Wissenschaft

Begriffe und Definitionen für Säuren und Basen

Es gibt verschiedene Methoden zur Definition von Säuren und Basen. Diese Definitionen widersprechen sich zwar nicht, unterscheiden sich jedoch darin, wie umfassend sie sind. Die gebräuchlichsten Definitionen von Säuren und Basen sind Arrhenius-Säuren und -Basen, Brønsted-Lowry-Säuren und -Basen sowie Lewis-Säuren und -Basen. Antoine Lavoisier. Humphry Davy und Justus Liebig machten ebenfalls Beobachtungen zu Säuren und Basen, formalisierten jedoch keine Definitionen.

Svante Arrhenius Säuren und Basen

Die Arrhenius-Theorie der Säuren und Basen stammt aus dem Jahr 1884 und baut auf seiner Beobachtung auf, dass Salze wie Natriumchlorid beim Eintauchen in Wasser in das, was er als Ionen bezeichnet, dissoziieren .

  • Säuren produzieren H + -Ionen in wässrigen Lösungen
  • Basen produzieren OH Ionen in wässrigen Lösungen
  • Wasser benötigt, erlaubt also nur wässrige Lösungen
  • es sind nur protische Säuren erlaubt; erforderlich, um Wasserstoffionen zu produzieren
  • Es sind nur Hydroxidbasen zulässig

Johannes Nicolaus Brønsted – Thomas Martin Lowry Säuren und Basen

Die Brønsted- oder Brønsted-Lowry-Theorie beschreibt Säure-Base-Reaktionen als eine Säure, die ein Proton freisetzt, und eine Base, die ein Proton akzeptiert . Während die Säuredefinition ziemlich genau der von Arrhenius vorgeschlagenen entspricht (ein Wasserstoffion ist ein Proton), ist die Definition dessen, was eine Base ausmacht, viel weiter gefasst.

  • Säuren sind Protonendonoren
  • Basen sind Protonenakzeptoren
  • wässrige Lösungen sind zulässig
  • Basen neben Hydroxiden sind zulässig
  • Es sind nur protische Säuren erlaubt

Gilbert Newton Lewis Säuren und Basen

Die Lewis-Theorie der Säuren und Basen ist das am wenigsten restriktive Modell. Es geht überhaupt nicht um Protonen, sondern ausschließlich um Elektronenpaare.

  • Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren
  • Basen sind Elektronenpaardonoren
  • am wenigsten einschränkend für die Säure-Base-Definitionen

Eigenschaften von Säuren und Basen

Robert Boyle beschrieb 1661 die Eigenschaften von Säuren und Basen. Diese Eigenschaften können verwendet werden, um leicht zwischen den beiden aufgebauten Chemikalien zu unterscheiden, ohne komplizierte Tests durchzuführen:

Säuren

  • schmecken sauer (schmecken Sie sie nicht!) – das Wort „Säure“ kommt vom lateinischen acere , was „sauer“ bedeutet.
  • Säuren sind ätzend
  • Säuren ändern Lackmus (einen blauen Pflanzenfarbstoff) von blau nach rot
  • Ihre wässrigen (Wasser-) Lösungen leiten elektrischen Strom (sind Elektrolyte).
  • reagieren mit Basen unter Bildung von Salzen und Wasser
  • Entwickeln von Wasserstoffgas (H 2 ) bei der Umsetzung mit einem aktiven Metall (wie Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Zink, Aluminium)

Gemeinsame Säuren

  • Zitronensäure (aus bestimmten Früchten und Gemüse, insbesondere Zitrusfrüchten)
  • Ascorbinsäure (Vitamin C, wie aus bestimmten Früchten)
  • Essig (5% Essigsäure)
  • Kohlensäure (zur Karbonisierung von Erfrischungsgetränken)
  • Milchsäure (in Buttermilch)

Basen

  • schmecke bitter (schmecke sie nicht!)
  • Fühlen Sie sich rutschig oder seifig (berühren Sie sie nicht willkürlich!)
  • Basen ändern nicht die Farbe von Lackmus; Sie können roten (angesäuerten) Lackmus wieder in Blau verwandeln
  • Ihre wässrigen (Wasser-) Lösungen leiten einen elektrischen Strom (sind Elektrolyte).
  • reagieren mit Säuren unter Bildung von Salzen und Wasser

Gemeinsame Grundlagen

  • Waschmittel
  • Seife
  • Lauge (NaOH)
  • Haushaltsammoniak (wässrig)

Starke und schwache Säuren und Basen

Die Stärke von Säuren und Basen hängt von ihrer Fähigkeit ab, in Wasser in ihre Ionen zu dissoziieren oder zu brechen. Eine starke Säure oder starke Base dissoziiert vollständig (z. B. HCl oder NaOH), während eine schwache Säure oder schwache Base nur teilweise dissoziiert (z. B. Essigsäure).

Die Säuredissoziationskonstante und die Basendissoziationskonstante geben die relative Stärke einer Säure oder Base an. Die Säuredissoziationskonstante K a ist die Gleichgewichtskonstante einer Säure-Base-Dissoziation:

HA + H 2 O ⇆ A + H 3 O +

wobei HA die Säure und A die konjugierte Base ist.

K a=[A ] [H 3 O + ] / [HA] [H < sub>2 O]

Dies wird verwendet, um pK a , die logarithmische Konstante , zu berechnen :

pk a=- log 10 K a

Je größer der pK a -Wert ist, desto geringer ist die Dissoziation der Säure und desto schwächer ist die Säure. Starke Säuren haben einen pK a von weniger als -2.

Similar Posts

Schreibe einen Kommentar

Deine E-Mail-Adresse wird nicht veröffentlicht. Erforderliche Felder sind mit * markiert.