Säure

Zinkein typisches Metall, reagiert mit Salzsäureeine typische Säure

Ein Säure ist ein Molekül oder Ion in der Lage, entweder a zu spenden Proton (d. H. Wasserstoffionen, h+), bekannt als a Brønsted -Lowry -Säureoder bilden a kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar, bekannt als a Lewis Säure.[1]

Die erste Kategorie von Säuren sind die Protonenspender oder Brønsted -Lowry -Säuren. Im Sonderfall von wässrige Lösungen, Protonspender bilden die Hydronium-Ionen H3O+ und sind bekannt als als Arrhenius -Säuren. Brønsted und Lowry verallgemeinert die Arrhenius-Theorie, um nichtwässrige Lösungsmittel. Eine Brønsted- oder Arrhenius -Säure enthält normalerweise ein Wasserstoffatom, das nach einem H -H -Verlust immer noch energisch günstig ist+.

Wässrige Arrhenius -Säuren haben charakteristische Eigenschaften, die eine praktische Beschreibung einer Säure liefern.[2] Säuren bilden wässrige Lösungen mit saurem Geschmack, können blau werden Lackmus rot und reagieren mit Basen und bestimmte Metalle (wie Kalzium) Formen Salze. Das Wort Säure wird aus dem abgeleitet Latein Acidus/Acēre, was "sauer" bedeutet.[3] Eine wässrige Lösung einer Säure hat a pH weniger als 8 und wird auch umgangssprachlich als "Säure" bezeichnet (wie in "in Säure gelöst"), während sich die strenge Definition nur auf die bezieht gelöst.[1] Ein niedrigerer pH bedeutet eine höhere Säureund damit eine höhere Konzentration von Positive Wasserstoffionen in der Lösung. Chemikalien oder Substanzen mit der Eigenschaft einer Säure sollen sein saur.

Häufige wässrige Säuren umfassen Salzsäure (eine Lösung von Wasserstoffchlorid das ist in gefunden in Magensäure im Magen und aktiviert Verdauungsenzyme), Essigsäure (Essig ist eine verdünnte wässrige Lösung dieser Flüssigkeit), Schwefelsäure (benutzt in Autobatterien), und Zitronensäure (gefunden in Zitrusfrüchten). Wie diese Beispiele zeigen, können Säuren (im umgangssprachlichen Sinne) Lösungen oder reine Substanzen sein und aus Säuren (im strengen[1] Sinn), die Feststoffe, Flüssigkeiten oder Gase sind. Starke Säuren und einige konzentrierte schwache Säuren sind ätzend, aber es gibt Ausnahmen wie z. Carboranes und Borsäure.

Die zweite Kategorie von Säuren ist Lewis -Säuren, die eine kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar bilden. Ein Beispiel ist Bor Trifluorid (Bf3), dessen Boratom einen leer stehenden hat Orbital Dies kann eine kovalente Bindung bilden, indem ein einsames Elektronenpaar auf einem Atom in einer Basis geteilt wird, beispielsweise das Stickstoffatom in Ammoniak (NH3). Lewis betrachtet dies als Verallgemeinerung der Brønsted -Definition, so dass eine Säure eine chemische Spezies ist, die Elektronenpaare entweder direkt akzeptiert oder durch Freigabe von Protonen (h+) in die Lösung, die dann Elektronenpaare akzeptiert. Wasserstoffchlorid, Essigsäure und die meisten anderen Brønsted -Lowry -Säuren können jedoch keine kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar bilden und sind daher keine Lewis -Säuren.[4] Umgekehrt sind viele Lewis -Säuren keine Arrhenius- oder Brønsted -Lowry -Säuren. In der modernen Terminologie ein Säure ist implizit eine Brønsted -Säure und keine Lewis -Säure, da Chemiker fast immer eine Lewis -Säure explizit als Eine Lewis -Säure.[4]

Definitionen und Konzepte

Moderne Definitionen befassen sich mit den grundlegenden chemischen Reaktionen, die allen Säuren gemeinsam sind.

Die meisten Säuren, die im Alltag auftreten, sind wässrige Lösungenoder kann in Wasser gelöst werden, sodass die Definitionen von Arrhenius und Brønsted -Howry die relevantesten sind.

Die Brønsted -Lowry -Definition ist die am weitesten verbreitete Definition. Sofern nicht anders angegeben, wird angenommen, dass Säure -Base -Reaktionen die Übertragung eines Protons (H+) von einer Säure zu einer Base.

Hydroniumionen sind Säuren nach allen drei Definitionen. Obwohl Alkohole und Amine Brønsted -Lowry -Säuren sein können, können sie auch als funktionieren Lewis Basen Aufgrund der einzigen Elektronenpaare auf ihren Sauerstoff- und Stickstoffatomen.

Arrhenius -Säuren

Svante Arrhenius

1884, Svante Arrhenius führte die Eigenschaften der Säure auf Wasserstoffionen (H+), später beschrieben als Protonen oder Hirrs. Ein Arrhenius Säure ist eine Substanz, die, wenn sie zu Wasser zugesetzt wird, die Konzentration von H erhöht+ Ionen im Wasser.[4][5] Beachten Sie, dass Chemiker oft h schreiben H.+(aq) und beziehen sich auf die Wasserstoffionen Bei der Beschreibung von Säure -Base -Reaktionen, aber dem freien Wasserstoffkern, a Proton, existiert nicht alleine im Wasser, es existiert als die Hydronium-Ionen (H3O+) oder andere Formen (h5O2+, H9O4+). Somit kann eine Arrhenius -Säure auch als Substanz beschrieben werden, die die Konzentration von Hydroniumionen erhöht, wenn sie in Wasser zugesetzt werden. Beispiele sind molekulare Substanzen wie Wasserstoffchlorid und Essigsäure.

