösungen könnten durch Ausnutzung der logarithmischen Mathematik und Berechnung des pH- oder pOH-Werts der Lösung zu einem besser handhabbaren Datensatz komprimiert werden.

Das "p" in pH und pOH ist ein Operator, der angibt, dass das Negativ des Logarithmus für jede Menge, an die es gebunden ist, berechnet werden sollte. Somit ist pKein ist das Negative des Logarithmus der Säure-Dissoziations-Gleichgewichtskonstante.

Der einzige Nachteil bei der Verwendung von pKein als Maß für die relative Stärke von Säuren gilt die Tatsache, dass nun große Zahlen schwache Säuren und kleine (negative) Zahlen starke Säuren beschreiben.

HCl: pKein = -3
CH3CO2H: pKein = 4.7
H2Ö: pKein = 15.7

Ein wichtiges Merkmal der Bröslashnsted-Theorie ist die Beziehung, die sie zwischen Säuren und Basen herstellt. Jede Bröslashnsted-Säure hat eine konjugierte Base und umgekehrt.

Ebenso wie der Betrag von K ein ist ein Maß für die Stärke einer Säure, der Wert von K b spiegelt die Stärke seiner konjugierten Base wider. Überlegen Sie, was passiert, wenn wir das K . multiplizieren ein Ausdruck für eine generische Säure (HA) durch die K b Ausdruck für seine konjugierte Base (A – ).

Wenn wir nun jeden Term in dieser Gleichung durch die entsprechende Gleichgewichtskonstante ersetzen, erhalten wir die folgende Gleichung.

Da das Produkt von K ein mal K b eine relativ kleine Zahl ist, kann entweder die Säure oder ihre konjugierte Base "stark" sein. Aber wenn eine stark ist, muss die andere schwach sein. Daher muss eine starke Säure eine schwache konjugierte Base haben.

Eine starke Base hingegen muss eine schwache konjugierte Säure haben.

Wasser hat einen limitierenden Einfluss auf die Stärke von Säuren und Basen. Alle starken Säuren verhalten sich in Wasser gleich -- 1 M Lösungen der starken Säuren verhalten sich alle wie 1 M Lösungen des H3O + -Ion – und sehr schwache Säuren können in Wasser nicht als Säuren wirken. Säure-Basen-Reaktionen müssen jedoch nicht in Wasser ablaufen. Bei Verwendung anderer Lösungsmittel kann der gesamte in der folgenden Tabelle angegebene Säure-Basen-Stärkebereich beobachtet werden.

Verbindung K ein pK ein KonjugatBase K b pK b
HALLO 3 x 10 9 -9.5 ICH - 3 x 10 -24 23.5
HCl 1 x 10 6 -6 Cl - 1 x 10 -20 20
H2SO4 1 x 10 3 -3 HSO4 - 1 x 10 -17 17
H3O + 55 -1.7 H2Ö 1,8 x 10 -16 15.7
HNO3 28 -1.4 NEIN3 - 3,6 x 10 -16 15.4
H3Bestellung4 7,1 x 10 -3 2.1 H2Bestellung4 - 1,4 x 10 -12 11.9
CH3CO2H 1,8 x 10 -5 4.7 CH3CO2 - 5,6 x 10 -10 9.3
H2S 1,0 x 10 -7 7.0 HS- 1 x 10 -7 7.0
H2Ö 1,8 x 10 -16 15.7 OH - 55 -1.7
CH3OH 1 x 10 -18 18 CH3Ö - 1 x 10 4 -4
HCCH 1 x 10 -25 25 HCC - 1 x 10 11 -11
NH3 1 x 10 -33 33 NH2 - 1 x 10 19 -19
H2 1 x 10 -35 35 H- 1 x 10 21 -21
CH2=CH2 1 x 10 -44 44 CH2=CH - 1 x 10 30 -30
CH4 1 x 10 -49 49 CH3 - 1 x 10 35 -35

Die stärksten Säuren sind in der oberen linken Ecke dieser Tabelle die stärksten Basen in der unteren rechten Ecke. Jede Base ist stark genug, um die Säure in jeder Linie darüber zu deprotonieren. Das Hydrid-Ion (H - ) kann beispielsweise einen Alkohol in seine konjugierte Base umwandeln


14,2 pH und pOH

Wie bereits erwähnt, sind Hydronium- und Hydroxidionen sowohl in reinem Wasser als auch in allen wässrigen Lösungen vorhanden, und ihre Konzentrationen sind umgekehrt proportional, wie durch das Ionenprodukt von Wasser bestimmt (Kw). Die Konzentrationen dieser Ionen in einer Lösung sind oft kritische Determinanten für die Eigenschaften der Lösung und das chemische Verhalten ihrer anderen gelösten Stoffe, und es wurde ein spezielles Vokabular entwickelt, um diese Konzentrationen relativ zu beschreiben. Eine Lösung ist neutral wenn es gleiche Konzentrationen von Hydronium- und Hydroxidionen enthält sauer wenn es eine höhere Konzentration an Hydroniumionen als Hydroxidionen enthält und Basic wenn es eine geringere Konzentration an Hydroniumionen enthält als Hydroxidionen.

