Säure - Acid


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Zinc , ein typisches Metall, mit Umsetzung von Salzsäure , eine typische Säure

Eine Säure ist ein Molekül oder Ion fähig ist , eine schieb Hydron (Proton oder Wasserstoffion H + ), oder alternativ dazu fähig ist , eine bildende kovalenten Bindung mit einem Elektronenpaar (a Lewis - Säure ).

Die erste Kategorie von Säuren ist die Protonenspender oder Brønsted - Säure . Im speziellen Fall von wässrigen Lösungen , Protonendonoren bilden das Hydroniumion H 3 O + und sind bekannt als Arrhenius Säure . Brønsted und Lowry verallgemeinert die Arrhenius Theorie nicht-wässrige Lösungsmittel enthalten. Eine Brönsted oder Arrhenius - Säure enthält in der Regel ein Wasserstoffatom an eine chemische Struktur gebunden ist, die nach dem Verlust von H noch energetisch günstig ist + .

Wässrige Arrhenius Säuren haben charakteristische Eigenschaften , die eine praktische Beschreibung einer Säure liefern. Acids Bildung von wässrigen Lösungen mit einem sauren Geschmack kann blau drehen Lackmus rot, und reagiert mit Basen und bestimmten Metallen (wie Kalzium ) zur Bildung Salz . Das Wort Säure wird aus dem abgeleiteten Latin acidus / acéré Bedeutung sauer . Eine wässrige Lösung einer Säure einen pH - Wert von weniger als 7 und umgangssprachlich auch als ‚Säure‘ (wie in ‚gelöst in Säure‘) bezeichnet, während die strenge Definition bezieht sich nur auf den gelösten Stoff . Ein niedrigerer pH - Wert bedeutet einen höheren Säuregehalt und damit eine höhere Konzentration der positiven Wasserstoffionen in der Lösung . Chemikalien oder Substanzen , die die Eigenschaft einer Säure aufweisen, die zu sauer .

Gemeinsame wässrige Säuren umfassen Chlorwasserstoffsäure (eine Lösung von Chlorwasserstoff , das in gefunden wird Magensäure im Magen und aktiviert Verdauungsenzyme ), Essigsäure (Essig ist eine verdünnte wässrige Lösung dieses liquid), Schwefelsäure (in verwendeten Autobatterien ), und Zitronensäure (in Zitrusfrüchten). Wie diese Beispiele zeigen, können Säuren (in der Umgang sense) Lösungen oder reine Substanzen sein, und können von Säuren (im engeren Sinne) abgeleitet werden, die Feststoffe, Flüssigkeiten oder Gase sind. Starke Säuren und einige konzentrierte schwache Säuren sind ätzende , aber es gibt Ausnahmen wie Carborane und Borsäure .

Die zweite Kategorie von Säuren sind Lewis - Säuren , die eine kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar bilden. Ein Beispiel ist Bortrifluorid (BF 3 ), dessen Boratom hat einen vakanten Orbital die eine kovalente Bindung durch die gemeinsame Nutzung eines freien Elektronenpaar an ein Atom in einer Base, zum Beispiel Form kann das Stickstoffatom in Ammoniak (NH 3 ). Lewis betrachten dies als eine Verallgemeinerung des Brønsted definitions so dass eine Säure eine chemische Spezies ist , die entweder direkt Elektronenpaare akzeptiert oder durch Protonen (H Loslassen + ) in die Lösung, die dann Elektronenpaare annehmen. Jedoch, Chlorwasserstoff, Essigsäure, und die meisten anderen Brønsted-Lowry - Säuren können nicht eine kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar und sind daher nicht Lewis - Säuren bilden. Umgekehrt Säuren viele Lewis - Säuren sind nicht Arrhenius oder Brønsted-Lowry. In der modernen Terminologie, eine Säure ist implizit eine Brönstedsäure und nicht eine Lewis - Säure, da Chemiker an eine Lewis - Säure beziehen sich fast immer ausdrücklich als eine Lewis - Säure .

Definitionen und Konzepte

Moderne Definitionen werden mit den grundlegenden chemischen Reaktionen, die für alle Säuren besorgt.

Die meisten im Alltag begegnet Säuren sind wässrige Lösungen oder können in Wasser gelöst werden, so dass die Arrhenius und Brønsted-Lowry - Definitionen sind die wichtigsten.

Die Brønsted-Lowry - Definition ist die am weitesten verbreitete Definition; soweit nicht anders spezifiziert, sind Säure-Base - Reaktionen angenommen , um die Übertragung eines Protons (H einzubinden + ) von einer Säure auf eine Base.

Hydroniumionen sind Säuren nach allen drei Definitionen. Obwohl Alkohole und Amine können Bronsted-Lowry - Säuren sein, sie können auch als Lewis - Basen durch die freien Elektronenpaare auf ihre Sauerstoff und Stickstoffatomen.

Arrhenius Säuren

Svante Arrhenius

Der schwedische Chemiker Svante Arrhenius zurückzuführen Die Eigenschaften von Acidität Wasserstoffionen (H + ) oder Protonen in 1884. Ein Arrhenius - Säure ist eine Substanz , die, wenn sie zu Wasser gegeben, um die Konzentration von H steigert + -Ionen im Wasser. Man beachte , dass Chemiker schreiben häufig H + ( aq ) und an die beziehen Wasserstoffion , wenn Säure-Base - Reaktionen beschreiben , sondern auch den Wasserstoffkern, einen Proton , existiert nicht allein in Wasser, existiert es als das Hydroniumion, H 3 O + . Somit kann eine Arrhenius - Säure auch als eine Substanz beschrieben, die die Konzentration der Hydroniumionen ansteigen , wenn zu Wasser gegeben. Beispiele umfassen molekulare Substanzen wie HCl und Essigsäure.

