Säuren und Basen (Deutsch)

Definitionen von Säuren und Basen
und die Rolle von Wasser

Eigenschaften von Säuren und Basen nach Boyle

1661 fasste Robert Boyle die Eigenschaften von Säuren wie folgt zusammen.

1. Säuren haben einen sauren Geschmack.

2. Säuren sind ätzend.

3. Säuren verändern die Farbe bestimmter pflanzlicher Farbstoffe wie Aslitmus von blau nach rot.

4. Säuren verlieren ihre Säure, wenn sie mit Alkalien kombiniert werden.

Der Name „Säure“ kommt vom lateinischen acidus, was „sauer“ bedeutet, und bezieht sich auf den scharfen Geruch und den sauren Geschmack vieler Säuren.

Beispiele: Essig schmeckt sauer, weil er eine verdünnte Lösung von Essigsäure in Wasser ist. Zitronensaft schmeckt sauer, weil er Zitronensäure enthält. Milch wird sauer, wenn sie verdirbt, weil Milchsäure gebildet wird, und der unangenehme, saure Geruch von faulem Fleisch oder Butter kann auf Verbindungen wie Buttersäure zurückgeführt werden, die sich bilden, wenn Fett verdirbt. 1661 fasste Boyle die Eigenschaften von Alkalien zusammen asfollows.

• Alkalien fühlen sich rutschig an.
• Alkalien ändern die Farbe von Lackmus von rot nach blau.
• Alkalien werden weniger alkalisch, wenn sie mit kombiniert werden Säuren.

Im Wesentlichen definierte Boyle Alkalien als Substanzen, die Säuren verbrauchen oder neutralisieren. Säuren verlieren ihren charakteristischen sauren Geschmack und ihre Fähigkeit, Metalle aufzulösen, wenn sie mit Alkalien gemischt werden. Alkalien kehren sogar die Farbänderung um, die auftritt, wenn Lackmusiken mit einer Säure in Kontakt kommen. Schließlich wurden Alkalien als Basen bekannt, weil sie als „Base“ für bestimmte Salze dienen.

Die Arrhenius-Definition von Säuren und Basen

1884 schlug Svante Arrhenius vor, dass Salze wie NaCldissociate, wenn sie sich in Wasser lösen, Partikel ergeben, die als Ionen bezeichnet werden.

Drei Jahre später erweiterte Arrhenius diese Theorie, indem er vorschlug, dass Säuren neutrale Verbindungen sind, die ionisieren, wenn sie sich in Wasser lösen, um H + -Ionen und ein entsprechendes negatives Ion zu ergeben. Nach seiner Theorie ist Chlorwasserstoff anacid, weil er ionisiert, wenn er sich in Wasser unter Bildung von Wasserstoff (H +) – und Chlorid (Cl-) -Ionen löst, wie in der folgenden Abbildung gezeigt.

Arrhenius argumentierte, dass Basen neutrale Verbindungen sind, die entweder dissoziieren oder in Wasser ionisieren, um OH-Ionen und apositive Ionen zu ergeben. NaOH ist eine Arrhenius-Base, da es in Wasser unter Bildung der Hydroxid- (OH-) und Natriumionen (Na +) dissoziiert.

Eine Arrhenius-Säure ist daher jede Substanz, die thationiert, wenn sie sich in Wasser löst und das H + – oder Wasserstoffion ergibt.

Eine Arrhenius-Base ist eine Substanz, die das OH- oder Hydroxidion ergibt, wenn sie sich in Wasser löst.

Arrhenius-Säuren umfassen Verbindungen wie HCl, HCN und H2SO4, die in Wasser ionisieren, um das H + -Ion zu ergeben. Arrheniusbasen umfassen ionische Verbindungen, die das OH-Ion enthalten, wie NaOH, KOH und Ca (OH) 2. Diese Theorie erklärt, warum Säuren ähnliche Eigenschaften haben: Die charakteristischen Eigenschaften von Säuren resultieren aus dem Vorhandensein des H + Ionen, die entstehen, wenn sich eine Säure in Wasser löst. Dies erklärt auch, warum Säuren Basen neutralisieren und umgekehrt. Säure liefert das H + -Ion; Basen liefern das OH-Ion; und diese Ionen bilden zusammen Wasser.