Ein Arrhenius BaseAndererseits ist eine Substanz, die die Konzentration von erhöht Hydroxid (OH) Ionen, wenn sie in Wasser aufgelöst werden. Dies verringert die Konzentration von Hydronium, da die Ionen auf H reagieren2O Moleküle:

H3O+
(aq)
+ Oh
(aq)
⇌ h2O(liq) + H2O(liq)

Aufgrund dieses Gleichgewichts geht jede Erhöhung der Hydroniumkonzentration mit einer Abnahme der Hydroxidkonzentration einher. Somit könnte eine Arrhenius -Säure auch als eine bezeichnet werden, die die Hydroxidkonzentration verringert, während eine Arrhenius -Base sie erhöht.

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

Brønsted -Lowry -Säuren

Acetic acid, CH3COOH, is composed of a methyl group, CH3, bound chemically to a carboxylate group, COOH. The carboxylate group can lose a proton and donate it to a water molecule, H20, leaving behind an acetate anion CH3COO- and creating a hydronium cation H3O. This is an equilibrium reaction, so the reverse process can also take place.
Essigsäure, a schwache Säurespendet ein Proton (Wasserstoffionen, das in Grün hervorgehoben wird) in eine Gleichgewichtsreaktion an Wasser, um die zu ergeben Acetat Ion und die Hydronium Ion. Rot: Sauerstoff, Schwarz: Kohlenstoff, weiß: Wasserstoff.

Das Arrhenius -Konzept ist zwar nützlich, um viele Reaktionen zu beschreiben, aber es ist auch in seinem Umfang ziemlich begrenzt. 1923 Chemiker Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Martin Lowry unabhängig erkannten, dass Säure -Base -Reaktionen die Übertragung eines Protons beinhalten. EIN Brønsted -Lowry -Säure (oder einfach Brønsted Säure) ist eine Spezies, die ein Proton an eine Basis von Brønsted -Blaste spendet.[5] Die Brønsted -Lowry -Säure -Base -Theorie hat mehrere Vorteile gegenüber der Arrhenius -Theorie. Betrachten Sie die folgenden Reaktionen von Essigsäure (CH3Cooh), die organische Säure Das gibt Essig seinen charakteristischen Geschmack:

CH3Cooh + h2O ⇌ ch3GURREN + H3O+
CH3COOH + NH3 ⇌ ch3GURREN + Nh+4

Beide Theorien beschreiben leicht die erste Reaktion: CH3COOH fungiert als Arrhenius -Säure, weil sie als Quelle von H fungiert3O+ Wenn es in Wasser gelöst ist und es als Brønsted -Säure fungiert, indem es ein Proton an Wasser spendet. Im zweiten Beispiel ch CH3COOH erfährt die gleiche Transformation, in diesem Fall spendet ein Proton für Ammoniak (NH3), bezieht sich jedoch nicht auf die Arrhenius -Definition einer Säure, da die Reaktion kein Hydronium produziert. Trotzdem Ch3COOH ist sowohl ein Arrhenius als auch eine Brønsted -Lowry -Säure.

Die Brønsted -Lowry -Theorie kann verwendet werden, um Reaktionen von zu beschreiben Molekulare Verbindungen in nichtwässriger Lösung oder der Gasphase. Wasserstoffchlorid (HCl) und Ammoniak verbinden sich unter verschiedenen Bedingungen, um sich zu bilden Ammoniumchlorid, Nh4Cl. In wässriger Lösung verhält sich HCl als Salzsäure und existiert als Hydronium- und Chloridionen. Die folgenden Reaktionen veranschaulichen die Grenzen von Arrhenius 'Definition:

  1. H3O+
    (aq)
    + Cl
    (aq)
    + Nh3 → Cl
    (aq)
    + Nh+
    4
    (aq) + H2O
  2. HCl(Benzol) + Nh3 (Benzol) → NH4Cl(s)
  3. HCl(g) + Nh3 (g) → NH4Cl(s)

Wie bei den Reaktionen mit Essigsäure funktionieren beide Definitionen für das erste Beispiel, wobei Wasser das Lösungsmittel und das Hydroniumion durch den HCl -gelösten HCL -gelösten ist. Die nächsten beiden Reaktionen beinhalten nicht die Bildung von Ionen, sondern sind immer noch Protonentransferreaktionen. In der zweiten Reaktion Wasserstoffchlorid und Ammoniak (gelöst in Benzol) Reagieren Sie, um festes Ammoniumchlorid in einem Benzollösungsmittel und in der dritten gasförmigen HCl und NH zu bilden3 Kombinieren Sie, um den Feststoff zu bilden.

