Säuren und Basen

Säuren und Basen




Der pH - Wert

pH ist die Abkürzung für potentia hydrogenii, wortwörtlich übersetzt heißt dies soviel wie, die Kraft des Hydrogeniums.
Der pH - Wert gibt die Wasserstoffionenkonzentration einer Säure oder Base an ,
einfach gesagt, steht der pH - Wert für die Anzahl der in der Lösung enthaltenden Wasserstoffionen.
Doch es war ein langer Weg zum pH - Wert und um den pH - Wert zu verstehen, muss man verstehen wie die Chemiker den pH - Wert errechneten.
Die moderne Erforschung der Säuren und Basen fing 1883 mit der Arrheniussen Ionentheorie an. Svante August Arrhenius ( *19.02.1856 U02.10.1927 ), ein schwedischer Physikochemiker, stellte 1887 seine Theorie zur elektrolytischen Dissoziation fertig. Um 1880 dachte man, dass Ionen in einer wäßrigen Lösung nur durch anlegen einer elektrischen Spannung entstehen würden. Das war auch nicht falsch, aber Ionen können auch durch Redoxvorgänge entstehen und dies erkannte Arrhenius als Erster.
Die Definition einer Säure und einer Base lautet nach Arrhenius.


Eine Säure ist eine Substanz die in Wasser gelöst die Fähigkeit besitzt H⁺Kationen zu bilden.
Eine Base ist eine Substanz die in Wasser gelöst die Fähigkeit besitzt OH^- Anionen
zu bilden.


Arrhenius beschrieb auch wie sich ein Salzmolekül in Kat - und Anionen dissolvierd und so den elektrischen Strom leiten kann, diese Theorie nannte er elektrolytische Dissoziation. Elektrolytisch stammt von dem Wort Elektrolyt, ein echter Elektrolyt ist meistens ein Ionengitter bildendes Salz. Dissoziation heißt einfach nur Teilung.
Die Grundzerfallsvorgang der Arrhenius Theorie bei Salzsäure lautet :



HCl + H₂0ó H₃O⁺_(aq) + Cl^- _(aq)



Die Neutralisation bei H⁺ + OH^- lautet.


H⁺_(aq)+ OH^- _(aq)ó H₂O


Durch diese Neutralisationsformel erklärte Arrhenius warum beim Neutralisieren einer Säure mit einer Base nur Wasser und Salz zurückbleibt.
Das hörte sich logisch an und für seine Theorie bekam Arrhenius den
Chemie Nobel Preis.
Doch schon nach einiger Zeit merkte man, dass die Theorie nicht ganz stimmen konnte. Zwei Chemiker erweiterten 1923 unabhängig voneinander den Säure - Base Begriff. Der Eine war Johannes Nikolaus Brönsted
(dänischer Chemiker *1879 U1947),
der Andere war der englische Chemiker Thomas Martin Lowry (*1874 U1936).
In der Brönsted - Lowry Theorie auch Protolyse genannt wird der Begriff Säure und Base etwas anders erklärt.

Eine Säure ist eine Substanz die Protonen abgeben kann, damit sind Säuren Protonendonatoren
( lat. donare = geben ).
Eine Base ist eine Substanz die Protonen aufnehmen kann, deshalb nennt man sie Protonenakzeptoren
( lat. accepare = annehmen ).

Es gibt auch Substanzen die sowohl Donatoren als auch Akzeptoren sein können, diese Substanzen nennt man Ampholyten.
Eine dieser Substanzen ist Wasser ( H₂O ).
Nach der Brönsted - Lowry Definition kann nicht jede Säure mit jeder beliebigen Base verbinden. Dies ist eine sehr kleine Auswahl der Säure/Base Reihe.

Säure	Base
HCl	Cl-
H3O+	H2O
H2O	OH-
NH4+	NH3
H2SO4	HSO4-
HSO4-	SO4 2 -

Um diese Beziehung auszudrücken sagt man :
HCl ist die konjugierte Säure zu Cl^- .
Oder man sagt :
Cl^- ist die konjugierte Base zu HCl.


