Benutzer:Roland.chem/Ablage

Säure-Base-Reaktion

Zwischen einer Base B und seiner Säure $BH^{+}$ liegt in wässriger Lösung folgende Gleichgewichtsreaktion vor:

$\mathrm {B+H_{2}O} \,$Datei:Gleichgewicht.png$\mathrm {OH^{-}+BH^{+}} \,$

Nach dem Massenwirkungsgesetz wird die Lage des Gleichgewichtes durch die Gleichgewichtskonstante K beschrieben:

${\frac {c(\mathrm {OH} ^{-})\cdot c(\mathrm {BH} ^{+})}{c(\mathrm {B} )\cdot c(\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} )}}=K$

Da die Konzentration von Wasser ($\mathrm {c(H_{2}O)}$) bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sich $\mathrm {c(H_{2}O)}$ in die Konstante $K$ einbeziehen. Damit ergibt sich schließlich die Säurekonstante $K_{S}$:

$K_{\mathrm {b} }={\frac {c(\mathrm {B} \mathrm {H} ^{+})\cdot c(\mathrm {OH} ^{-})}{c(\mathrm {B} )}}$

Häufig wird der negative dekadische Logarithmus von $K_{\mathrm {b} }$, der sogenannte $\mathrm {p} K_{\mathrm {b} }$-Wert angegeben.

$\mathrm {p} K_{\mathrm {b} }=-\lg \left(K_{\mathrm {S} }\cdot \mathrm {\frac {l}{mol}} \right)=-\lg \left({\frac {c(\mathrm {B} \mathrm {H} ^{+})\cdot c(\mathrm {OH} ^{-})}{c(\mathrm {B} )}}\cdot \mathrm {\frac {l}{mol}} \right)$

Säurestärke

Die Eigenschaft eines bestimmten Stoffes als Säure zu reagieren ist untrennbar verknüpft mit seiner potentiellen Fähigkeit ein Proton ($H^{+}$) an einen Reaktionspartner zu übertragen. Man nennt eine solche Reaktion Protolyse. Die Stärke einer Säure beschreibt das Ausmass dieser Fähigkeit. Diese ist jedoch abhängig von der Fähigkeit eines Reaktionspartners das Proton aufzunehmen. Soll die Säurenstärke verschiedener Säuren verglichen werden, ist es sinnvoll die Wechselwirkung mit einem Standardreaktionspartner zu betrachten. Dieser ist in der Regel das Wasser, das auch in allen Vorgängen in der Natur die bedeutsamste Verbindung und Lösemittel ist. Die Reaktionsgleichung einer Säure HA in und mit Wasser kann so dargestellt werden:

$\mathrm {HA+H_{2}O} \,$Datei:Gleichgewicht.png$\mathrm {H_{3}O^{+}+A^{-}} \,$ (1)

In dieser Reaktion stellt sich schnell ein Gleichgewicht ein. Hier verfügt neben HA auch $H_{3}O^{+}$ über die Fähigkeit ein Proton an einen Reaktionspartner zu übertragen: Sie sind beide Säuren. $H_{2}O$ und auch $A^{-}$ haben hingegen die Fähigkeit ein Proton aufzunehmen, weswegen man sie beide als → Basen bezeichnet. Trennt man gedanklich die Standardreaktionspartner Wasser und $H_{3}O^{+}$ ab, bleiben HA und $A^{-}$ übrig. Da die Konzentrationen dieser Komponenten an ein Gleichbewicht gebunden sind, ist das Ausmass der Fähigkeit von HA eine Säure zu sein gekoppelt an das Ausmass der Fähigkeit von $A^{-}$ eine Base zu sein. Hat beispielweise HA ein grosses Potential ein Proton abzugegben und $A^{-}$ ein kleines Potential ein Proton auzunehen, nennt man HA eine starke Säure. Das Gleichgewicht (1) würde auf der rechten Seite stehen. Hätten beide Partner ein hohes oder beide Partner ein niedriges Potential, wäre HA eine schwache Säure. Das Gleichgewicht (1) würde in beiden Fällen auf der linken Seite stehen.