Lewis -Säuren

Ein dritter, nur geringfügig verwandtes Konzept wurde 1923 von vorgeschlagen Gilbert N. Lewis, einschließlich Reaktionen mit Säure -Base -Eigenschaften, die keine Protonenübertragung beinhalten. EIN Lewis Säure ist eine Art, die ein Elektronenpaar einer anderen Art akzeptiert; Mit anderen Worten, es ist ein Elektronenpaarakzeptor.[5] Brønsted -Säure -Base -Reaktionen sind Protonenübertragungsreaktionen, während Lewis -Säure -Base -Reaktionen Elektronenpaartransfers sind. Viele Lewis -Säuren sind keine Brønsted -Lowry -Säuren. Kontrast, wie die folgenden Reaktionen in Bezug auf die Säure -Base -Chemie beschrieben werden:

LewisAcid.png

In der ersten Reaktion a Fluoridion, F, gibt eine auf Elektronenpaar zu Bor Trifluorid das Produkt bilden Tetrafluoroborat. Fluorid "verliert" ein Paar Valenzelektronen Weil die in der B -B -Bindung geteilten Elektronen im Raum zwischen den beiden Atomaren befinden Kerne und sind daher stärker vom Fluoridkern entfernt als im einzigen Fluoridion. Bf3 ist eine Lewis -Säure, weil sie das Elektronenpaar aus Fluorid akzeptiert. Diese Reaktion kann nicht in Bezug auf die Brønsted -Theorie beschrieben werden, da es keine Protonenübertragung gibt. Die zweite Reaktion kann unter Verwendung einer der beiden Theorien beschrieben werden. Ein Proton wird von einer nicht spezifizierten Brønsted -Säure auf Ammoniak übertragen, einer Brønsted -Base; Alternativ wirkt Ammoniak als Lewis -Basis und überträgt ein einziges Elektronenpaar, um eine Bindung mit einem Wasserstoffionen zu bilden. Die Spezies, die das Elektronenpaar gewinnen, ist die Lewis -Säure; Zum Beispiel das Sauerstoffatom in h3O+ Gewinne ein Elektronenpaar, wenn eine der H -O -Bindungen gebrochen ist und die in der Bindung geteilten Elektronen auf Sauerstoff lokalisiert werden. Je nach Kontext kann auch eine Lewis -Säure als eine beschrieben werden Oxidationsmittel oder an Elektrophil. Organische Brønsted -Säuren wie Essigsäure, Zitronen oder Oxalsäure sind keine Lewis -Säuren.[4] Sie dissoziieren in Wasser, um eine Lewis -Säure zu produzieren, H.+Gleichzeitig liefern aber auch eine gleiche Menge einer Lewis -Base (Acetat, Citrat oder Oxalat für die genannten Säuren). Dieser Artikel befasst sich hauptsächlich mit Brønsted -Säuren und nicht mit Lewis -Säuren.

Dissoziation und Gleichgewicht

Reaktionen von Säuren werden häufig in der Form verallgemeinert Ha ⇌ h+ + A, wo ha die Säure und a repräsentiert ist der konjugierte Basis. Diese Reaktion wird als bezeichnet als Protolyse. Die protonierte Form (HA) einer Säure wird manchmal auch als die bezeichnet freie Säure.[6]

Säure -Base -Konjugatpaare unterscheidenProtonierung und Deprotonierung, beziehungsweise). Beachten Sie, dass die Säure die geladene Spezies sein kann und die konjugierte Base neutral sein kann. In diesem Fall könnte das verallgemeinerte Reaktionsschema geschrieben werden HA+ ⇌ h+ + A. In Lösung gibt es eine Gleichgewicht zwischen der Säure und ihrer konjugierten Base. Das Gleichgewichtskonstante K ist eine Expression der Gleichgewichtskonzentrationen der Moleküle oder der Ionen in Lösung. Klammern zeigen Konzentration an, so dass [h2O] bedeutet die Konzentration von H2O. Das Säure -Dissoziationskonstante Ka wird im Allgemeinen im Kontext von Säure -Base -Reaktionen verwendet. Der numerische Wert von Ka ist gleich dem Produkt (Multiplikation) der Konzentrationen der Produkte geteilt durch die Konzentration der Reaktanten, wobei der Reaktant die Säure (HA) und die Produkte die konjugierte Basis und H sind+.

Das stärkere von zwei Säuren wird eine höhere haben Ka als die schwächere Säure; Das Verhältnis von Wasserstoffionen zu Säure ist für die stärkere Säure höher, da die stärkere Säure eine größere Tendenz hat, ihr Proton zu verlieren. Weil der Bereich möglicher Werte für Ka erstreckt sich viele Größenordnungen, eine überschaubare Konstante, pKa wird häufiger verwendet, wo pKa = −log10 Ka. Stärkere Säuren haben eine kleinere pKa als schwächere Säuren. Experimentell bestimmt pKa Bei 25 ° C in wässriger Lösung werden häufig in Lehrbüchern und Referenzmaterial zitiert.

Nomenklatur

Arrhenius -Säuren werden nach ihren benannt Anionen. Im klassischen Namenssystem wird das ionische Suffix gemäß der folgenden Tabelle fallen gelassen und durch ein neues Suffix ersetzt. Das Präfix "Hydro-" wird verwendet, wenn die Säure aus nur Wasserstoff und einem anderen Element besteht. Zum Beispiel hat HCL Chlorid Als Anion wird das Hydro -Präfix verwendet, und das idee Suffix lässt den Namen das Formular annehmen Salzsäure.