Ein übliches Mittel zum Ausdrücken von Größen, deren Werte viele Größenordnungen umfassen können, ist die Verwendung einer logarithmischen Skala. Eine solche Skala, die für chemische Konzentrationen und Gleichgewichtskonstanten sehr beliebt ist, basiert auf der p-Funktion, definiert wie gezeigt, wobei „X“ die interessierende Größe und „log“ der Logarithmus zur Basis 10 ist:

Das pH einer Lösung ist daher wie hier gezeigt definiert, wobei [H3O + ] ist die molare Konzentration des Hydroniumions in der Lösung:

Die Neuordnung dieser Gleichung zur Isolierung der Hydroniumionen-Molarität ergibt den äquivalenten Ausdruck:

Ebenso kann die Molarität der Hydroxidionen als p-Funktion ausgedrückt werden, oder pOH:

Schließlich lässt sich die Beziehung zwischen diesen beiden Ionenkonzentrationen, ausgedrückt als p-Funktionen, leicht aus den Kw Ausdruck:

Bei 25 °C ist der Wert von Kw ist 1.0 × 10 −14 , also:

Wie in Beispiel 1 in Kapitel 14.1 Brønsted-Lowry-Säuren und -Basen gezeigt wurde, beträgt die Hydroniumionen-Molarität in reinem Wasser (oder jeder neutralen Lösung) 1.0 × 10 −7 M bei 25 °C. pH und pOH einer neutralen Lösung bei dieser Temperatur sind daher:

Und so, bei dieser Temperatur, saure Lösungen sind solche mit Hydroniumionen-Molaritäten größer als 1,0 × 10 −7 M und Hydroxidionen-Molaritäten von weniger als 1,0 × 10 -7 M (entsprechend pH-Werten kleiner 7,00 und pOH-Werten größer 7,00). Basische Lösungen sind solche mit Hydroniumionen-Molaritäten von weniger als 1,0 × 10 −7 M und Molaritäten von Hydroxidionen größer als 1,0 × 10 -7 M (entsprechend pH-Werten größer 7,00 und pOH-Werten kleiner 7,00).

Da die Autoionisierungskonstante Kw temperaturabhängig ist, sind diese Korrelationen zwischen pH-Werten und den Adjektiven sauer/neutral/basisch bei anderen Temperaturen als 25 °C unterschiedlich. Zum Beispiel zeigte die Übung „Check Your Learning“, die Beispiel 1 in Kapitel 14.1 Brønsted-Lowry-Säuren und Basen begleitete, dass die Hydronium-Molarität von reinem Wasser bei 80 °C 4,9 × 10 −7 . beträgt M, das entspricht pH- und pOH-Werten von:

Bei dieser Temperatur zeigen dann neutrale Lösungen einen pH = pOH = 6,31, saure Lösungen einen pH von weniger als 6,31 und einen pOH von mehr als 6,31, wohingegen basische Lösungen einen pH von mehr als 6,31 und einen pOH von weniger als 6,31 aufweisen. Diese Unterscheidung kann wichtig sein, wenn bestimmte Prozesse untersucht werden, die bei nicht standardmäßigen Temperaturen ablaufen, wie z. B. Enzymreaktionen in warmblütigen Organismen. Sofern nicht anders vermerkt, gilt als Bezug auf pH-Werte die bei Normaltemperatur (25 °C) (Tabelle 1).

Einstufung Relative Ionenkonzentrationen pH-Wert bei 25 °C
sauer [H3O + ] > [OH – ] pH < 7
neutral [H3O + ] = [OH - ] pH = 7
Basic [H3O + ] < [OH – ] pH > 7
Tabelle 1. Zusammenfassung der Beziehungen für saure, basische und neutrale Lösungen

Abbildung 1 zeigt die Beziehungen zwischen [H3O + ], [OH − ], pH und pOH und gibt Werte für diese Eigenschaften bei Standardtemperaturen für einige gängige Substanzen an.

Abbildung 1. Die pH- und pOH-Skalen stellen die Konzentrationen von [H3O + ] bzw. OH – . Die pH- und pOH-Werte einiger gebräuchlicher Substanzen bei Standardtemperatur (25 °C) sind in dieser Tabelle dargestellt.

Beispiel 1

Berechnung des pH-Wertes aus [H3O + ]
Was ist der pH-Wert von Magensäure, einer HCl-Lösung mit einer Hydroniumionenkonzentration von 1,2 × 10 −3 M?

(Die Verwendung von Logarithmen wird in Anhang B erklärt. Denken Sie daran, dass, wie wir es hier getan haben, beim Logarithmus eines Wertes so viele Dezimalstellen im Ergebnis beibehalten werden, wie der Wert signifikante Stellen enthält.)