Eine weitere Erneuerung der Protolyse war, dass H⁺ Kationen nicht existieren, denn ein einzelnes Proton hat eine extrem starke positive elektromagnetische Anziehungskraft und so verbindet sich das Proton sofort ( innerhalb von 10 ^{- 13}sec ) mit einem H₂O Molekül indem es eine Elektronenpaarbindung mit dem freien Sauerstoff Elektronenpaar einnimmt. Also gibt es keine freien H⁺ Kationen es gibt nur H₃O Ionen, und nicht einmal H₃O Ionen können lange Zeit existieren, denn sie sind extrem bipolar, deshalb verbindet sich ein H₃O Ion mit zwei H₂O Molekülen und bildet H₉O₄⁺.

Die folgende Zeichnung wird diesen Vorgang etwas erläutern.



Eigentlich müsste jetzt die Lewis Theorie folgen, da sie aber nur wenig zur pH - Wert Berechnung zu tun hat habe ich sie aus Platz und Zeitgründen nur mit einigen Sätzen erläutert.
Arrhenius, Brönsted und Lowry fixierten sich nur auf prototrope Substanzen, d.h. sie beschränkten sich nur auf wasserstoffhaltige Substanzen.
Nun gab es aber auch Lösungen die nicht prototrop sind aber trotzdem den Charakter einer Säure haben. Deshalb erweiterte Lewis die Definition einer Säure so, das auch diese Substanzen als Säure angesehen werden können. Um Verwirrungen zu vermeiden werden prototrope Säuren als Brönsted Säuren bezeichnet und nichtprototrope Säuren werden als Lewis Säuren bezeichnet.
Nun war man an den Punkt angelangt an dem man die Stärke einer Säure messen wollte.
Wieder ein dänischer Chemiker namens Sören Sörensen
(*09.01.1886 U13.02.1939) entwickelte eine Methode mit dem man die Stärke einer Säure zuverlässig bestimmen kann. Bisher war es nur möglich die Stärke einer Säure mit Hilfe sehr empfindlicher elektronischer Geräte zu messen, man maß einfach den Leitwert des Stoffes und so konnte man Rückschlüsse auf die Ionenanzahl schließen die ja bekanntlich die elektrische Leitfähigkeit ausmacht.

Doch diese Methode war zu ungenau, teuer und hatte im Verhältnis zu den Bemühungen nur wenig praktischen Sinn. Folglich dachte man über eine andere Methode nach die Stärke einer Säure in einer Einheit anzugeben und berechnen zu können.
Erst einmal brauchte man einen Mittelwert, den Neutralpunkt den man ja eigentlich bei absolut reinem aqua destillata haben müsste, doch auch bei den genausten Messungen und den optimalsten Destilliermethoden zeigten die Meßgeräte immer eine geringe Leitfähigkeit. Wie lässt sich das erklären.
Wenn wir davon ausgehen, dass wir eine Flüssigkeit nur aus H₂O Molekülen vorliegen haben dürfte diese Substanz, die wir Wasser nennen, eigentlich nicht leiten, doch sie tut es wieder zum Erstaunen des wieder mal in die Irre geführten Appler's.
Es müssen irgendwie Ionen entstanden sein, nur aus welchen Stoff ?
Wir haben nur einen Stoff zur Auswahl das H₂O Molekül.
Es gibt nur eine mögliche Reaktion bei der aus H₂O Molekülen Ionen entstehen können die wie folgt lautet :


H₂O + H₂O ó H₃O⁺ + OH^-



Damit hätten wir einen zuverlässige Konstante K_w die sich wie folgt errechnet :


[H₃O⁺] x [OH^- ] =K_w


Die in eckigen Klammern geschriebenen Ionenformeln stehen für die
Konzentration ( c ) der Ionen.
Sörensen entdeckte das der negative logarhytmische Exponent der
Wasserstoffionenkonzentration ( K_w ) ein gut zu errechnender Wert ist, der sich auf alle Säuren und Basen übertragen
Demnach lautet die Formel für den pH - Wert.




pH = - log [H₃O^- ]












Jetzt haben wir eine Formel und setzen als Beispiel die Werte von Natronlauge ein.


1 _x10^{- 14} mol = c = 2 _x10 ^{- 14}mol/l
0,5 l
pH _Natronlauge = - (log 2 + log 10^{- 14}) = - ( 0,301029995664 - 14 ) oder auch kürzer
pH _Natronlauge = - ( log 2 _x10 ^{- 14})

pH _Natronlauge = 13,69897000434


Zum Vergleich berechnen wir den pH - Wert einer Säure wie z.B. der Salzsäure.