Klassisches Namenssystem:

Anion Präfix Anionensuffix Säurepräfix Säure -Suffix Beispiel
pro gegessen pro IC Säure Perchlorsäure (HCLO4))
gegessen IC Säure Chlorsäure (HCLO3))
ite Ous Säure Chlorsäure (HCLO2))
Hypo ite Hypo Ous Säure Hypochlorsäure (HCLO)
Ide Hydro IC Säure Salzsäure (HCl)

In dem IUPAC Das Namenssystem "wässrig" wird einfach zum Namen der ionischen Verbindung hinzugefügt. Somit ist der IUPAC -Name für Wasserstoffchlorid als Säurelösung wässriges Wasserstoffchlorid.

Säurefestigkeit

Die Stärke einer Säure bezieht sich auf ihre Fähigkeit oder Tendenz, ein Proton zu verlieren. Eine starke Säure ist eine, die sich vollständig in Wasser dissoziiert; Mit anderen Worten, einer Maulwurf einer starken Säure ha löst sich in Wasser auf, der einen Mol von H ergibt+ und ein Mol der konjugierten Basis, aund keiner der protonierten Säure HA. Im Gegensatz dazu dissoziiert eine schwache Säure nur teilweise und im Gleichgewicht, sowohl die Säure als auch die konjugierte Base sind in Lösung. Beispiele von Starke Säuren sind Salzsäure (HCl), Hydroiodsäure (HALLO), Hydrobromesäure (HBR), Perchlorsäure (HCLO4), Salpetersäure (Hno3) und Schwefelsäure (H2ALSO4). In Wasser ionisiert jeder dieser im Wesentlichen 100%. Je stärker eine Säure ist, desto leichter verliert sie ein Proton, h+. Zwei Schlüsselfaktoren, die zur Leichtigkeit der Deprotonierung beitragen, sind die Polarität der H - eine Bindung und die Größe des Atoms A, die die Stärke der H - eine Bindung bestimmt. Säurestärken werden auch häufig in Bezug auf die Stabilität der konjugierten Basis diskutiert.

Stärkere Säuren haben eine größere Säure -Dissoziationskonstante, Ka und ein negativeres pKa als schwächere Säuren.

Sulfonsäuren, die organische Oxyäzeien sind, sind eine Klasse starker Säuren. Ein häufiges Beispiel ist Toluenesulfonsäure (Tosylsäure). Im Gegensatz zu Schwefelsäure selbst können Sulfonsäuren Feststoffe sein. In der Tat, Polystyrol In Polystyrolsulfonat funktionalisiert ist ein filtrierbares Feststoff, stark saurer Kunststoff.

Superazidien sind Säuren stärker als 100% Schwefelsäure. Beispiele für Superaziden sind Fluorantimonsäure, Zaubersäure und Perchlorsäure. Superaziden können dauerhaft Wasser protonieren, um ionische, kristalline zu ergeben Hydronium "Salze". Sie können sich auch quantitativ stabilisieren Karobokationen.

Während Ka Misst die Stärke einer sauren Verbindung, die Stärke einer wässrigen Säurelösung wird durch pH -Wert gemessen, was eine Indikation der Hydroniumkonzentration in der Lösung darstellt. Der pH -Wert einer einfachen Lösung einer sauren Verbindung in Wasser wird durch die Verdünnung der Verbindung und der Verbindung bestimmt Ka.

Lewis-Säurefestigkeit in nichtwässrigen Lösungen

Lewis -Säuren wurden in der klassifiziert ECW -Modell und es wurde gezeigt, dass es keine Reihenfolge der Säurestärken gibt.[7] Die relative Akzeptorstärke von Lewis -Säuren gegenüber einer Reihe von Basen im Vergleich zu anderen Lewis -Säuren kann durch veranschaulicht werden C-B-Diagramme.[8][9] Es wurde gezeigt, dass die Reihenfolge der Lewis -Säurefestigkeit mindestens zwei Eigenschaften in Betracht gezogen werden muss. Für Pearsons qualitativ Hsab -Theorie Die beiden Eigenschaften sind Härte und Stärke, während Dragos quantitativ ECW -Modell Die beiden Eigenschaften sind elektrostatisch und kovalent.

Chemische Eigenschaften

Monoprotische Säuren

Monoprotische Säuren, auch als Monobasicsäuren bekannt, sind jene Säuren, die in der Lage sind, einen zu spenden Proton pro Molekül während des Prozesses von Dissoziation (manchmal als Ionisation bezeichnet) wie unten gezeigt (symbolisiert durch HA):

Ha (aq) + h2O (l) ⇌ h3O+ (aq) + a (aq)      Ka

Häufige Beispiele für monoprotische Säuren in Mineralsäuren enthalten Salzsäure (HCl) und Salpetersäure (Hno3). Andererseits für organische Säuren Der Begriff zeigt hauptsächlich das Vorhandensein eines an Carboxylsäure Gruppe und manchmal sind diese Säuren als Monocarbonsäure bekannt. Beispiele in organische Säuren enthalten Ameisensäure (HCOOH), Essigsäure (CH3Cooh) und Benzoesäure (C6H5Cooh).

