Der Wissenschaftler Robert Boyle beschrieb im 17. Jahrhundert Säuren und Base n über ihr Verhalten in Bezug auf den Pflanzenfarbstoff Lackmus. Säuren färbten die Lackmustinktur rot, Basen färbten sie blau. Zwei Jahrhunderte später definierte der Physiker und Chemiker Svante Arrhenius Säuren als Stoffe, die in wässriger Lösung Wasserstoffionen bilden. Diese Aussage ist zwar nicht falsch, jedoch nicht ganz vollständig. Eine vollständige Definition lieferten letztendlich die Chemiker Johannes Nikolaus Brönsted und Thomas Martin Lowry im Jahre 1928. Sie definierten Säuren als Stoffe, deren Teilchen Protonen (Wasserstoffionen) freisetzen, d. h. verlieren können, Basen dagegen als Teilchen, die Protonen binden, d. aufnehmen können. Diese Definition wurde bis heute nicht widerlegt. Merke Hier klicken zum Ausklappen Merke: Säuren geben Protonen (H +) ab! Sie sind somit Protonenlieferanten (-donatoren). Basen nehmen Protonen (H +) auf! Sie sind somit Protonenakzeptoren. In diesem Kapitel werden wir uns nur mit anorganischen Säuren und Basen in wässriger Lösung auseinandersetzen.
Jedoch sollte man die allgemeine Definition von Säuren und Basen auch in der Organischen Chemie im Hinterkopf behalten. Dort gilt sie nämlich auch! Es ist wichtig zu verstehen, dass das Säure-Base-Verhalten von Stoffen nicht einer Stoffklasse zuzuordnen ist, sondern eine Eigenschaft von Verbindungen ist! Merke Hier klicken zum Ausklappen Merke: Zu Säuren und Basen gehören Verbindungen mit einer ganz bestimmten Eigenschaft bzw. Funktion. Säuren und Basen sind keine Stoffklassen! Wie man unschwer aus der Definition erkennen kann, steht das Proton ( H + -Ion) bei dem Säure-Base-Kapitel im Vordergrund. Eine Verbindung kann nur als Säure agieren, wenn der Gegenspieler, eine Base, ebenfalls vorhanden ist, um das abgegebene Proton aufzunehmen. Protonen sind keine Teilchen, die einfach frei im Reaktionsmedium vorhanden sind. Sie werden sofort von einer Base abgefangen. Merke Hier klicken zum Ausklappen Merke: Reaktionen zwischen Säuren und Basen sind stets mit Protonenübergängen verbunden. Sie werden deshalb auch Protolysen genannt.
Deutsch | Geschichte | Chemie | Geographie | Musik | Physik | Biologie | Philosophie | Technik | Informatik | Mathematik Hier findest du Chemie Referate, Aufsätze und Präsentationen sowie weitere Publikationen zum Thema Chemie zum kostenlosen Download. Referat Inhalt: - Säure - Base - Indikatoren - Säuren und Basen - Saurer Regen - Schadstoffe in der Luft - Schwefel - Schwefel Eigenschaften, Verwendung und wichtige chemisch Verbindungen - Silikone - Stringtheorie - Stuktur sowie Verwendung von Farbstoffen und Färbeverfahren - Taten statt warten - Ein Greenpeace Portrait - Toxikologie - Toxikologische Aspekte des Tabakrauchs - Umweltschutz in der europäischen Gemeinschaft - Umweltverschmutzung - Ursachen von Azidose und Alkalose - Verbrennungstechnik - Verwendung von Radioaktiven Isotopen 6 7 8 9 173 gefundene Arbeiten
Säuren und Basen Schlagwörter: Chemie, Säure, Basen, Salze, Svante Arrhenius, Johannes Bronsted Reaktion, Referat, Hausaufgabe, Säuren und Basen Themengleiche Dokumente anzeigen Referat Chemie Säuren und Basen Definition: finition nach Svante Arrhenius: Eine Säure ist eine Substanz, die im Wasser aufgelöst, H - Ionen und negative ergänzende Ionen hinterlässt. Eine Base ist eine Substanz; die im Wasser aufgelöst, H - Ionen und negative ergänzende Ionen aufnimmt. finition nach Johannes Bronsted: Eine Säure ist, im weitesten Sinne, eine Substanz, die Wasserstoff enthält. Eine Base besitzt die Fähigkeit, Proton zu binden. Säure Base Base Säure HA B- A - HB Jede Säure besitzt eine ganz bestimmte, ihr zugehörige Base. Ein solches zusammengehöriges Säure-Base-Paar bezeichnet man als konjugiert. Bsp. : HCl NH3 Cl - NH4 Als Ampholyte bezeichnet man jene Stoffe, die sowohl als Base, als auch als Säure fungieren können. : Wasse, HSO4 -, H3O Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base.
In basischen Lsungen befinden sich Ionen. zB. : KOH K+ + OH- Kaliumhydroxid Kalium + Hydroxidion Desto mehr Hydroxidionen umso strker ist die Base. 3. PH Wert Gibt an, ob etwas sauer, basisch, oder neutral ist. 16 sauer 7 neutral 814 basisch Kann mit PH Papier gemessen werden Bedeutung des PH Wertes: Haut hat PH Wert von 5, 5 Sureschutzmantel (Schutz vor Bakterien und Pilzen) Mund: leichte Sure (67) Magen: Salzsure (2) Darm (8) Verdauungsenzyme bentigen bestimmten PH Wert. Blut: 7, 4 Schwimmbder bentigen einen bestimmten PH Wert. Muss kontroliert werden. Durch Zugabe von Suren oder Basen kann dies reguliert werden. 4. Neutralisation Gibt man zu einer Sure eine gleichstarke Base wird die Sure neutralisiert. Kommentare zum Referat Suren und Basen:
Dieses Verhältnis lautet: pKs + pKb = 14 Das ist natürlich auch auf den normalen Ks(b) -Wert anwendbar: Ks x Kb = 1x10-14 mol/l = Kw Wie man sieht ergibt die Multiplikation von Ks und Kb einen konstanten Wert der dem Ionenprodukt des Wassers entspricht. Dieses Verhältnis der beiden Konstanten wird auf der nächsten Seite am Beispiel der Essigsäure verdeutlicht. Ich benutze hier der Einfachheit halber den K -Wert mit dem inbegriffen Kw-Wert. Säure: CH3COOH+H2O? H3O+(aq)+CH3COO-(aq) Ks = [H3O+] x [CH3COO-] [CH3COOH] Base: CH3COO-+H2O? OH-+CH3COOH Kb = [OH-] x [CH3COOH] [CH3COO-] Ks x Kb = [H3O+] x [CH3COO-]x [OH-] x [CH3COOH] = [H3O+] x [OH-] [CH3COOH] x [CH3COO-] Wie man sieht wird bei der Gleichsetzung gekürzt bis nur noch [H3O+] und [OH-] übrig bleibt. An diesem Beispiel wird die Allgemeingültigkeit dieser Formel deutlich. Um die Stärke einer Säure (Base) zu verbal zu formulieren sagt man: Je stärker eine Säure ist, desto größer ist ihre Säurekonstante Ks und desto kleiner ist ihr pKs -Wert.
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