Die Säurekonstante (bzw. der pKs-Wert) als dimensionslose Zahl (ohne Maßeinheit) ist ein Maß für die Stärke einer Säure. Die Acidität ist umso größer, je geringer ihr $pK_{s}$-Wert ist. Der $pK_{s}$-Wert ist numerisch gleich dem pH-Wert einer Lösung, wenn HA und $A^{-}$ nach Gleichgewicht (1) in gleicher Konzentration vorliegen.

In wässrigen Lösungen dissoziieren sehr starken Säuren und sehr starke Basen vollständig zu $H_{3}O^{+}$- bzw. $OH^{-}$-Ionen. So lassen sich die unterschiedlichen Säurestärken von Chlorwasserstoff und Perchlorsäure in Wasser nicht mehr anhand des pH-Wertes unterscheiden. Hier spricht man vom nivellierenden Effekt (v. frz.: niveler = gleichmachen) des Wassers. Um auch sehr starke Säuren bezüglich der Säurestärke unterscheiden zu können, bestimmt man Gleichgewichtskonstanten in nichtwässrigen Lösungen und überträgt diese annäherungsweise auf das Lösungsmittel Wasser.

Der Standardreaktionspartner Wasser hat eine besondere Eigenschaft als Säure und Base reagieren zu können:

$H_{2}O\ +\ H_{2}O\ \;{\overrightarrow {\leftarrow }}\ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}$ (2)

Diese sogenannte Autoprotolyse erlaubt die Bestimmung das Ausmass der Fähigkeit einer Base ein Proton vom Wasser zu übernehmen und wird unter → Basenkonstante näher erläutert.

Phosphate

$\mathrm {H} _{3}\mathrm {PO} _{4}+\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} ~~{\overrightarrow {\leftarrow }}~~\mathrm {H} _{2}\mathrm {PO} _{4}^{-}+\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}$	$K_{s}=7{,}4\cdot 10^{-3}$	$pK_{s}=2{,}13$
$\mathrm {H} _{2}\mathrm {PO} _{4}^{-}+\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} ~~{\overrightarrow {\leftarrow }}~~\mathrm {H} \mathrm {PO} _{4}^{2-}+\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}$	$K_{s}=6{,}3\cdot 10^{-8}$	$pK_{s}=7{,}20$
$\mathrm {H} \mathrm {PO} _{4}^{2-}+\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} ~~{\overrightarrow {\leftarrow }}~~\mathrm {PO} _{4}^{3-}+\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}$	$K_{s}=4{,}4\cdot 10^{-13}$	$pK_{s}=12{,}36$

	Gleichgewichtsreaktionen	Gleichgewichtskonstante bei 25 °C	Datei:PH-Phosphat-plot.png
(1)	$\mathrm {H_{3}PO_{4}+H_{2}O~~{\overrightarrow {\leftarrow }}~~H_{2}PO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{a1}=\mathrm {\frac {[H_{2}PO_{4}^{-}][H_{3}O^{+}]}{[H_{3}PO_{4}]}} \simeq 7.5\times 10^{-3}$
(2)	$\mathrm {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O~~{\overrightarrow {\leftarrow }}~~HPO_{4}^{2-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{a2}=\mathrm {\frac {[HPO_{4}^{2-}][H_{3}O^{+}]}{[H_{2}PO_{4}^{-}]}} \simeq 6.2\times 10^{-8}$
(3)	$\mathrm {HPO_{4}^{2-}+H_{2}O~~{\overrightarrow {\leftarrow }}~~PO_{4}^{3-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{a3}=\mathrm {\frac {[PO_{4}^{3-}][H_{3}O^{+}]}{[HPO_{4}^{2-}]}} \simeq 2.14\times 10^{-13}$

Neutralisation (Chemie)

Unter Neutralisation wird in der Chemie die Aufhebung der (unter anderem) ätzenden Wirkung von Säuren oder Basen (= Laugen) verstanden. Die Grundlage der Neutralisation beruht auf der Tatsache, dass sich die Wirkungen einer Säure beim Mischen mit einer Base nicht addieren, sondern aufheben. So kann eine Säure mit einer geeigneten Menge einer Base und eine Base mit einer geeigneten Menge einer Säure neutralisiert werden.