Polyprotische Säuren

Polyprotische Säuren, auch Polybasicsäuren bekannt, können mehr als ein Protonen pro Säuremolekül spenden, im Gegensatz zu monoprotischen Säuren, die nur ein Proton pro Molekül spenden. Spezifische Arten von polyprotischen Säuren haben spezifischere Namen, wie z. Einige Makromoleküle wie Proteine ​​und Nukleinsäuren können eine sehr große Anzahl saurer Protonen haben.[10]

Eine diprotische Säure (hier symbolisiert durch H2A) Kann je nach pH -Wert ein oder zwei Dissoziationen unterziehen. Jede Dissoziation hat ihre eigene Dissoziationskonstante, kA1 und kA2.

H2A (aq) + h2O (l) ⇌ h3O+ (aq) + ha (aq)     KA1
HA (aq) + h2O (l) ⇌ h3O+ (aq) + a2– (aq)       KA2

Die erste Dissoziationskonstante ist typischerweise größer als die zweite (d. H., KA1 > KA2). Zum Beispiel, Schwefelsäure (H2ALSO4) kann ein Proton spenden, um die zu bilden Bisulfat Anion (HSO
4
), für das KA1 es ist sehr groß; Dann kann es ein zweites Proton spenden, um die zu bilden Sulfat Anion (so2–
4
), wo in der KA2 ist Zwischenstärke. Der Grosse KA1 Für die erste Dissoziation macht Schwefel eine starke Säure. In ähnlicher Weise das Schwache instabil Kohlensäure (H2CO3) kann einen Proton verlieren, um sich zu formen Bikarbonat Anion (HCO
3
)
und eine Sekunde verlieren, um zu formen Karbonat Anion (co2–
3
). Beide Ka Die Werte sind klein, aber KA1 > KA2 .

Eine triprotische Säure (h)3A) können sich einer, zwei oder drei Dissoziationen unterziehen und drei Dissoziationskonstanten haben, wo KA1 > KA2 > KA3.

H3A (aq) + h2O (l) ⇌ h3O+ (aq) + h2A (aq)      KA1
H2A (aq) + h2O (l) ⇌ h3O+ (aq) + ha2– (aq)       KA2
HA2– (aq) + h2O (l) ⇌ h3O+ (aq) + a3– (aq)      KA3

Ein anorganisch Beispiel für eine triprotische Säure ist Orthophosphorsäure (H)3Po4), normalerweise nur genannt Phosphorsäure. Alle drei Protonen können nacheinander verloren gehen, um H.2Po
4
dann HPO2–
4
und schließlich po3–
4
das Orthophosphation, normalerweise gerade genannt Phosphat. Obwohl die Positionen der drei Protonen auf dem ursprünglichen Phosphorsäuremolekül äquivalent sind, ist das aufeinanderfolgende Ka Die Werte unterscheiden sich, da es energetisch weniger günstig ist, ein Proton zu verlieren, wenn die konjugierte Basis negativer geladen ist. Ein organisch Beispiel für eine Triprotsäure ist Zitronensäure, was nacheinander drei Protonen verlieren kann, um endlich das zu bilden Zitrat Ion.

Obwohl der anschließende Verlust jedes Wasserstoffions weniger günstig ist, sind alle konjugierten Basen in Lösung vorhanden. Die Bruchkonzentration, α (Alpha) kann für jede Art berechnet werden. Zum Beispiel erzeugt eine generische diprotische Säure 3 Spezies in Lösung: H2A, ha, und ein2–. Die fraktionalen Konzentrationen können wie unten berechnet werden, wenn entweder der pH -Wert angegeben ist (der in die [H) umgewandelt werden kann+]) oder die Konzentrationen der Säure mit all ihren konjugierten Basen:

Eine Darstellung dieser Bruchkonzentrationen gegen den pH -Wert für gegeben K1 und K2, ist bekannt als a Bjerrum -Plot. In den obigen Gleichungen wird ein Muster beobachtet und kann auf den allgemeinen erweitert werden n -Protische Säure, die deprotoniert wurde i -mal:

wo K0 = 1 und die anderen K-TERMS sind die Dissoziationskonstanten für die Säure.

Neutralisation

Salzsäure (in Becherglas) reagieren mit Ammoniak Dämpfe zu produzieren Ammoniumchlorid (weißer Rauch).

Neutralisation ist die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, die a produziert Salz und neutralisierte Basis; zum Beispiel, Salzsäure und Natriumhydroxid bilden Natriumchlorid und Wasser:

HCl(aq) + Naoh(aq) → h2O(l) + NaCl(aq)

Neutralisation ist die Grundlage von Titration, wo ein pH -Indikator zeigt den Äquivalenzpunkt, wenn die äquivalente Anzahl von Mol einer Base zu einer Säure zugesetzt wurde. Es wird oft fälschlicherweise angenommen, dass eine Neutralisation zu einer Lösung mit pH 7,0 führen sollte, was nur bei ähnlichen Säure- und Basenstärken während einer Reaktion der Fall ist.

Die Neutralisation mit einer schwächeren Base führt zu einem schwach sauren Salz. Ein Beispiel ist das schwach saure Ammoniumchlorid, die aus der starken Säure hergestellt wird Wasserstoffchlorid und die schwache Basis Ammoniak. Umgekehrt ergibt die Neutralisierung einer schwachen Säure mit einer starken Base ein schwaches Basissalz (z. B.,, Natriumfluorid aus Wasserstofffluorid und Natriumhydroxid).