Eine Arrhenius Basis , auf der anderen Seite, ist eine Substanz , welche die Konzentration von Erhöhungen Hydroxid (OH - ) -Ionen wenn er in Wasser gelöst. Dies verringert die Konzentration der Hydroniumionen , weil die Ionen reagieren H zu bilden , 2 O - Moleküle:

H 3 O +
(aq)
+ OH -
(aq)
⇌ H 2 O (l) + H 2 O (l)

Aufgrund dieses Gleichgewichts wird jede Erhöhung in der Konzentration der Hydroniumionen durch eine Abnahme der Konzentration von Hydroxid einher. Somit könnte auch eine Arrhenius-Säure gesagt werden, eine, die Hydroxid-Konzentration abnimmt, während eine Arrhenius Basis erhöht.

In einer sauren Lösung, ist die Konzentration der Hydroniumionen größer als 10 -7 Mol pro Liter. Da pH - Wert als negativer Logarithmus der Konzentration der Hydroniumionen definiert ist, saure Lösungen haben somit einen pH - Wert von weniger als 7.

Brønsted-Lowry-Säuren

Essigsäure, CH 3 COOH, ist aus einer Methylgruppe zusammensetzt, CH3, gebunden chemisch an eine Carboxylatgruppe, COOH.  Die Carboxylatgruppe kann ein Proton verlieren und spendet es zu einem Wassermolekül, H20, hinter einem Acetatanion CH3COO Abgang und ein Hydronium-Kation H3O erzeugen.  Dies ist eine Gleichgewichtsreaktion, so dass der umgekehrte Prozess kann auch stattfinden.
Essigsäure , eine schwache Säure , spendet einen Proton (Wasserstoffion, grün markiert) zu Wasser in einer Gleichgewichtsreaktion , die geben Acetat - Ion und das Hydronium - Ion. Rot: Sauerstoff, schwarz: Kohlenstoff, weiß: Wasserstoff.

Während das Arrhenius - Konzept zur Beschreibung viele Reaktionen nützlich ist, ist es auch ganz in seinem Umfang begrenzt. Im Jahr 1923 Chemiker Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Martin Lowry unabhängig anerkannt , dass Säure-Base - Reaktionen , die die Übertragung eines Protons beteiligen. Eine Bronsted-Lowry - Säure (oder einfach Brønsted - Säure) ist eine Spezies , die einen Proton an eine Brönsted-Lowry - Base spendet. Brønsted-Lowry - Säure-Base - Theorie hat mehrere Vorteile gegenüber der Theorie Arrhenius. Man betrachte die folgenden Reaktionen von Essigsäure (CH 3 COOH), der organischen Säure , die Essig seinen charakteristischen Geschmack verleiht:

CH
3
COOH
+H
2
O
CH
3
COO -
+ H
3
O +
CH
3
COOH
+NH
3
CH
3
COO -
+ NH +
4

Beide Theorien leicht beschreiben die erste Reaktion: CH 3 COOH fungiert als Arrhenius - Säure , weil sie als eine Quelle von H fungiert 3 O + , wenn in Wasser gelöst, und es fungiert als Brønsted - Säure durch ein Proton zu Wasser spendet. In dem zweiten Beispiel CH 3 erfährt COOH die gleiche Transformation, in diesem Fall , einen Proton zu Ammoniak (NH abgebende 3 ), sondern an die Arrhenius Definition eines sauren nicht betreffen , da die Reaktion Hydronium nicht erzeugen. Nichtsdestoweniger, CH 3 COOH sowohl eine Arrhenius und eine Bronsted-Lowry - Säure.

Brønsted-Lowry - Theorie kann verwendet werden , um Reaktionen zu beschreiben , von Molekülverbindungen in nicht - wässriger Lösung oder die Gasphase. Chlorwasserstoff (HCl) und Ammoniak kombinieren unter mehreren unterschiedlichen Bedingungen zu formen Ammoniumchlorid , NH 4 Cl. In wässriger Lösung verhält HCl wie Salzsäure und existiert als Hydronium und Chloridionen. Die folgenden Reaktionen zeigen die Grenzen der Arrhenius-Definition:

  1. H 3 O +
    (aq)
    + Cl -
    (aq)
    + NH 3 → Cl -
    (aq)
    + NH +
    4
    (aq) + H 2 O
  2. HCl (Benzol) + NH 3 (Benzol) → NH 4 Cl (n)
  3. HCl (g) + NH 3 (g) → NH 4 Cl (n)

Da mit der Essigsäure Reaktionen arbeiten beide Definitionen für das erste Beispiel, in dem das Lösungsmittel Wasser ist und Hydroniumionen durch die HCI gelösten Stoff gebildet wird. Die nächsten beiden Reaktionen nicht die Bildung von Ionen umfassen , sind aber nach wie vor Protonentransferreaktionen. In dem zweiten Reaktion von Chlorwasserstoff und Ammoniak (gelöst in Benzol ) reagiert in einem Benzollösungsmittel und in der dritten gasförmigen HCl und NH festes Ammoniumchlorid bilden 3 kombiniert unter Bildung den Feststoffen.