In der Regel finden die Reaktionen in wässrigen Lösungen statt. Starke Säuren bilden in Wasser vollständig $H_{3}O^{+}$-Ionen, starke Basen $OH^{-}$-Ionen. Werden solche Lösungen zusammengegeben, bilden sich aus den Hydroxidionen und den Oxoniumionen Wasser.

$H_{3}O^{+}+OH^{-}\longrightarrow 2\ H_{2}O$

Säure + Base reagiert zu Wasser

Eine Säure und eine Base sind vollständig neutralisiert, wenn der Neutralpunkt, also der pH-Wert 7 erreicht wird. Die Neutralisation setzt große Energiemengen frei, es handelt sich um eine exotherme Reaktion.

Beispiel:

$H_{3}O^{+}+Cl^{-}+Na^{+}+OH^{-}\rightarrow Na^{+}+Cl^{-}+2\ H_{2}O$

Salzsäure + Natronlauge reagiert zu gelöstem Natriumchlorid und Wasser. (Bemerkung: In einigen Lehrbüchern wird gesagt: reagieren zu Salz + Wasser. Diese historische Formulierung steht im Zusammenhang mit dem Nachweis der Reaktionsrodukte durch Eindampfen der Lösung. Die bei der Neutralisation entstandenen Salze sind in der Regel im Wasser gelöst.)

Wird eine schwache Säure mit einer starken Base oder eine schwache Base mit einer starken Säure neutralisiert, kann der pH-Wert, bei dem eine vollständige Neutralisation vorliegt, unterschiedlich aufgefasst werden. Der oben genannte pH-Wert = 7 entspricht dem Wert von reinem Wasser und kann als "neutral" bezeichnet werden, da die "ätzende Wirkungen" vollständig aufgehoben sind. Die Komponenten der Säuren und Basen liegen beim Neutralpunkt aber nicht in gleicher Menge vor. In der Chemie wird bei einer vollständigen Neutralisation der pH-Wert beim → Äquivalenzpunkt bevorzugt als neutral bezeichnet. Hier liegen Säuren und Basen in gleicher Menge vor, der pH-Wert weicht aber von 7 ab.

[ [Kategorie:Chemische Reaktion] ]

Basen (Chemie)

Basen (griechisch βάση, basé - die Ausgangs-, Grundlage, das Fundament) sind chemische Verbindungen, die Protonen aufnehmen (Definition nach Brønsted) bzw. lokale Elektronenüberschüsse aufweisen (nach Lewis). Eine Base ist somit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu neutralisieren (Definition nach Brønsted). Der chemische Basenbegriff nach den verschiedenen Säure-Base-Konzepten kann unter Säuren gefunden werden.

Allgemein werden alle Verbindungen als Basen bezeichnet, die in wässriger Lösung in der Lage sind Hydroxid-Ionen (OH-) zu bilden, also den pH-Wert der Lösung zu erhöhen.

Historische Entwicklung des Begriffes "Base"

Der Begriff "Base" wurde im 17. Jhdt. von Chemikern wie O. Tachenius, R. Boyle und G.F. Rouelle eingeführt, weil "basische" Stoffe die nichtflüchtige Grundlage zur Fixierung flüchtiger Säuren (z. B.: Salzsäure) bilden und die Wirkung von Säuren aufheben können. Danach entwickelten sich für Basen und Säuren als ihre Gegenspieler schrittweise folgende Definitionen:

• A.L. Lavoisier: Säuren enthalten Sauerstoff. Lavoisier dachte, dass Säuren stets aus Nichtmetalloxiden und Wasser entstünden und Basen aus Metalloxiden und Wasser. So bekam das Element Sauerstoff seinen Namen.
• Sir Humphry Davy und Justus von Liebig: Säuren sind Wasserstoff-Verbindungen, der Wasserstoff ist durch Metalle ersetzbar (Salzebildung).
• Arrhenius-Base entsprechend der Arrhenius-Säure: Säuren dissoziieren beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Protonen - Basen unter Abgabe von Hydroxidionen.
• Brønsted-Base entsprechend der Brønsted-Säure: Basen (wie z.B. das Hydroxidion) nehmen in wässriger Lösung Protonen auf.
• Lewis-Base / Lewis-Säure
• Konzept der harten und weichen Säuren und Basen nach Pearson (HSAB-Konzept).