Schwaches Gleichgewicht mit Säure -Weak -Basen

Damit eine protonierte Säure ein Proton verliert, muss sich der pH -Wert des Systems über die p steigenKa der Säure. Die verringerte Konzentration von H+ In dieser grundlegenden Lösung verschiebt das Gleichgewicht in die konjugierte Basenform (die deprotonierte Form der Säure). In niedrigeren (saureren) Lösungen gibt es ein hohes H.+ Konzentration in der Lösung, die dazu führt, dass die Säure in ihrer protonierten Form verbleibt.

Lösungen von schwachen Säuren und Salzen ihrer konjugierten Basen bilden sich Pufferlösungen.

Titration

Um die Konzentration einer Säure in einer wässrigen Lösung zu bestimmen, wird häufig eine Säure -Base -Titration durchgeführt. Eine starke Basislösung mit einer bekannten Konzentration, normalerweise NaOH oder KOH, wird hinzugefügt, um die Säurelösung gemäß der Farbänderung des Indikators mit der Menge der zugesetzten Basis zu neutralisieren.[11] Die Titrationskurve einer von einer Basis titrierten Säure hat zwei Achsen, wobei das Grundvolumen auf der x-Achse und den pH-Wert der Lösung auf der y-Achse. Der pH -Wert der Lösung steigt immer, da die Basis zur Lösung hinzugefügt wird.

Beispiel: diprotische Säure

Dies ist eine ideale Titrationskurve für Alanine, eine dipotische Aminosäure.[12] Punkt 2 ist der erste äquivalente Punkt, an dem die Menge der zugegebenen NaOH -Menge der Alaninmenge in der ursprünglichen Lösung entspricht.

Für jede diprotische Säure -Titrationskurve von links nach rechts gibt es zwei Mittelpunkte, zwei Äquivalenzpunkte und zwei Pufferregionen.[13]

Äquivalenzpunkte

Aufgrund der aufeinanderfolgenden Dissoziationsprozesse gibt es zwei Äquivalenzpunkte in der Titrationskurve einer diprotischen Säure.[14] Der erste Äquivalenzpunkt tritt auf, wenn alle ersten Wasserstoffionen aus der ersten Ionisation titriert werden.[15] Mit anderen Worten, die Menge an OH hinzugefügt ist gleich der ursprünglichen Menge von H2A am ersten Äquivalenzpunkt. Der zweite Äquivalenzpunkt tritt auf, wenn alle Wasserstoffionen titriert werden. Daher die Menge an OH hinzugefügt gleich doppelt so hoch wie h2A zu dieser Zeit. Für eine schwache diprotische Säure, die durch eine starke Base titriert wurde, muss der zweite Äquivalenzpunkt bei pH über 7 aufgrund der Hydrolyse der entstandenen Salze in der Lösung auftreten.[15] An beiden Äquivalenzpunkten führt das Hinzufügen eines Basistropfens zu einem steilsten Anstieg des pH -Werts im System.

Pufferregionen und Mittelpunkte

Eine Titrationskurve für eine diprotische Säure enthält zwei Mittelpunkte, bei denen pH = PKa. Da gibt es zwei verschiedene ka Werte, der erste Mittelpunkt tritt bei pH = PK aufA1 und der zweite tritt bei pH = pk vorA2.[16] Jedes Segment der Kurve, das einen Mittelpunkt in seinem Zentrum enthält, wird als Pufferregion bezeichnet. Da die Pufferregionen aus der Säure und ihrer konjugierten Base bestehen, kann sie den pH -Veränderungen widerstehen, wenn die Basis bis zum nächsten äquivalenten Punkte hinzugefügt wird.[5]

Anwendungen von Säuren

Säuren existieren universell in unserem Leben. Es gibt beide zahlreiche Arten von natürlichen Säureverbindungen mit biologischen Funktionen und massiven synthetisierten Säuren, die in vielerlei Hinsicht verwendet werden.

In der Industrie

Säuren sind grundlegende Reagenzien bei der Behandlung fast aller Prozesse in der heutigen Branche. Schwefelsäure, eine diprotische Säure, ist die am weitesten verbreitete Säure in der Industrie und auch die meistproduzierte Industriechemikalie der Welt. Es wird hauptsächlich zur Herstellung von Dünger, Waschmittel, Batterien und Farbstoffen sowie zur Verarbeitung vieler Produkte wie der Entfernung von Verunreinigungen verwendet.[17] Laut den Statistikdaten im Jahr 2011 betrug die jährliche Produktion von Schwefelsäure weltweit rund 200 Millionen Tonnen.[18] Beispielsweise reagieren Phosphatmineralien mit Schwefelsäure auf die Herstellung Phosphorsäure für die Produktion von Phosphatdünger und Zink wird durch Auflösen von Zinkoxid in Schwefelsäure, die Reinigung der Lösung und des Elektrodens erzeugt.

In der chemischen Industrie reagieren Säuren bei Neutralisationsreaktionen zur Herstellung von Salzen. Zum Beispiel, Salpetersäure reagiert mit Ammoniak produzieren Ammoniumnitrat, ein Dünger. Zusätzlich, Carbonsäuren kann sein verärgert mit Alkoholen, um zu produzieren Ester.

Säuren werden häufig verwendet, um Rost und andere Korrosion von Metallen in einem bekannten Prozess zu entfernen Pickling. Sie können als Elektrolyt in a verwendet werden Nasszellbatterie, wie zum Beispiel Schwefelsäure in einem Autobatterie.