H + (aq) + OH- (aq) H2O (l)

Die Arrhenius-Theorie hat mehrere Nachteile

• Es kann nur auf Reaktionen angewendet werden, die in Wasser auftreten, da es Säuren und Basen in Bezug darauf definiert, was passiert, wenn sich Verbindungen in Wasser lösen.
• Es tut dies nicht Erklären Sie, warum sich einige Verbindungen, in denen Wasserstoff eine Oxidationszahl von +1 hat (wie HCl), in Wasser lösen und saure Lösungen ergeben, während andere (wie CH4) dies nicht tun.
• Nur die Verbindungen, die das OH-Ion enthalten, können als Arrhenius-Basen klassifiziert werden. Die Arrhenius-Theorie kann nicht erklären, warum andere Verbindungen (wie Na2CO3) die charakteristischen Eigenschaften von Basen aufweisen.

Die Rolle von H + – und OH-Ionen in der Chemie wässriger Lösungen

Weil Sauerstoff (EN = 3,44) viel elektronegativer ist als Wasserstoff (EN = 2,20), sind die Elektronen in den HO-Bindungen in Wasserarenen „t wird zu gleichen Teilen von Wasserstoff und Oxygenatomen geteilt. Diese Elektronen werden zum Sauerstoffatom im Zentrum des Moleküls und von den Wasserstoffatomen an beiden Enden weggezogen. Infolgedessen ist das Wassermolekül polar. Das Oxygenatom trägt eine teilweise negative Ladung (-) und die Wasserstoffatome tragen eine teilweise positive Ladung (+).

Wenn sie sich trennen Wassermoleküle bilden daher ein positiv geladenes H + -Ion und ein negativ geladenes OH- -Ion.

Die entgegengesetzte Reaktion kann auch auftreten. H + -Ionen können sich mit OH- -Ionen zu neutralen Wassermolekülen verbinden.

Die Tatsache, dass Wassermoleküle unter Bildung von H + – und OH- -Ionen dissoziieren, die sich dann zu Wassermolekülen rekombinieren können, wird durch die folgende Gleichung angezeigt.

Inwieweit dissoziiert Wasser, um Ionen zu bilden?

Bei 25 ° C beträgt die Dichte von Wasser 0,9971 g / cm³ oder 0,9971 g / ml. Die Wasserkonzentration beträgt daher 55,35 molar.

Die Konzentration der H + – und OH- -Ionen, die durch die Dissoziation neutraler H2O-Moleküle bei dieser Temperatur gebildet wird, beträgt nur 1,0 · 10 & supmin; & sup7; mol / l. Das Verhältnis der Konzentration des H + (oder OH-) Ions zur Konzentration der neutralen H 2 O-Moleküle beträgt daher 1,8 × 10 –9.

Mit anderen Worten, nur etwa 2 Teile pro Milliarde (ppb) der Wassermoleküle dissoziieren bei Raumtemperatur in Ionen. Die folgende Abbildung zeigt ein Modell von 20 Wassermolekülen, von denen eines dissoziiert ist, um ein Paar von H + – und OH-Ionen zu bilden. Wenn diese Abbildung eine sehr hochauflösende Fotografie der Wasserstruktur wäre, würden wir durchschnittlich nur einmal pro 25 Millionen solcher Fotos auf ein Paar H + – und OH- -Ionen stoßen.

Die operative Definition von Säuren und Basen

Die Tatsache, dass Wasser in einer reversiblen Reaktion unter Bildung von H + – und OH-Ionen dissoziiert, ist die Grundlage für eine operative Definition von Säuren und Basen, die leistungsfähiger ist als die von Arrhenius vorgeschlagenen Definitionen. Im betrieblichen Sinne ist eine Säure jede Substanz, die die Konzentration des H + -Ions erhöht, wenn es sich in Wasser löst. Eine Base ist eine Substanz, die die Konzentration des OH-Ions erhöht, wenn es sich in Wasser löst.

Diese Definitionen verbinden die Theorie der Säuren und Basen mit einem einfachen Labortest für Säuren und Basen. Um zu entscheiden, ob eine Verbindung eine Säure oder eine Base ist, lösen wir sie in Wasser und testen die Lösung, um festzustellen, ob die H + – oder OH-Ionenkonzentration angestiegen ist.

Typische Säuren und Basen

Die Eigenschaften von Säuren und Basen ergeben sich aus Unterschieden zwischen der Chemie von Metallen und Nichtmetalle, wie aus der Chemie dieser Verbindungsklassen ersichtlich ist: Hydrogne, Oxide und Hydroxide.