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Wasser, das der Luft ausgesetzt ist, enthält Kohlensäure, H2CO3, aufgrund der Reaktion zwischen Kohlendioxid und Wasser:

Luftgesättigtes Wasser hat eine Hydroniumionenkonzentration, die durch das gelöste CO . verursacht wird2 von 2,0 × 10 -6 M, etwa 20-mal größer als die von reinem Wasser. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung bei 25 °C.

Antworten:

Beispiel 2

Berechnung der Hydroniumionenkonzentration aus pH
Berechnen Sie die Hydroniumionenkonzentration im Blut, deren pH 7,3 (leicht alkalisch) beträgt.

(Auf einem Taschenrechner nimm den Antilog oder den „inversen“ Log von −7,3 oder berechne 10 −7,3 .)

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Berechnen Sie die Hydroniumionenkonzentration einer Lösung mit einem pH-Wert von −1,07.

Antworten:

Umweltwissenschaften

Normales Regenwasser hat aufgrund des gelösten CO . einen pH-Wert zwischen 5 und 62 die Kohlensäure bildet:

Saurer Regen ist Regenwasser mit einem pH-Wert von weniger als 5 aufgrund einer Vielzahl von Nichtmetalloxiden, einschließlich CO2, SO2, SO3, NEIN und NEIN2 im Wasser gelöst und reagiert mit diesem nicht nur zu Kohlensäure, sondern auch zu Schwefelsäure und Salpetersäure. Die Bildung und anschließende Ionisierung von Schwefelsäure werden hier gezeigt:

Kohlendioxid ist von Natur aus in der Atmosphäre vorhanden, da wir und die meisten anderen Organismen es als Abfallprodukt des Stoffwechsels produzieren. Kohlendioxid entsteht auch, wenn Feuer Kohlenstoff freisetzt, der in der Vegetation gespeichert ist oder wenn wir Holz oder fossile Brennstoffe verbrennen. Schwefeltrioxid in der Atmosphäre wird auf natürliche Weise durch vulkanische Aktivität produziert, stammt aber auch aus der Verbrennung fossiler Brennstoffe, die Spuren von Schwefel enthalten, und aus dem Prozess des „Röstens“ von Erzen von Metallsulfiden in Metallraffinationsprozessen. Stickoxide entstehen in Verbrennungsmotoren, wo die hohen Temperaturen eine chemische Verbindung von Stickstoff und Sauerstoff in der Luft ermöglichen.

Saurer Regen ist ein besonderes Problem in Industriegebieten, wo Verbrennungs- und Schmelzprodukte in die Luft abgegeben werden, ohne von Schwefel und Stickoxiden befreit zu werden. In Nordamerika und Europa war es bis in die 1980er Jahre für die Zerstörung von Wäldern und Süßwasserseen verantwortlich, als die Säure des Regens tatsächlich Bäume tötete, den Boden beschädigte und Seen für alle außer den säuretolerantesten Arten unbewohnbar machte. Saurer Regen korrodiert auch Statuen und Gebäudefassaden aus Marmor und Kalkstein (Abbildung 2). Vorschriften zur Begrenzung der Menge an Schwefel- und Stickoxiden, die von Industrie und Automobilen in die Atmosphäre freigesetzt werden können, haben die Schwere von Säureschäden sowohl in der natürlichen als auch in der von Menschenhand geschaffenen Umwelt in Nordamerika und Europa verringert. Es ist jetzt ein wachsendes Problem in den Industriegebieten Chinas und Indiens.

Weitere Informationen zu saurem Regen finden Sie auf dieser Website der US-Umweltschutzbehörde.

Figur 2. (a) Saurer Regen macht Bäume anfälliger für Trockenheit und Insektenbefall und entzieht dem Boden Nährstoffe. (b) Es korrodiert auch Statuen, die aus Marmor oder Kalkstein geschnitzt sind. (Credit a: Modifikation der Arbeit von Chris M Morris Credit b: Modifikation der Arbeit von „Eden, Janine and Jim“/Flickr)

Beispiel 3

Berechnung von pOH
Was sind der pH-Wert und der pH-Wert eines 0,0125-M Lösung von Kaliumhydroxid, KOH?

Lösung
Kaliumhydroxid ist eine gut lösliche ionische Verbindung und dissoziiert vollständig, wenn sie in verdünnter Lösung gelöst wird, und ergibt [OH − ] = 0,0125 M:

Der pH-Wert kann aus dem pOH ermittelt werden:

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Die Hydroniumionenkonzentration von Essig beträgt ungefähr 4 × 10 -3 M. Was sind die entsprechenden Werte von pOH und pH?


Vigesimal (Basis 20)

Bei vigesimal ist die Konvention das ich wird nicht verwendet, weil es so aussieht 1, so J=18 und K=19, wie in dieser Tabelle:

Dezimal: 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 .
Vigesimal: 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 EIN B C D E F G H J K 10 .


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