Säure-Base-Reaktion und Ampholyte
Wie Protonen zwischen zwei Säure-Base-Paaren wandern, wie man die Rolle jedes Teilchens abliest und woran man Ampholyte erkennt.
Das Wichtigste in Kürze
- Eine Protolyse ist eine Protonenübertragung von einer Brønsted-Säure auf eine Brønsted-Base zwischen zwei konjugierten Paaren.
- Das Teilchen, das ein Proton abgibt und dabei negativer wird, ist die Säure; Protolysen laufen auch ohne Wasser ab, etwa \(\ce{HCl + NH3 -> NH4Cl}\).
- Eine Neutralisation wie \(\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}\) ist eine Säure-Base-Reaktion ohne Änderung von Oxidationszahlen, also keine Redoxreaktion.
- Starke Säuren können \(\ce{HNO3}\), Essigsäure, Ethanol und Acetaldehyd am Sauerstoff protonieren; Ammoniak reagiert als Säure und als Base.
- Ampholyte sind Wasser, Glycin und Hydrogenanionen wie \(\ce{HCO3-}\), \(\ce{H2PO4-}\) und \(\ce{HPO4^2-}\); \(\ce{PO4^3-}\), \(\ce{CO3^2-}\) und \(\ce{SO4^2-}\) sind reine Basen.
Worum es geht
Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübertragungen zwischen Teilchen. Sie bestimmen, wie sich Arzneistoffe in Lösung verhalten, und sind die Grundlage für Puffer, Titrationen und Salzbildung. Ein bekanntes Beispiel ist Natriumdihydrogenphosphat, das in Phosphatpuffern Protonen sowohl abgeben als auch aufnehmen kann.
Protolyse als Protonenübertragung
Eine Protolyse ist eine Reaktion, bei der ein Proton von einer Brønsted-Säure auf eine Brønsted-Base übergeht. Daran sind immer zwei konjugierte Säure-Base-Paare beteiligt. Säure 1 wird zu Base 1, Base 2 wird zu Säure 2. Das Proton liegt dabei nie frei vor, es wechselt nur den Träger.
Wer in der Gleichung ein Proton abgibt, wird um eine Ladung negativer und ist die Säure. Wer ein Proton aufnimmt, wird um eine Ladung positiver und ist die Base.
Im Beispiel der Abbildung wird \(\ce{HSO4-}\) zu \(\ce{SO4^2-}\) und ist damit die Säure. \(\ce{CO3^2-}\) wird zu \(\ce{HCO3-}\) und ist die Base.
\[\ce{HSO4- + CO3^2- <=> SO4^2- + HCO3-}\]
Oft ist das Lösungsmittel selbst Reaktionspartner. Die Neutralsäure \(\ce{HCl}\) gibt in Wasser ein Proton an ein Wassermolekül ab:
\[\ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}\]
Wasser ist aber nicht nötig. Gasförmiges \(\ce{HCl}\) und \(\ce{NH3}\) reagieren direkt zu Ammoniumchlorid, ohne dass \(\ce{H3O+}\) entsteht. Auch in flüssigem Ammoniak oder konzentrierter Schwefelsäure laufen Protolysen ab.
\[\ce{HCl + NH3 -> NH4Cl}\]
Eine Neutralisation ist die Reaktion einer Säure mit einer Base zu einem Salz. In Wasser ist ihr Kern die Reaktion \(\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}\). Klassisch ist \(\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}\), aber auch \(\ce{HCl}\) mit \(\ce{NH3}\) ist eine Neutralisation. Dabei ändert sich keine Oxidationszahl. Neutralisationen sind daher reine Säure-Base-Reaktionen und keine Redoxreaktionen. Dasselbe gilt für die Reaktion \(\ce{H2PO4- + OH- -> HPO4^2- + H2O}\).
Säuren und Neutralmoleküle als Basen
Auch Teilchen, die man als Säuren kennt, können ein Proton aufnehmen. Sie brauchen dafür ein freies Elektronenpaar, meist am Sauerstoff, und einen noch stärkeren Protonendonator. So protoniert konzentrierte Schwefelsäure die Salpetersäure. Das ist der erste Schritt zur Nitriersäure:
\[\ce{HNO3 + H2SO4 <=> H2NO3+ + HSO4-}\]
In stark sauren Medien lassen sich ebenso \(\ce{H2SO4}\), \(\ce{H2SO3}\) und \(\ce{HNO2}\) protonieren. Aus protonierter salpetriger Säure entsteht so das Nitrosyl-Kation \(\ce{NO+}\). Auch Essigsäure reagiert gegenüber starken Säuren als Brønsted-Base.