Lewis-Sauren

Ein drittes, nur marginal verwandtes Konzept wurde 1923 von vorgeschlagen Gilbert N. Lewis , die Reaktionen mit Säure-Base - Eigenschaften enthält , die nicht einen Protonentransfer beinhalten kann. Eine Lewis - Säure ist eine Spezies , die ein Elektronenpaar von einer anderen Spezies übernimmt; Mit anderen Worten, es ist ein Elektronenpaar - Akzeptor. Brönsted - Säure-Base - Reaktionen sind Proton - Transfer - Reaktionen während Lewis - Säure-Base - Reaktionen Paar Transfers Elektron. Viele Lewis - Säuren sind nicht Brønsted-Lowry - Säuren. Im Gegensatz , wie die folgenden Reaktionen in Bezug auf die Säure-Base - Chemie beschrieben sind:

LewisAcid.png

In der ersten Reaktion wird ein Fluoridion , F - , gibt ein up Elektronenpaar an Bortrifluorid zur Produktform - tetrafluorborat . Fluoride „verlieren“ , ein Paar von Valenzelektronen da die Elektronen in der B-F - Bindung geteilt sind im Bereich des Raumes zwischen den beiden Atom angeordnet Kernen und sind daher weiter entfernt von dem Fluor Kern als in der lone Fluoridion sind. BF 3 ist eine Lewis - Säure , weil es das Elektronenpaar von Fluorid akzeptiert. Diese Reaktion kann nicht in Bezug auf die Brønsted - Theorie beschrieben werden , weil dort kein Protonentransfer ist. Die zweite Reaktion kann unter Verwendung entweder der Theorie beschrieben. Ein Proton wird aus einer nicht näher Brønsted Säure zu Ammoniak, eine Brønsted - Base überführt; Alternativ wirkt Ammoniak als Lewis - Base und überträgt ein einsames Elektronenpaar , eine Bindung mit einem Wasserstoffionen zu bilden. Die Spezies, die das Elektronenpaar gewinnt , ist die Lewis - Säure; beispielsweise das Sauerstoffatom in H 3 O + gewinnt ein Elektronenpaar , wenn eines der H-O - Bindungen aufgebrochen ist , und die Elektronen in der Bindung lokalisiert wurde auf Sauerstoff geteilt. Je nach Kontext kann auch eine Lewis - Säure , wie beschrieben wird als Oxidationsmittel oder ein Elektrophil . Organic Brønsted - Säuren, wie Essig-, Zitronen- oder Oxalsäure, sind nicht Lewis - Säuren. Sie zerfallen in Wasser , das eine Lewis - Säure, H zu erzeugen + , aber gleichzeitig auch eine gleiche Menge eines Lewis - Base - Ausbeute (Acetat, Citrat oder Oxalat, jeweils für die genannten Säuren). Wenige, wenn überhaupt, der diskutierten Säuren im folgenden sind Lewis - Säuren.

Dissoziation und Gleichgewicht

Umsetzungen von Säuren werden oft in Form HA ⇌ H generali + + A - , wobei HA die Säure und A - die konjugierte Base . Diese Reaktion wird als protolysis . Die protonierte Form (HA) ein Säure wird auch gelegentlich als die genannte freie Säure .

Säure-Base - konjugierten Paaren unterscheiden sich um ein Proton, und kann durch die Addition oder Entfernung eines Protons (ineinander umgewandelt werden Protonierung und Deprotonierung , beziehungsweise). Man beachte , dass die Säure die geladene Spezies werden kann und die konjugierten Base kann neutral sein , wobei in diesem Fall das verallgemeinerte Reaktionsschema als HA geschrieben werden kann + ⇌ H + + A. existiert ein In - Lösung Gleichgewicht zwischen der Säure und ihrer konjugierten Base. Die Gleichgewichtskonstante K ist ein Ausdruck der Gleichgewichtskonzentrationen der Moleküle oder die Ionen in der Lösung. Eckige Klammern zeigen Konzentration, so dass [H 2 O] bedeutet die Konzentration von H 2 O . Die Säuredissoziationskonstante K a ist im Zusammenhang mit den Säure-Base - Reaktionen eingesetzt. Der numerische Wert von K a ist gleich das Produkt der Konzentrationen der von der Konzentration der Reaktionspartner geteilt Produkte, bei denen der Reaktant die Säure (HA) und die Produkte der konjugierten Base und H + .

Die stärkere der beiden Säuren haben einen höheren K a als die schwächeren Säure; das Verhältnis von Wasserstoffionen zu Säure wird für die stärkere Säure höher sein , da die stärkere Säure eine größere Tendenz ihrer Protonen- zu verlieren hat. Da der Bereich der möglichen Werte für K a viele Größenordnungen erstreckt sich über eine überschaubare Konstante, p K a wird häufiger verwendet, wobei p K a = log 10 K ein . Stärkere Säuren einen geringeren p K a als schwächere Säuren. Experimentell bestimmt p K a bei 25 ° C in wässriger Lösung , werden oft in Lehrbüchern und Referenzmaterial zitiert.