0,1 mol/l = c =1 _{x10 -} ¹ mol/l

pH _Salzsäure = - ( log 1 _x10^{- 1} )

pH _Salzsäure = +1


Zuletzt berechnen wir den pH - Wert von Wasser (aqua destillata !!! ).


c =1 _x10^{- 7} mol/l

pH _Wasser = - (log 1 _x10^{- 7})

pH _Wasser = + 7


Man könnten diese Rechnungen mit allen Säuren und Basen durchführen und würde erkennen, dass alle Substanzen mit einem pH - Wert von 0 bis 7 Säuren sind, und alle Substanzen mit einem pH - Wert von 7 bis 14 Laugen.
Außer der elektronischen Meßmethode des pH - Wertes, die man auch potentiometrisch nennt, gibt es noch die Indikatoren wie z.B. Lackmus ein Farbstoff der Flechte, Kornblumenfarbstoff und auch Rotkohlfarbstoff.
Leider sind diese Indikatoren sehr ungenau. schon bei 0,1 bis 0,2 pH wird der Indikator ungenau. um die Genauigkeit zu verbessern mischt man verschiedene Indikatoren und tränkt damit einen Papierstreifen den man dann Universalindikator nennt, diese sind etwas genauer.
Soweit zum pH - Wert, der nächste große Schritt in der anorganischen Lehre der Säuren und Basen war die Messung der Stärke einer Säure wobei sich der Begriff Stärke auf die Protonendonatoren und Protonenakzeptoren bezieht.


Quellenangabe

- Allgemeine Chemie: Theorie und Praxis
Günter Baars / Hans Rudolf Christen
Diesterweg - Sauerländer Verlag
Schulbibliothek (entleihbar)

- Mentor Lernhilfe Chemie : Allgemeine und anorganische Chemie Band 1 Basiswissen
Heribert Krampf
Mentor Verlag München
Schulbibliothek (entleihbar)

- Mentor Lernhilfe Chemie : Allgemeine und anorganische Chemie Band 2 Aufbauwissen
Heribert Krampf
Mentor Verlag München
Schulbibliothek (entleihbar)

- Lehrbuch der anorganischen Chemie
Nils Wilberg
Arnold F. Holbuch
de Guyter - Verlag
Schulbibliothek (entleihbar)

- Lexikon der Biochemie und Molekularbiologie
Manfred Eigen
Herder Verlag
Schulbibliothek (nicht entleihbar)

- Römpp Lexikon: Biotechnologie
Rolf D.Schmid
Wolfgang E.Trommer
Thieme - Verlag
Schulbibliothek (nicht entleihbar)

- Römpp Lexikon: Chemie
Jürgen Falks
Manfred Regitz
Thieme - Verlag
Schulbibliothek (nicht entleihbar)

- Brockhaus: Naturwissenschaften und Technik
Brockhaus - Verlag
Schulbibliothek (nicht entleihbar)

- Chemie
Hans Rudolf Christen
Diesterweg/Salle - Sauerländer Verlag
Schulbibliothek (entleihbar)

- dtv Atlas zur Chemie Band 1 und Band 2
Allgemeine und anorganische Chemie
Hans Breuer
Deutscher - Taschenbuch - Verlag
Schulbibliothek (nicht entleihbar)

- Studienbücher: Chemie
Säure\Base - Gleichgewichte
Redoxvorgänge
Hans Rudolf Christen
Diesterweg/Salle Sauerländer - Verlag
entliehen von Hr.Joachimn Busch

- Brockhaus Enzyklopädie
Brockhaus - Verlag
Schulbibliothek (nicht entleihbar)

- Meyers enzyklopädisches Lexikon
Meyer - Verlag
Schulbibliothek (nicht entleihbar)

- Harenbergs Personenlexikon des 20. Jahrhundert
Harenberg - Verlag
Schulbibliothek (nicht entleihbar)


Der Text wurde geschrieben mit Microsoft Word 6.0a

1595 Worte in "deutsch"  als "hilfreich"  bewertet