Was sind Basen?

Ohne näher auf Säure-Base-Theorien einzugehen, soll hier als Einstieg eine mögliche Betrachtungsweise beschrieben werden. Im engen Zusammenhang mit Basen stehen in der Regel und häufig ohne ausdrückliche Erwähnung die Anwesenheit und bestimmte Eigenschaften des Wassers. Reines Wasser unterliegt einer sogenannten Autoprotolyse. Hierbei entstehen aus dem Wasser in sehr kleinen und gleichen Mengen Oxoniumionen ($H_{3}O^{+}$) und Hydroxidionen ($OH^{-}$):

$H_{2}O\ +\ H_{2}O\ \;{\overrightarrow {\leftarrow }}\ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}$ (1)

In dieser Reaktionsgleichung des Wassers zeigt sich die Eigenschaft einer Base durch Bildung von $OH^{-}$-Ionen in Wasser. Gleichzeitig bilden sich $H_{3}O^{+}$-Ionen in Wasser, eine Eigenschaften, über die eine Säure verfügen kann. Man bezeichnet jedoch Wasser weder als eine Base, noch als eine Säure und nennt ihr Verhalten neutral. Dies bezieht sich auf den pH-Wert, der die Konzentration der $H_{3}O^{+}$-Ionen in Wasser angibt. Reines Wasser hat den pH-Wert von 7, eine sehr kleine Konzentration. Diese Reaktion ist -wie alle in diesem Abschnitt beschriebenen Reaktionen- eine Gleichgewichtsreaktion: Die Bildung der Ionen, sowie deren Vereinigung zu Wasser findet ständig und mit gleicher Häufigkeit statt. Neutral heisst also nicht, dass nichts passiert.

• Protonenakzeptor Protonen der Säure (= Protonendonator) abfängt:

Ca(OH)₂ $\;{\overrightarrow {\leftarrow }}\$ Ca²⁺ + 2 OH^-

OH^- + H₃O⁺ $\;{\overrightarrow {\leftarrow }}\$ H₂O

Ca(OH)₂ + 2 H₃O⁺ $\;{\overrightarrow {\leftarrow }}\$ Ca²⁺ + H₂O

Typen

• neutrale Basen: $NH_{3}$: $\mathrm {NH_{3}+H_{2}O\;{\overrightarrow {\leftarrow }}\ NH_{4}^{+}+OH^{-}}$
• anionische Basen: $OH^{-}$; $NaHCO_{3}$: $\mathrm {HCO_{3}^{-}+H_{2}O\;{\overrightarrow {\leftarrow }}\ H_{2}CO_{3}+OH^{-}}$
• kationische Basen: $\mathrm {[Zn(H_{2}O)_{6}]^{2+}+H_{2}O\;{\overrightarrow {\leftarrow }}\ [Zn(OH)(H_{2}O)_{5}]^{+}+OH^{-}}$

• einwertige Basen: NaOH
• zweiwertige Basen: $\mathrm {Ca(OH)_{2}}$

Begriffsammlung

• Alkalien

• Basenbildner: Metallhydroxide und Oxide wie z. B.: Calciumoxid (CaO) oder Bariumoxid (BaO). Diese Substanzen bilden mit Wasser die entsprechenden Hydroxide, welche sich unter alkalischer Reaktion in dem Wasser lösen.

• Laugen: Die wässrigen Lösungen von Basen werden als Laugen bezeichnet. Sie dissoziieren in Wasser in freie Metall-Ionen und Hydroxid-Ionen. z.B.: Natriumhydroxid (NaOH) → Natronlauge, Kaliumhydroxid (KOH) → Kalilauge

• Protonenakzeptor, Protonendonator

• Protolyse

• Basenstärke, Basizität

• Anhydrobasen ??