Nomenklatur

Im klassischen Namenssystem werden Säuren nach ihren Namen Anionen . Das ionische suffix ist unten mit einem neuen suffix (und manchmal prefix) gelöscht und ersetzt, entsprechend der Tabelle. Zum Beispiel hat HCI Chlorid als Anion darstellt, so dass die Endung -ide sie die Form macht Salzsäure . In der IUPAC Naming System „wäßrig“ wird einfach auf den Namen der ionischen Verbindung zugesetzt. Somit für Chlorwasserstoff, würde die IUPAC - Bezeichnung wässriger Chlorwasserstoff sein. Die Vorsilbe „Hydro-“ addiert nur dann , wenn die Säure aus nur Wasserstoff und einem anderen Element besteht.

Klassik Benennungssystem:

Anionen-Präfix Anion Nachsilbe Säure Vorsilbe Säure Nachsilbe Beispiel
pro pro IC-Säure Perchlorsäure (HClO 4 )
IC-Säure Chlorsäure (HClO 3 )
ite ous saure Chlorsäure (HClO 2 )
hypo ite hypo ous saure Hypochlorsäure (HClO)
ide hydro IC-Säure Salzsäure (HCl)

Säurestärke

Die Stärke einer Säure bezieht sich auf seine Fähigkeit oder Neigung , ein Proton zu verlieren. Ein starker Säure ist eine , die in Wasser vollständig dissoziiert; Mit anderen Worten, ein Mol löst sich von einer starken Säure HA in Wasser ein Mol H Nachgeben + und einem Mol des konjugierten Base, A - , und keiner der protonierten sauren HA. Im Gegensatz dazu zerfällt nur eine schwache Säure und teilweise im Gleichgewicht sowohl die Säure und die konjugierte Base in Lösung. Beispiele für starke Säuren sind Salzsäure (HCl), Jodwasserstoffsäure (HALLO), Bromwasserstoffsäure (HBr), Perchlorsäure (HClO 4 ), Salpetersäure (HNO 3 ) und Schwefelsäure (H 2 SO 4 ). In Wasser von diesen jeweils ionisiert wesentlichen 100%. Die stärkere eine Säure ist, desto mehr verliert leicht ein Proton H + . Zwei Schlüsselfaktoren , die zu der Leichtigkeit der Deprotonierung beitragen , sind die Polarität der H-eine Bindung ist und die Größe des Atoms A, die die Stärke der H-Bindung bestimmt A. Säurestärken werden auch oft im Hinblick auf die Stabilität der konjugierten Base diskutiert.

Stärkere Säuren haben eine größere K a und ein negativeres p K a als schwächere Säure.

Sulfonsäuren, die organischen Oxysäuren sind, ist eine Klasse von starken Säuren. Ein gängiges Beispiel ist Toluolsulfonsäure (Tosylsäure). Im Gegensatz zu Schwefelsäure selbst kann sulfonsäuren Feststoffe sein. In der Tat, Polystyrol in Polystyrolsulfonat funktionalisiert ist ein fester stark saure Kunststoff, den filtrierbar ist.

Superacids sind Säuren stärker ist als 100% ige Schwefelsäure. Beispiele für superacids sind Fluor-Antimonsäure , magische Säure und Perchlorsäure . Superacids dauerhaft Wasser geben ionischen, kristallinen proto Hydronium „Salze“. Sie können auch quantitativ stabilisiert Carbokationen .

Zwar K ein Maß für die Stärke einer Säure - Verbindung, die Festigkeit einer wässrigen Säurelösung durch pH - Wert gemessen, die ein Hinweis auf die Konzentration der Hydroniumionen in der Lösung. Der pH - Wert einer einfachen Lösung einer sauren Verbindung in Wasser wird durch die Verdünnung der Verbindung und die Verbindung der ermittelten K ein .

chemische Eigenschaften

monoprotischen Säuren

Monoprotische Säuren, die auch als einbasige Säuren bekannt ist , sind solche Säuren , die in der Lage sind , ein spenden Proton pro Molekül während des Vorgangs der Dissoziation (manchmal auch als Ionisierung) , wie nachstehend gezeigt (symbolisiert durch HA):

HA (aq) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A -
(aq)
        K a

Gängige Beispiele für monoprotische Säuren in Mineralsäuren umfassen Chlorwasserstoffsäure (HCl) und Salpetersäure (HNO 3 ). Auf der anderen Seite, für organische Säuren , zeigt der Begriff in erster Linie die Anwesenheit einer Carbonsäure - Gruppe und manchmal werden diese Säuren als Monocarbonsäure bekannt. Beispiele organischer Säuren umfassen Ameisensäure (HCOOH), Essigsäure (CH 3 COOH) und benzoesäure (C 6 H 5 COOH).

polyprotischen Säure

Mehrprotonigen Säure, die auch als mehrbasige Säuren bekannt ist, ist in der Lage mehr als ein Proton pro Molekül Säure zu spenden, im Gegensatz zu monoprotische Säuren, die nur einen Proton pro Molekül spendet. Besondere Formen der polyprotischen Säure haben spezifischere Namen wie diprotischen (oder dibasischen) Säure (zwei mögliche Protonen zu stiften) und triprotische (oder dreibasisches) Säure (drei potenziell Protonen zu spenden).

Eine zweibasige Säure (hier durch H symbolisiert 2 A) kann ein oder zwei Dissoziationen je nach pH unterziehen. Jeder hat seine eigene Dissoziation Dissoziationskonstante, K A1 , K A2 .