Dasselbe gilt für neutrale organische Moleküle. Ethanol und Acetaldehyd tragen am Sauerstoff freie Elektronenpaare. Starke Säuren protonieren sie zu Oxonium-Ionen, wie die Abbildung zeigt.
Ammoniak zeigt beide Rollen. Gegenüber Wasser ist es Base und bildet \(\ce{NH4+}\). Gegenüber sehr starken Basen gibt es ein Proton ab und wird zum Amid-Ion \(\ce{NH2-}\). In flüssigem Ammoniak laufen beide Rollen nebeneinander ab:
\[\ce{2 NH3 <=> NH4+ + NH2-}\]
Hydrogenphthalat tritt dagegen typischerweise als Brønsted-Säure auf. Als Kaliumhydrogenphthalat dient es zum Einstellen von Natronlauge.
Ampholyte
Manche Teilchen können je nach Partner beide Rollen übernehmen. Das wichtigste Beispiel ist Wasser. Gegenüber \(\ce{HCl}\) ist es Base, gegenüber \(\ce{NH3}\) Säure:
\[\ce{H2O + NH3 <=> OH- + NH4+}\]
Ein Ampholyt ist ein Teilchen, das je nach Reaktionspartner Protonen abgeben oder aufnehmen kann. Man sagt, es verhält sich amphoter.
Ampholyte erkennt man am Bau. Sie besitzen noch ein abspaltbares Proton und können zugleich eines binden. Das trifft auf die Hydrogenanionen mehrprotoniger Säuren zu: \(\ce{HCO3-}\), \(\ce{HSO4-}\), \(\ce{H2PO4-}\) und \(\ce{HPO4^2-}\). Die Protolyseleiter der Phosphorsäure zeigt das schrittweise.
Salze wie \(\ce{NaH2PO4}\) verhalten sich daher in Wasser amphoter. \(\ce{H2PO4-}\) ist zugleich eine Anionsäure, denn es ist ein Anion und gibt in Wasser bevorzugt ein Proton ab. Auch Glycin ist amphoter, weil es eine Carboxy- und eine Aminogruppe trägt. Mehr dazu unter Zwitterion und isoelektrischer Punkt.
Vollständig deprotonierte Anionen haben kein Proton mehr. \(\ce{CO3^2-}\), \(\ce{PO4^3-}\) und \(\ce{SO4^2-}\) sind deshalb reine Basen. Nitrat ist die extrem schwache Base der starken Salpetersäure und reagiert in Wasser ebenfalls nicht amphoter. Am anderen Ende stehen Säuren wie \(\ce{HCl}\) oder Palmitinsäure, die in Wasser nur als Säure wirken. Das Hydroxid-Ion trägt zwar ein Proton, ist in Wasser aber praktisch nur Base. Sein konjugiertes Oxid-Ion \(\ce{O^2-}\) wäre zu stark basisch, um dort zu existieren.
Ob ein Teilchen ein Ampholyt ist, wird im Examen gerne gefragt. Ampholyte sind Wasser, Glycin und Hydrogenanionen wie \(\ce{HCO3-}\), \(\ce{HSO4-}\), \(\ce{H2PO4-}\) und \(\ce{HPO4^2-}\). Achte auf die vollständig deprotonierten Endstufen wie \(\ce{PO4^3-}\): Ohne abgebbares Proton sind sie reine Basen.
Quiz
Aussage 1
Bei jeder Protolyse einer Brønsted-Säure entstehen Oxonium-Ionen \(\ce{H3O+}\).
\(\ce{H3O+}\) entsteht nur, wenn Wasser die Base ist. Gasförmiges \(\ce{HCl}\) reagiert mit \(\ce{NH3}\) direkt zu \(\ce{NH4Cl}\), ganz ohne \(\ce{H3O+}\).
Aussage 2
Das Phosphat-Ion \(\ce{PO4^3-}\) ist wie Hydrogencarbonat ein Ampholyt.
\(\ce{PO4^3-}\) ist vollständig deprotoniert und hat kein abgebbares Proton mehr. Es ist eine reine Base, während \(\ce{HCO3-}\) ein Ampholyt ist.
Aussage 3
Monohydrogenphosphat \(\ce{HPO4^2-}\) kann sowohl ein Proton abgeben als auch eines aufnehmen.
\(\ce{HPO4^2-}\) ist ein Ampholyt: Es geht durch Abgabe in \(\ce{PO4^3-}\) und durch Aufnahme in \(\ce{H2PO4-}\) über.
Aussage 4
Ethanol kann von einer starken Säure am Sauerstoff protoniert werden und reagiert dabei als Brønsted-Base.
Der Sauerstoff trägt freie Elektronenpaare. Eine starke Säure überträgt ein Proton und es entsteht das Oxonium-Ion \(\ce{C2H5OH2+}\).
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