Im Essen

Kohlensäurehaltiges Wasser (h2CO3 Wässrige Lösung) wird üblicherweise zu Erfrischungsgetränken hinzugefügt, um sie zu sprudeln.

Weinsäure ist eine wichtige Komponente einiger häufig verwendeter Lebensmittel wie nicht verteilte Mangos und Tamarinde. Natürliche Obst und Gemüse enthalten auch Säuren. Zitronensäure ist in Orangen, Zitrone und anderen Zitrusfrüchten vorhanden. Oxalsäure ist in Tomaten, Spinat und besonders in vorhanden Carambola und Rhabarber; Rhabarberblätter und unreifen Carambolas sind aufgrund hoher Konzentrationen an Oxalsäure giftig. Askorbinsäure (Vitamin C) ist ein essentielles Vitamin für den menschlichen Körper und ist in Lebensmitteln wie AMLA vorhanden (indische Stachelbeere), Zitrone, Zitrusfrüchte und Guaven.

Viele Säuren sind in verschiedenen Arten von Nahrungsmitteln als Zusatzstoffe zu finden, da sie ihren Geschmack verändern und als Konservierungsmittel dienen. PhosphorsäureZum Beispiel ist eine Komponente von Cola Getränke. Essigsäure wird im täglichen Leben als Essig verwendet. Zitronensäure wird als Konservierungsmittel in Saucen und Gurken verwendet.

Kohlensäure ist einer der häufigsten Säure -Additive, die weit verbreitet sind alkoholfreie Getränke. Während des Herstellungsprozesses co2 wird normalerweise unter Druck gesetzt, sich in diesen Getränken aufzulösen, um Kohlensäure zu erzeugen. Carbonsäure ist sehr instabil und neigt dazu, sich in Wasser zu zersetzen und CO2 bei Raumtemperatur und Druck. Wenn Flaschen oder Dosen dieser Art von Erfrischungsgetränken geöffnet werden, sprudeln die Erfrischungsgetränke als co auf2 Blasen kommen heraus.[19]

Bestimmte Säuren werden als Medikamente verwendet. Acetylsalicylsäure (Aspirin) wird als Schmerzmittel verwendet und Fieber runtergebracht.

In menschlichen Körpern

Säuren spielen eine wichtige Rolle im menschlichen Körper. Die im Magen vorhandene Salzsäure unterstützt die Verdauung, indem große und komplexe Lebensmittelmoleküle abgebaut werden. Aminosäuren sind für die Synthese von Proteinen erforderlich, die für das Wachstum und die Reparatur von Körpergeweben erforderlich sind. Fettsäuren sind auch für das Wachstum und die Reparatur von Körpergeweben erforderlich. Nukleinsäuren sind wichtig für die Herstellung von DNA und RNA und die Übertragung von Merkmalen an Nachkommen durch Gene. Carbonsäure ist wichtig für die Aufrechterhaltung des pH -Gleichgewichts im Körper.

Menschliche Körper enthalten eine Vielzahl von organischen und anorganischen Verbindungen, unter denen Dicarboxylsäuren spielen eine wesentliche Rolle in vielen biologischen Verhaltensweisen. Viele dieser Säuren sind Aminosäuren, die hauptsächlich als Materialien für die Synthese von Proteinen dienen.[20] Andere schwache Säuren dienen als Puffer mit ihren konjugierten Basen, um zu verhindern, dass der pH -Wert des Körpers große Veränderungen unterzogen, die für Zellen schädlich wären.[21] Der Rest der Dicarboxylsäuren beteiligt sich auch an der Synthese verschiedener biologisch wichtiger Verbindungen in menschlichen Körpern.

Säurekatalyse

Säuren werden als verwendet als Katalysatoren in der industriellen und organischen Chemie; zum Beispiel, Schwefelsäure wird in sehr großen Mengen in der verwendet Alkylierung Prozess zur Herstellung von Benzin. Einige Säuren wie Schwefel, Phosphor und Salzsäuren wirken sich ebenfalls aus Dehydration und Kondensationsreaktionen. In der Biochemie viele Enzyme Säurekatalyse verwenden.[22]

Biologisches Ereignis

Grundstruktur eines Aminosäure.

Viele biologisch wichtige Moleküle sind Säuren. Nukleinsäuren, die saures enthalten Phosphatgruppen, enthalten DNA und RNA. Nukleinsäuren enthalten den genetischen Code, der viele Eigenschaften eines Organismus bestimmt und von den Eltern zu Nachkommen übergeben wird. DNA enthält die chemische Blaupause für die Synthese von Proteine, die aus bestehen Aminosäure Untereinheiten. Zellmembranen enthalten Fettsäure Ester wie zum Beispiel Phospholipide.