H 2 A (aq) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ HA -
(aq)
      K a1
HA -
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A 2-
(aq)
      K A2

Die erste Dissoziationskonstante ist typischerweise größer ist als der zweite; dh K a1 > K a2 . ZB Schwefelsäure (H 2 SO 4 CAN) ein Proton spenden das bilden Bisulfat Anions (HSO -
4
), für die K a1 sehr groß ist; dann kann es eine zweite Protonen die zur Bildung spendet Sulfat Anionen (SO 2-
4
), wobei die K a2 Zwischen Stärke ist. Die großen K a1 für die erste Dissoziationsstufe macht Schwefelsäure eine starke Säure. In ähnlicher Weise wird die schwache instabile Kohlensäure (H 2 CO 3 ) kann einen Proton verlieren , bilden Bicarbonat - Anion (HCO -
3
)
und ein zweiten verlieren bilden Carbonat - Anion (CO 2-
3
). Sowohl K a Werte sind klein, aber K a1 > K a2 .

A triprotische Säure (H 3 A) können ein, zwei oder drei Dissoziationen laufen und hat drei Dissoziationskonstanten, wobei K a1 > K a2 > K a3 .

H 3 A (aq) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ H 2 A -
(aq)
        K a1
H 2 A -
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ HA 2-
(aq)
      K A2
HA 2-
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A 3-
(aq)
        K a3

Ein anorganisches Beispiel einer triprotische Säure ist Orthophosphorsäure (H 3 PO 4 ), in der Regel nur genannt Phosphorsäure . Alle drei Protonen nacheinander verloren gehen können H ergeben 2 PO -
4
, dann HPO 2-
4
, und schließlich PO 3-
4
, die Orthophosphat - Ionen, in der Regel nur genanntes Phosphat . Auch wenn die Positionen der drei Protonen auf dem ursprünglichen Molekül Phosphorsäure äquivalent sind, die sukzessive K a Werte unterscheiden , da es energetisch weniger günstig , ein Proton zu verlieren , wenn die konjugierte Base mehr negativ geladen ist. Ein organisches Beispiel eines triprotische Säure ist Citronensäure , die drei Protonen sukzessive verlieren kann , um schließlich die Bildung von Citrat - Ion.

Obwohl der anschließende Verlust jedes Wasserstoffionen weniger günstig ist, werden alle der konjugierten Basen in der Lösung vorhanden. Die fraktionelle Konzentration, α (alpha), für jede Art berechnet werden kann. Zum Beispiel kann eine generische zweibasige Säure generiert 3 Arten in Lösung: H 2 A, HA - und A 2 . Die fraktionellen Konzentrationen können wie unten berechnet werden , wenn entweder den bestimmten pH - Wert (der die [H umgewandelt werden kann + ]) oder die Konzentrationen der Säure mit all ihren konjugierten Basen:

Eine Auftragung dieser fraktionellen Konzentrationen gegen pH - Wert, für den angegebenen K 1 und K 2 , wird als bekannt Bjerrum Handlung . Ein Muster wird in den obigen Gleichungen beobachtet und kann zur allgemeinen erweitert werden n -protic Säure , die deprotonierten wurde i -mal:

wobei K 0 = 1 und die anderen K-Ausdrücke sind die Dissoziationskonstanten für die Säure.

Neutralisation

Salzsäure (in Becherglas ) mit Umsetzen Ammoniak Dämpfen zu erzeugen , Ammoniumchlorid (weißer Rauch).

Die Neutralisation ist die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, um eine Erzeugung Salz- und neutralisierten Basis; beispielsweise Salzsäure und Natriumhydroxid Form Natriumchlorid und Wasser:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H 2 O (l) + NaCl (aq)

Die Neutralisation ist die Basis der Titration , in dem ein pH - Wert - Indikator Äquivalenzpunkt zeigt , wenn die äquivalente Anzahl von Mol eine Base wird in eine Säure hinzugefügt. Es wird oft fälschlicherweise angenommen , daß die Neutralisation in einer Lösung mit pH - Wert 7,0 führen soll, die nur der Fall mit ähnlicher Säure- und Basenstärken während einer Reaktion ist.

Neutralisation mit einer Base schwächer ist als die Säure führt zu einem schwachen sauren Salz. Ein Beispiel ist das schwach saure Ammoniumchlorid , die sich aus der starken Säure hergestellt wird , Chlorwasserstoff und die schwache Base Ammoniak . Umgekehrt ergibt eine schwache Säure mit einer starken Base Neutralisieren ein schwach basisches Salz, wie zB Natriumfluorid aus Fluorwasserstoff und Natriumhydroxid .

Schwache Säure-schwache Base-Gleichgewicht

Damit ein protonierten sauren ein Proton, der pH - Wert des Systems verlieren muss oberhalb des p steigen K a der Säure. Die verringerte Konzentration von H + in dieser basischen Lösung verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der konjugierten Base - Form (die deprotonierte Form der Säure). In niedrigeren pH (saureren) Lösungen, gibt es eine ausreichend hohe H + Konzentration in der Lösung der Säuren zu veranlassen , in seiner protonierten Form zu bleiben.

Lösungen schwacher Säuren und Salze ihrer konjugierten Basen bilden Pufferlösungen .

