Säure-Base-Theorie nach Brønsted und Lowry

Die Säure-Base-Theorie nach Brønsted erweitert das Konzept von Arrhenius und führt ein Donator-Akzeptor-Modell ein. Brønsted definiert Säuren als Protonendonatoren und Basen als Protonenakzeptoren.

Definition: Eine Brønsted-Säure ist ein Teilchen, das ein Proton abgibt, während eine Brønsted-Base ein Teilchen ist, das ein Proton aufnimmt.

Diese Definition ermöglicht es, Säure-Base-Reaktionen auch in nicht-wässrigen Systemen zu beschreiben. Der Protonenübergang zwischen Teilchen wird als Protolyse bezeichnet.

Example: In der Reaktion NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH- fungiert NH3 als Base $Protonenakzeptor$ und H2O als Säure $Protonendonator$.

Vocabulary: Ampholyte sind Stoffe, die je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagieren können.

Die Brønsted-Theorie führt auch das Konzept der korrespondierenden Säure-Base-Paare ein, die sich nur durch ein Proton unterscheiden.

Korrespondierende Säure-Base-Paare und Autoprotolyse des Wassers

Korrespondierende Säure-Base-Paare bestehen aus einer protonenreicheren $Säure$ und einer protonenärmeren Form $Base$ derselben Grundverbindung. Dieses Konzept ist zentral für das Verständnis von Säure-Base-Gleichgewichten.

Definition: Ein korrespondierendes Säure-Base-Paar besteht aus einer Säure und ihrer konjugierten Base, die sich nur durch ein Proton unterscheiden.

Die Autoprotolyse des Wassers ist ein fundamentaler Prozess, bei dem Wassermoleküle miteinander reagieren und dabei Oxonium- $H3O+$ und Hydroxid-Ionen $OH-$ bilden.

Highlight: Die Autoprotolyse des Wassers führt zur Bildung gleicher Mengen an H3O+ und OH--Ionen in reinem Wasser.

Das Ionenprodukt des Wassers $Kw$ ist eine wichtige Konstante, die das Gleichgewicht der Autoprotolyse beschreibt. Bei 25°C beträgt Kw = 10^-14 mol²/L².

Example: Kw = $H3O+$ * $OH-$ = 10^-14 mol²/L² bei 25°C

Mit steigender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht der Autoprotolyse zur rechten Seite, was zu einer Erhöhung des Ionenprodukts führt.

pH-Wert und seine Bedeutung

Der pH-Wert ist ein Maß für die Konzentration der Oxonium-Ionen $H3O+$ in einer Lösung und wird definiert als der negative dekadische Logarithmus der H3O+-Konzentration.

Definition: pH = -log$H3O+$

Für reines Wasser bei 25°C, wo $H3O+$ = $OH-$ = 10^-7 mol/L, ergibt sich ein pH-Wert von 7, was als neutral bezeichnet wird.

Highlight: Die pH-Skala reicht von 0 $stark sauer$ bis 14 $stark basisch$, wobei 7 neutral ist.

Es gilt die Beziehung: pH + pOH = pKw = 14 $bei 25°C$

Die pH-Skala ermöglicht eine schnelle Einschätzung der Säure-Base-Eigenschaften einer Lösung:

• pH < 7: sauer
• pH = 7: neutral
• pH > 7: basisch

Example: Zitronensaft hat einen pH-Wert von etwa 2 $sauer$, während Seifenlösung einen pH-Wert von etwa 10 $basisch$ aufweist.

Berechnung von pH-Werten

Die Berechnung von pH-Werten ist ein wichtiger Aspekt in der Säure-Base-Chemie. Folgende Formeln sind dabei grundlegend:

• pH = -log$H3O+$
• pOH = -log$OH-$
• pH + pOH = 14 $bei 25°C$

Highlight: Die Kenntnis dieser Formeln ermöglicht die Berechnung von pH-Werten aus gegebenen Konzentrationen und umgekehrt.

Bei der Berechnung von pH-Werten starker Säuren oder Basen kann die Konzentration der Säure oder Base direkt verwendet werden, da von vollständiger Dissoziation ausgegangen wird.

Example: Berechnung des pH-Werts einer Natronlauge $NaOH$:

1. Berechnung der NaOH-Konzentration
2. Bestimmung der OH--Konzentration $gleich der NaOH-Konzentration$
3. Berechnung des pOH-Werts
4. Berechnung des pH-Werts aus pOH

Wichtige Formeln für die Konzentrationsberechnung:

• c = n / V $Konzentration = Stoffmenge / Volumen$
• n = m / M $Stoffmenge = Masse / Molare Masse$

Diese Berechnungen sind essentiell für die quantitative Analyse von Säure-Base-Systemen und finden Anwendung in vielen Bereichen der Chemie und Biochemie.

Lewis-Formeln für Säuren und Basen

Lewis-Formeln, auch bekannt als Elektronenpunktformeln oder Strukturformeln, sind wichtige Darstellungen in der Chemie, die die Elektronenverteilung in Molekülen visualisieren. Für Säuren und Basen sind sie besonders nützlich, um die Elektronenstruktur und potenzielle Reaktivität zu verstehen.

Definition: Lewis-Formeln zeigen die Valenz- oder Außenelektronen von Atomen in Molekülen als Punkte oder Striche.

Beispiele für Lewis-Formeln von Säuren:

• Salzsäure $HCl$: H-Cl
• Schwefelsäure $H2SO4$: HO-S$=O$2-OH
• Salpetersäure $HNO3$: HO-N$=O$2

Beispiele für Lewis-Formeln von Basen:

• Ammoniak $NH3$: H3N:
• Natriumhydroxid $NaOH$: Na+ -OH

Highlight: Lewis-Formeln helfen, die Säure-Base-Eigenschaften auf Basis der Elektronenstruktur zu verstehen, insbesondere bei komplexeren Molekülen.

Diese Darstellungen sind besonders nützlich, um Brønsted-Säure-Beispiele und die Struktur von Basen nach verschiedenen Theorien zu visualisieren. Sie unterstützen das Verständnis von Protonenübertragungen und der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen in Säure-Base-Reaktionen.

Lewis Structures

The final page illustrates Lewis structures for common acids and bases.

Definition: Lewis structures show the arrangement of atoms and electrons in molecules.

Example: Detailed structures are shown for common acids like HCl and H2SO4.

Highlight: The structures demonstrate the molecular architecture of various acids and bases.

Säure-Base-Theorie nach Arrhenius

Die Säure-Base-Definition nach Arrhenius bildet die Grundlage für das Verständnis von Säuren und Basen in wässrigen Lösungen. Arrhenius definiert Säuren als Wasserstoffverbindungen, die in Wasser H+-Ionen $Protonen$ freisetzen, während Basen Hydroxid-Ionen $OH-$ abgeben oder bilden.

Definition: Nach Arrhenius sind Säuren Substanzen, die in wässriger Lösung H+-Ionen bilden, und Basen Substanzen, die OH--Ionen freisetzen.

Example: HCl $Salzsäure$ dissoziiert zu H+ + Cl-, während NaOH $Natriumhydroxid$ zu Na+ + OH- dissoziiert.

Die Theorie erklärt die Bildung saurer und alkalischer Lösungen sowie deren elektrische Leitfähigkeit durch die Anwesenheit frei beweglicher Ionen. Bei der Neutralisation reagieren H+-Ionen mit OH--Ionen zu Wasser.

Highlight: Die Arrhenius-Theorie hat Einschränkungen: Sie beschränkt sich auf wässrige Lösungen und kann bestimmte Basen wie NH3 nicht erklären.