Stoffgruppen

• Metallhydroxide

• Metalloxide:
  CaO + H₂O $\rightarrow$ Ca(OH)₂
  Na₂O + H₂O $\rightarrow$ 2 NaOH

• Alkalische Reaktion beim Lösen von Feststoffen, ohne Anwesenheit von $OH^{-}$: Trinatriumphosphat, Natriumcarbonat

• unedle Metalle / Alkalimetalle: Das Alkalimetall kann zuvor auch durch direkte Einwirkung von den Hydronium ionen mit Wasser oxidiert werden. Bei der sehr heftigen Reaktion entwickelt sich neben der Natronlauge auch Wasserstoff, das sich durch die Reaktionswärme entzünden kann:
  2 Na + 2 H₂O $\rightarrow$ 2 NaOH + H₂

• Organische Basen: Zu den organischen Basen zählen ebenfalls alle Moleküle und Ionen, die unter Protonenaufnahme reagieren können (z.B. Pyridin, Amine als Abkömmlinge des Ammoniaks, deprotonierte Aminosäuren usw.). Als Organo-Basen oder organische Basen wird auch eine Klasse von Biomolekülen bezeichnet, die auf das Grundgerüst des Purins oder des Pyrimidins zurückgeführt werden.

Fragmente

• Ammoniak kann mit Säuren schon im Gasraum zu Salzen neutralisiert werden kann. So reagieren Ammoniakdämpfe von Ammoniakwasser mit Salzsäuredämpfen oberhalb der Flüssigkeitsphase zu Ammoniumchlorid-Rauch (Salmiaksalz)
• Calciumhydroxid (Ca(OH)₂) oder
• Bariumhydroxid (Ba(OH)₂).
• Das heißt der pH-Wert der Lösungen ist größer als 7. Diese Lösungen führen zu einer Rötung von Phenolphthalein-Lösung und eine Blaufärbung von rotem Lackmus-Papier.

Siehe hierzu auch:

• Nivellierender Effekt des Wassers
• für den Gebrauch des Begriffs "basische Aminosäure" siehe Aminosäure

Waschmittelzusammensetzung

Waschmittelzusammensetzung
Inhaltstoffe	Compaktwaschmittel (110 g/Waschgang)	Traditionelles Waschmittel (80er-Jahre) (250 g/Waschgang)
Tenside (Total)	i.d.R. < 15%; bis 25%	bis 15%
: Seifen	um 3%	um 3%
: lineare Alkylbenzolsulfonate	um 9%	um 6%
: Fettalkoholethoylate	5%	gut 2%
Enthärter
: Zeolith A	30%	-
: Pentanatriumtriphosphat	-	35%
Waschalkalien
: Natriumcarbonat	12 %	-
Stellmittel
: Natriumsulfat	-	20 - 30 %
Bleichmittel und Bleichaktivatoren
: Natriumperborat-Tetrahydrat	20 %	20 %
: TAED	3%	-
Polycarboxylate	2.4 %	-
Enzyme	um 0.5 %	-

Ester

Säure	Alkohol	Ester
einfache Carbonsäureester am Beispiel der Essigsäure
Datei:ZuEster Essigsäure.png Essigsäure	Datei:ZuEster Methanol.png Methanol	Datei:ZuEster Essigsäuremethylester.png Essigsäuremethylester
	Datei:ZuEster Ethanol.png Ethanol	Datei:ZuEster Essigsäureethylester.png Essigsäureethylester
	Datei:ZuEster Butanol.png Butanol	Datei:ZuEster Essigsäurebutylester.png Essigsäurebutylester
Lactone: innere Carbonsäureester
Datei:ZuEster 4-Hydroxybutansäure.png 4-Hydroxybutansäure		Datei:ZuEster Lacton.png γ-Butyrolacton
Fette und Öle
Datei:ZuEster Hexansäure.png als Beispiel: Hexansäure (allg.: -> Fettsäuren)	Datei:ZuEster Glycerin.png Glycerin	Datei:ZuEster Fette.png Triglyceride