Titration

Um die Konzentration einer Säure in einer wässrigen Lösung zu bestimmen, eine Säure-Base-Titration wird allgemein ausgeführt. Eine starke Basislösung mit einer bekannten Konzentration, in der Regel NaOH oder KOH, zugesetzt wird zugesetzt, um die Säurelösung nach dem Farbumschlag des Indikators mit der Menge der Base zu neutralisieren. Die Titrationskurve einen durch eine Base titriert sauren zwei Achsen, mit dem Basisvolumen auf der x-Achse und die pH-Wert der Lösung auf der Y-Achse. Der pH-Wert der Lösung geht stets als die Basis zur Lösung gegeben wird.

Beispiel: zweibasige Säure

Dies ist eine ideale Titrationskurve für Alanin , eine zweibasige Aminosäure. Punkt 2 ist der erste Punkt , wo der äquivalenten Menge NaOH zugesetzt , um die Menge an Alanin in der ursprünglichen Lösung entspricht.

Für jede zweibasige Säure Titrationskurve, von links nach rechts gibt es zwei Mittelpunkte, zwei Äquivalenzpunkte und zwei Pufferbereiche.

Equivalenzpunkte

Aufgrund der aufeinanderfolgenden Dissoziation Prozessen gibt es zwei Äquivalenzpunkte in der Titrationskurve einer zweiprotonigen Säure. Der erste Äquivalenzpunkt tritt auf, wenn alle ersten Wasserstoffionen von der ersten Ionisation titriert werden. Mit anderen Worten, die Menge der OH - gleich zugegeben , um die ursprüngliche Menge an H 2 A bei dem ersten Äquivalenzpunkt. Der zweite Äquivalenzpunkt auftritt , wenn alle Wasserstoffionen titriert werden. Daher ist die Menge an OH - die doppelte Menge an H gleich hinzugefügt 2 A zu diesem Zeitpunkt. Für eine schwache diprotischen von einer starken Base titriert Säure, muss der zweite Äquivalenzpunkt bei pH - Wert oberhalb von 7 auftreten , aufgrund der Hydrolyse der resultierenden Salz in der Lösung. An beide Äquivalenzpunkt, einen Tropfen Base zusetzt den steilsten Anstieg des pH - Wertes im System verursachen.

Pufferbereiche und Mittelpunkte

Eine Titrationskurve für eine zweibasige Säure enthält zwei Mittelpunkte , wo pH = pK a . Da es zwei unterschiedlicher K ist ein Wert, wobei der erste Mittelpunkt bei pH - Wert auftritt = pK a1 und die zweiten bei pH - Wert auftritt = pK a2 . Jedes Segment der Kurve , die einen Mittelpunkt in der Mitte enthält , wird der Pufferbereich genannt. Da die Pufferbereiche der Säure und ihrer konjugierten Base besteht, kann es pH- Änderungen widerstehen, wenn Base , bis der nächsten entsprechenden Punkten hinzugefügt wird.

Anwendungen von Säure

Acids leben überall in unserem Leben. Es gibt sowohl zahlreiche Arten von natürlichen Säuren-Verbindungen mit biologischen Funktionen und massiven synthetisierten Säuren, die in vielerlei Hinsicht verwendet werden.

in der Industrie

Säuren sind von grundlegender Bedeutung Reagenzien fast alle Prozesse in der heutigen Industrie bei der Behandlung. Schwefelsäure, ein diprotischen sauren, ist die am weitesten verbreitete Säure in der Industrie, die auch die meisten produziert industrielle chemische in der Welt. Es ist vor allem bei der Herstellung von Düngemitteln, Waschmittel-, Batterien und Farbstoffe sowie bei der Verarbeitung verwendet , viele Produkte , wie wie Entfernen von Verunreinigungen verwendet. Nach den Statistik - Daten im Jahr 2011 waren die jährliche Produktion von Schwefelsäure rund 200 Millionen Tonnen in der Welt. ZB reagieren Phosphatmineralien mit Schwefelsäure zu produzieren Phosphorsäure für die Herstellung von Phosphatdünger und Zinks wird durch Lösen Zinkoxids in Schwefelsäure, die Reinigung der Lösung und zur elektrolytischen Gewinnung hergestellt wird .

In der chemischen Industrie, reagieren Säuren in Neutralisationsreaktionen Salz herzustellen. ZB Salpetersäure reagiert mit Ammoniak zu erzeugen , Ammoniumnitrat , ein Düngemittel. Zusätzlich -Carbonsäuren können verestertes mit Alkoholen, erzeugen Estern .

Acids werden oft benutzt , um Rost zu entfernen und andere Korrosions aus Metallen in einem Verfahren , bekannt als Beize . Sie können in einer als Elektrolyt verwendet werden Naßzelle Batterie , wie zum Beispiel Schwefelsäure in einer Autobatterie .

Im Essen

Kohlensäurehaltiges Wasser (H 2 CO 3 wässrige Lösung) ist einer der Hauptbestandteile den Bestandteil Blatt einer Dose Coca-Cola aufgeführt.

