Säure-Base-Definitionen und Grundlagen
Die Seite führt in die grundlegenden Konzepte der Säure-Base-Reaktionen ein. Es werden zwei wichtige Definitionen vorgestellt: die Säure-Base-Definition nach Arrhenius und das Säure-Base-Konzept nach Brönsted.
Nach Arrhenius zerfallen Säuren in wässriger Lösung in Wasserstoff-Ionen und Säurerest-Ionen, während Basen in Hydroxid-Ionen und Baserest-Ionen dissoziieren.
Definition: Eine Brönsted-Säure ist ein Protonendonator, der H+-Ionen abgibt, während eine Brönsted-Base ein Protonenakzeptor ist, der H+-Ionen aufnimmt.
Die Protolyse beschreibt die Protonenübertragung zwischen einer Brönsted-Säure und einer Brönsted-Base. Dabei bilden sich korrespondierende Säure-Base-Paare, die sich nur durch ein H+-Ion unterscheiden.
Beispiel: HCl/Cl- und H₂O/OH- sind Beispiele für korrespondierende Säure-Base-Paare.
Ein wichtiges Konzept ist der Ampholyt, ein Teilchen, das sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, abhängig vom Reaktionspartner. Die Autoprotolyse beschreibt die Protolyse zwischen gleichartigen Molekülen, wie bei Wasser: H₂O + H₂O ⇌ H₃O+ + OH-.
Highlight: Das Ionenprodukt des Wassers ist eine wichtige Konstante: Kw = cH3O+ · cOH− = 10^-14 mol²/l².
Die Seite führt auch in die Konzepte des pH- und pOH-Werts ein. Der pH-Wert ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der Hydronium-Ionen-Konzentration: pH = -lgc(H3O+/mol·l^-1). Die pH-Skala reicht von 1 bis 14, wobei pH < 7 sauer, pH = 7 neutral und pH > 7 basisch ist.
Vocabulary: Der pOH-Wert ist analog zum pH-Wert definiert als pOH = -lgc(OH−/mol·l^-1).
Eine wichtige Beziehung ist pH + pOH = 14, die aus dem Ionenprodukt des Wassers abgeleitet wird.