Verbindungen, die an ein Nichtmetall gebundenen Wasserstoff enthalten, werden als Nichtmetallhydride bezeichnet. Da sie Wasserstoff im Oxidationszustand + 1 enthalten, können diese Verbindungen als Quelle des H + -Ions in Wasser wirken.

Metallhydride enthalten dagegen Wasserstoff, der an ein Metall gebunden ist. Da diese Verbindungen Wasserstoff in einer a-1-Oxidationsstufe enthalten, dissoziieren sie in Wasser unter Bildung des H- (oder Hydrid-) Ions.

Das H-Ion mit seinem Valenzelektronenpaar kann ein H + -Ion von einem Wassermolekül abziehen.

Da das Entfernen von H + -Ionen aus Wassermolekülen eine Möglichkeit darstellt, die OH-Ionenkonzentration bei der Lösung zu erhöhen, sind Metallhydride Basen.

Ein ähnliches Muster findet sich in der Chemie der durch Metalle und Nichtmetalle gebildeten Oxide. Nichtmetalloxide lösen sich in Wasser unter Bildung von Säuren. CO2 löst sich in Wasser zu Kohlensäure, SO3 zu Schwefelsäure und P4O10 reagiert mit Wasser zu Phosphorsäure.

Metalloxide auf der anderen Seite sind Basen. Metalloxide enthalten formal das O2-Ion, das mit Wasser unter Bildung eines Paares von OH-Ionen reagiert.

Metalloxide passen daher zur Betriebsdefinition von abase.

Wir sehen das gleiche Muster in der Chemie von Verbindungen, die das OH enthalten. oder Hydroxidgruppe. Metallhydroxide wie LiOH, NaOH, KOH und Ca (OH) 2 sind Basen.

Nichtmetallhydroxide, wie Hypochlorsäure (HOCl) sind Säuren.

Die folgende Tabelle fasst die in diesen drei Kategorien von Verbindungen beobachteten Trends zusammen. Metallhydride, Metalloxide und Metallhydroxide sind Basen. Nichtmetallhydride, Nichtmetalloxide und Nichtmetallhydroxide sind Säuren.

Typische Säuren und Basen

Die sauren Wasserstoffatome in den Nichtmetallhydroxiden in der obigen Tabelle sind nicht an den Stickstoff gebunden. Schwefel- oder Orphosphoratome. In jeder dieser Verbindungen ist der saure Wasserstoff an ein Sauerstoffatom gebunden. Diese Verbindungen sind daher alle Beispiele für Oxysäuren.

Skelettstrukturen für acht Oxysäuren sind in der folgenden Abbildung angegeben. In der Regel sauerstoffhaltige Säuren haben Gerüststrukturen, in denen die sauren Wasserstoffatome an Oxygenatome gebunden sind.

• Säuren reagieren mit Wasser, indem sie ein H + -Ion an ein neutrales Wassermolekül abgeben, um das H3O + -Ion zu bilden.

• Basen reagieren mit Wasser, indem sie ein H + -Ion aus einem Wassermolekül annehmen, um das OH-Ion zu bilden.

• Wassermoleküle können als Zwischenprodukte bei Säure-Base-Reaktionen wirken, indem sie H + -Ionen aus der Säure gewinnen.

und dann verlieren diese H + -Ionen an die Base.

Das Brnsted-Modell kann auf Säure-Base-Reaktionen in anderen Lösungsmitteln erweitert werden. Beispielsweise besteht bei Liquidammonia eine geringe Tendenz, dass ein H + -Ion von einem NH3-Molekül auf ein anderes übertragen wird, um die NH4 + – und NH2-Ionen zu bilden.

In Analogie zur Chemie wässriger Lösungen Wir schließen daraus, dass Säuren in flüssigem Ammoniak eine beliebige Quelle des NH4 + -Ions enthalten und dass Basen eine beliebige Quelle des NH2-Ions enthalten.

Das Brnsted-Modell kann sogar auf Reaktionen erweitert werden, die nicht in Lösung ablaufen. Ein klassisches Beispiel für eine Gas-Phaseacid-Base-Reaktion tritt auf, wenn offene Behälter mit konzentrierter Salzsäure und wässrigem Ammoniak nebeneinander gehalten werden Eine weiße Ammoniumchloridwolke bildet sich bald, wenn das aus einer Lösung austretende HCl-Gas mit dem NH3-Gas der anderen reagiert.

Diese Reaktion beinhaltet die Übertragung eines H + -Ions von HCl auf NH3 und ist daher eine Brnsted-Säure-Basereaktion, obwohl sie in der Gasphase auftritt.