Weinsäure ist eine wichtige Komponente von einigen häufig verwendeten Lebensmittel wie unripened Mangos und Tamarinde. Natürliche Früchte und Gemüse enthalten auch Säuren. Zitronensäure ist in Orangen, Zitronen und anderen Zitrusfrüchten. Oxal- Säure anwesend ist in Tomaten, Spinat, und vor allem in carambola und Rhabarber ; Rhabarber Blätter und unreife carambolas sind giftig wegen der hohen Konzentrationen von Oxalsäure. Askorbinsäure (Vitamin C) ist ein wichtiges Vitamin für den menschlichen Körper und ist in solchen Nahrungsmitteln wie Amla ( indische Stachelbeere ), Zitrone, Zitrusfrüchte und Guave.

Viele Säuren können in verschiedenen Arten von Lebensmitteln als Zusatzstoffe gefunden werden, da sie ihren Geschmack verändern und dienen als Konservierungsmittel. Phosphor- Säure zum Beispiel ist eine Komponente von Cola Getränken. Essigsäure wird in Tag-zu-Alltag wie Essig verwendet. Zitronensäure wird als Konservierungsmittel in Saucen und Gurken eingesetzt.

Kohlensäure ist eines der am weitesten verbreiteten sauren Additivs , das in häufig zugesetzt wird Softdrink s, wie Coca-Cola . Während des Herstellungsprozesses von Erfrischungsgetränken, CO 2 wird in der Regel unter Druck in diesen Getränken aufzulösen Kohlensäure zu erzeugen. Kohlensäure ist sehr instabil und neigt dazu , in Wasser und CO zu zersetzen 2 in normaler Temperatur und Druck. Daher wird , wenn wir die Flaschen oder Dosen dieser Art von Erfrischungsgetränken öffnen, CO 2 kommen blasen und so fühlen wir ‚Funken‘.

Bestimmte Säuren als Arzneimittel verwendet werden. Acetylsalicylsäure (Aspirin) wird als Schmerzmittel verwendet , und für die Senkung Fieber.

In den menschlichen Körper

Säuren spielen eine wichtige Rolle in den menschlichen Körper. Die Salzsäure in dem Magen fördert die Verdauung von großen und komplexen Nahrungsmoleküle brechen. Aminosäuren sind für die Synthese von Proteinen benötigt, die für das Wachstum und die Reparatur von Körpergewebe. Fettsäuren sind auch für das Wachstum und die Reparatur von Körpergewebe benötigt. Nukleinsäuren sind für die Herstellung von DNA und RNA und Senden von Eigenschaften auf die Nachkommen durch Gene. Kohlensäure ist wichtig für die Aufrechterhaltung des Gleichgewichts-pH-Wert im Körper.

Menschliche Körper enthalten eine Vielzahl von organischen und anorganischen Verbindungen, unter den Dicarbonsäuren in vielen biologischen Verhalten eine entscheidende Rolle spielen. Viele dieser Säuren sind die Aminosäuren , die hauptsächlich als Materialien für die Synthese von Proteinen dienen. Andere schwache Säuren dienen als Puffer mit ihren konjugierten Basen des Körpers des pH - Wert zu halten , von großen Umfang Veränderungen unterworfen , die schädlich für den Zellen sein würden. Der Rest der Dicarbonsäuren können ebenfalls in der Synthese von verschiedenen biologisch wichtigen Verbindungen , die in menschlichen Körpern beteiligt.

säurekatalysiert

Acids werden eingesetzt als Katalysatoren in industriellen und organischen Chemie; beispielsweise Schwefelsäure werden in sehr großen Mengen in dem verwendeten Alkylierungsverfahren Prozess Benzin zu erzeugen. Einige Säuren, wie Schwefelsäure, Phosphorsäure und Salzsäure, bewirken auch Austrocknung und Kondensationsreaktionen . In der Biochemie viele Enzyme verwenden säurekatalysiert.

biologische Vorkommen

Grundstruktur einer Aminosäure .

Viele biologisch wichtige Moleküle sind Säuren. Nukleinsäuren , die saure enthalten Phosphatgruppen , umfassen DNA und RNA . Nukleinsäuren enthalten den genetischen Code, der viele Eigenschaften eines Organismus bestimmt und wird von den Eltern an die Nachkommen weitergegeben. DNA enthält die chemische Blaupause für die Synthese von Proteinen , die aus gemacht werden Aminosäuren - Untereinheiten. Zellmembranen enthalten Fettsäure- Estern wie Phospholipide .

Ein α-Aminosäuren hat einen zentralen Kohlenstoff (der α oder alpha Kohlenstoff ) , die kovalent an eine gebunden ist Carboxyl - Gruppe (somit sind sie -Carbonsäuren ), eine amino - Gruppe, einem Wasserstoffatom und einer variablen Gruppe. Die Variable - Gruppe, die auch die R - Gruppe oder die Seitenkette genannt, ermittelt die Identität und viele der Eigenschaften eines bestimmten Aminosäuren. In glycin , ist die einfachste Aminosäure, die R - Gruppe ein Wasserstoffatom, aber in allen anderen Aminosäuren ist es enthält ein oder mehr Kohlenstoffatomen zu Wasserstoffatomen gebunden ist , und andere Elemente enthalten können , wie beispielsweise Schwefel, Sauerstoff oder Stickstoff. Mit Ausnahme von Glycin, natürlich vorkommender Aminosäuren sind chiral und fast unweigerlich in der auftritt L -Konfiguration . Peptidoglycan , in einigen bakteriellen gefunden Zellwänden enthält einige D -Aminosäuren. Bei physiologischem pH - Wert, typischerweise bei etwa 7, existieren freie Aminosäuren in einer geladenen Form, wobei die sauren Carboxylgruppe (-COOH) verliert einen Proton (-COO - ) und die basische Aminogruppe (-NH 2 ) gewinnt , einen Proton (-NH +
3
). Das gesamte Molekül eine Nettoladung neutral und ist ein Zwitterion , mit Ausnahme von Aminosäuren mit basischen oder sauren Seitenketten. Asparaginsäure , beispielsweise besitzt ein protoniertes Amin und zwei deprotonierten Carboxylgruppen, für eine Nettoladung von -1 bei physiologischem pH - Wert.