Eine α-Aminosäure hat einen zentralen Kohlenstoff (den α oder Alpha Kohlenstoff) das ist kovalent an a gebunden Carboxyl Gruppe (so sind sie Carbonsäuren), ein Amino Gruppe, ein Wasserstoffatom und eine variable Gruppe. Die variable Gruppe, auch R -Gruppe oder Seitenkette genannt, bestimmt die Identität und viele Eigenschaften einer bestimmten Aminosäure. Im GlycinDie einfachste Aminosäure, die R -Gruppe, ist ein Wasserstoffatom, aber in allen anderen Aminosäuren enthält sie ein oder mehrere Kohlenstoffatome, die an Hydrogene gebunden sind, und kann andere Elemente wie Schwefel, Sauerstoff oder Stickstoff enthalten. Mit Ausnahme von Glycin sind natürlich vorkommende Aminosäuren chiral und fast immer in der vorkommen L-Aufbau. Peptidoglycan, in einigen Bakterien gefunden Zellwände enthält einige D-Aminosäuren. Bei physiologischem pH, typischerweise etwa 7, gibt) und die grundlegende Amingruppe (-nh2) Gewinne ein Proton (-nh+
3
). Das gesamte Molekül hat eine netznetzneutrale Ladung und ist a Zwitterionmit Ausnahme von Aminosäuren mit basischen oder sauren Seitenketten. AsparaginsäureZum Beispiel besitzt beispielsweise ein protoniertes Amin und zwei deprotonierte Carboxylgruppen für eine Nettoladung von –1 bei physiologischem pH.

Fettsäuren und Fettsäurederivate sind eine weitere Gruppe von Carboxsäuren, die eine bedeutende Rolle in der Biologie spielen. Diese enthalten lange Kohlenwasserstoffketten und eine Carboxsäuregruppe an einem Ende. Die Zellmembran fast aller Organismen besteht hauptsächlich aus a Phospholipid Doppelschicht, a Micelle hydrophobe Fettsäureester mit polarem, hydrophilem Phosphat "Kopf" -Gruppen. Membranen enthalten zusätzliche Komponenten, von denen einige an Säure -Base -Reaktionen teilnehmen können.

Beim Menschen und vielen anderen Tieren, Salzsäure ist ein Teil der Magensäure Sekretiert innerhalb der Magen Hydrolyze zu helfen Proteine und Polysaccharidesowie das inaktive Pro-Enzym, sondern auch das inaktive Pro-Enzym umwandeln, Pepsinogen in die Enzym, Pepsin. Einige Organismen produzieren Säuren für die Verteidigung; Zum Beispiel produzieren Ameisen Ameisensäure.

Das Säure -Base -Gleichgewicht spielt eine entscheidende Rolle bei der Regulierung Säugetier- Atmung. Sauerstoff Gas (o2) fährt Zellatmung, der Prozess, durch den Tiere die Chemikalie freisetzen potenzielle Energie in Lebensmitteln gelagert, produzieren Kohlendioxid (Co2) als Nebenprodukt. Sauerstoff und Kohlendioxid werden in der ausgetauscht Lungeund der Körper reagiert auf verändernde Energiebedarf, indem er die Rate von angepasst hat Belüftung. Zum Beispiel bricht der Körper in Zeiten der Anstrengung schnell gespeichert zusammen Kohlenhydrate und Fett, CO freigeben2 in den Blutstrom. In wässrigen Lösungen wie Blood Co.2 existiert im Gleichgewicht mit Kohlensäure und Bikarbonat Ion.

CO2 + H2O ⇌ h2CO3 ⇌ h+ + HCO3

Es ist die Abnahme des pH2 und die Zellen mit O wieder zu versorgen2.

Aspirin (Acetylsalicylsäure) ist a Carboxylsäure

Zellmembranen sind im Allgemeinen undurchlässig für geladene oder große polare Moleküle aufgrund der lipophil Fett -Acylketten mit ihrem Innenraum. Viele biologisch wichtige Moleküle, einschließlich einer Reihe von Pharmazeigen, sind organische schwache Säuren, die die Membran in ihrer protonierten, ungeladenen Form, nicht in ihrer geladenen Form (d. H. Als Konjugatbase), überqueren können. Aus diesem Grund kann die Aktivität vieler Arzneimittel durch die Verwendung von Antazida oder sauren Lebensmitteln verstärkt oder gehemmt werden. Die aufgeladene Form ist jedoch oft löslicher in Blut und Cytosolbeide wässrigen Umgebungen. Wenn die extrazelluläre Umgebung saurer ist als der neutrale pH -Wert in der Zelle, existieren bestimmte Säuren in ihrer neutralen Form und ermöglichen es ihnen, die Phospholipiddoppelschicht zu überqueren. Säuren, die einen Proton an der verlieren intrazellulärer pH wird in ihrer löslichen, geladenen Form existieren und können daher durch das Cytosol zu ihrem Ziel diffundieren. Ibuprofen, Aspirin und Penicillin sind Beispiele für Arzneimittel, die schwache Säuren sind.

Gemeinsame Säuren

Mineralsäuren (anorganische Säuren)

Sulfonsäuren

A Sulfonsäure hat die allgemeine Formel RS (= O)2–Oh, wo R ein organisches Radikal ist.

Carbonsäuren

A Carboxylsäure Hat die allgemeine Formel R-C (O) OH, wobei R ein organisches Radikal ist. Die Carboxylgruppe -c (o) OH enthält a Carbonyl Gruppe, c = o und a Hydroxyl Gruppe, O-H.

Halogenierte Carbonsäuren

Halogenierung bei Alpha -Position Erhöht die Säurefestigkeit, so dass die folgenden Säuren alle stärker sind als Essigsäure.

Vinyloge Carboxsäuren

Normale Carbonsäuren sind die direkte Vereinigung einer Carbonylgruppe und einer Hydroxylgruppe. Im vinylog Carboxylsäuren, eine Doppelbindung für Kohlenstoffkohlenstoff, trennt die Carbonyl- und Hydroxylgruppen.

Nukleinsäuren

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Externe Links