Fettsäuren und Fettsäurederivate sind eine andere Gruppe von Carboxylsäuren , die eine bedeutende Rolle in der Biologie spielt. Sie enthalten lange Kohlenwasserstoffketten und eine Carbonsäuregruppe an einem Ende. Die Zellmembran von fast allen Organismen besteht aus einem hauptsächlich aus Phospholipid - Doppelschicht , einer Micelle aus hydrophoben Fettsäureestern mit polaren, hydrophilen Phosphat „Kopf“ -Gruppen. Membranen zusätzliche Komponenten enthalten, von denen einige teilhaben können in Säure-Base - Reaktionen.

Bei Menschen und viele andere Tiere, Salzsäure ist ein Teil der Magensäure im sezernierten Magen zu helfen zu hydrolysieren Proteinen und Polysacchariden sowie den inaktiven Proenzym Umwandeln Pepsinogen in das Enzym , Pepsin . Einige Organismen produzieren Säuren für die Verteidigung; beispielsweise erzeugen Ameisen Ameisensäure .

Säure-Basen - Gleichgewicht spielt eine entscheidende Rolle bei der Regulierung der Säugetieratmung. Sauerstoffgas (O 2 ) antreibt , die Zellatmung , das Verfahren , mit dem Tiere , die die chemische Freisetzung potentielle Energie in der Nahrung gespeicherten Herstellung Kohlendioxid (CO 2 ) als Nebenprodukt. Sauerstoff und Kohlendioxid werden in den ausgetauschten Lunge , und der Körper reagiert auf den Energiebedarf zu ändern , indem die Geschwindigkeit der Stell Lüftung . Zum Beispiel, während der Perioden der Belastung bricht der Körper rasch gespeicherten nieder Kohlenhydraten und Fett, Löste CO 2 in den Blutstrom. In wässrigen Lösungen wie Blut CO 2 besteht im Gleichgewicht mit Kohlensäure und Bicarbonat - Ion.

CO 2 + H 2 O ⇌ H 2 CO 3 ⇌ H + + HCO -
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Es ist die Abnahme des pH - Wertes, den die Gehirnsignale schneller und tiefer zu atmen, um den überschüssigen CO Ausstoß 2 und Nachschub- der Zellen mit O 2 .

Aspirin (Acetylsalicylsäure) eine Carbonsäure- .

Zellmembranen sind im Allgemeinen undurchlässig für geladene oder groß, polare Moleküle aufgrund der lipophilen Acylketten Fetts umfasst ihrem Innern. Viele biologisch wichtige Moleküle, einschließlich einer Reihe von pharmazeutischen Mitteln sind organische schwache Säuren , die die Membran in ihrer protonierten, ungeladenen Form kreuzen können , jedoch nicht in ihrer geladenen Form (dh als die konjugierten Base). Aus diesem Grunde durch die Verwendung von Antazida oder sauren Speisen die Tätigkeit vieler Medikamente kann verstärkt oder gehemmt werden. Die aufgeladene Form, ist jedoch oft besser löslich in Blut und Cytosol sowohl wässrige Umgebungen. Wenn die extrazelluläre Umgebung saurer als der neutrale pH - Wert in der Zelle ist, werden bestimmte Säuren in ihrer neutralen Form vorliegen und werden Membran löslich sein, so dass ihnen die Phospholipid - Doppelschicht zu durchqueren. Säuren , die einen Proton an dem verlieren intrazelluläre pH - Wert werden in ihrer löslichen, aufgeladenen Form existieren und sind daher in der Lage zu ihrem Ziel durch das Cytosol zu diffundieren. Ibuprofen , Aspirin und Penicillin sind Beispiele für Medikamente , die schwachen Säuren sind.

gemeinsame Säure

Mineralsäuren (anorganische Säuren)

Sulfonsäuren

Eine Sulfonsäure die allgemeine Formel RS (= O) 2 -OH, wobei R ein organischer Rest ist.

Carboxylsäuren

Eine Carbonsäure die allgemeine Formel RC (O) OH, wobei R ein organischer Rest ist . Die Carboxylgruppe -C (O) OH enthält eine carbonyl - Gruppe, C = O, und eine Hydroxylzahl Gruppe, OH.

Halogenierte Carboxylsäuren

Halogenierung in Alphaposition vergrößert Säure Festigkeit, so dass die folgenden Säuren alle stärker als Essigsäure sind.

Vinyloge Carbonsäuren

Normale Carboxylsäuren sind die unmittelbare Vereinigung einer Carbonylgruppe und eine Hydroxylgruppe. In vinylogen -Carbonsäuren, scheidet eine Kohlenstoff-Kohlenstoff - Doppelbindung , die Carbonylgruppen und Hydroxylgruppen.

Nukleinsäuren

Verweise

Externe Links