Protolysen: Säure-Basetheorie nach Brönsted & Gleichgewichtsreaktionen

4.
Protolysen

Wer hat nicht schon in einen sauren
Apfel gebissen oder das Gesicht bei einer Zitrone verzogen. Die
menschliche Zunge kann verschiedene Geschmäcker durch Geschmackspapillen
auf der Zungenoberfläche wahrnehmen, darunter auch die Stoffeigenschaft
sauer,
die vornehmlich im hinteren Teil der Zunge (siehe Abb. 4.2) wahrgenommen
wird.
Schauen wir mal genauer hin, was da die Zunge wahrnimmt. Es schadet
sicher auch nichts, wenn wir uns etwas in die biologischen Einzelheiten
vertiefen.

papille

Über die Zungenoberfläche
sind verschiedene Geschmackspapillen verteilt (siehe Abb.
4.3
). Diese enthalten Sinneszellen mit Mikrovilli (Bürstensaum).
In den Membranen der Mikrovilli sind wie in allen Membranen üblich
verschiedene Tunnelproteine enthalten.
Bei den Säure wahrnehmenden Sinnenszellen sind dies Kalium-Kanäle
(Abb. 4.4). Space
Über diese Kalium-Kanäle strömen normalerweise Kaliumionen
nach außen. Sind jedoch im umgebenden Medium (Speichel, Speise,
Getränk) H+-Ionen, werden die Kaliumkanäle verschlossen
und Kalium kann nicht mehr nach außen diffundieren. Dies führt
in der Sinneszelle zu einer erhöhten Kalium-Konzentration was
an anderen Membranstellen eine Ladungsumkehr (Depolarisation) auslöst,
die an der ableitenden Nervenzelle zu einem Stromfluß führt.
Der Strom wird dann ins Zwischenhirn geleitet und führt dort
zur Wahrnehmung sauer.

Die Geschmackssinneszelle nimmt also
H+-Ionen (= Protonen) wahr.

Zitronensaft enthält 7 – 9% Zitronensäure
(siehe Abb.1). Alle Früchte
enthalten irgendwelche Fruchtsäuren, wie die eben genannte
Zitronensäure
(Zitrusfrüchte) Oxalsäure
(am meisten verbreitet; z.B. Rhabarber), Äpfelsäure
(Äpfel, Aprikosen, Kirschen), Weinsäure
(Trauben, Mango), Fumarsäure, Essigsäure, Bernsteinsäure
(in allen Früchten).

Mißt man mit einem modernen
Digital-pH-Meter saure Flüssigkeiten, erhält man folgende
Werte:

saure Flüssigkeit

pH-Wert
Zitronensaft

2,4
Essig

3
Grapefruitsaft

3,2
Milch

6,5
destilliertes
Wasser

7
Tränen

7,4
Blut

7,4

Das Gerät mißt genau dasselbe wie die Geschmackspapillen
der Zunge nämlich die H+-Ionen- Konzentration
der Lösung. Dies wird in elektrische Signale umgewandelt und
auf einem Display als sogenannter pH-Wert ausgegeben, ein Zahlenwert,
der von 0 – 14 gehen kann. Und dies ist der Unterschied zum Organismus.
Das Gehirn spukt keinen Zahlenwert aus sondern die Empfindung weniger
oder mehr sauer.
Bemerkenswert ist also, daß
Natur und Technik fast bis ins Detail funktionell gleich arbeiten.

pH ist
eine Abkürzung und bedeutet lateinisch “pondus
hydrogenii
“, was soviel wie Kraft des Wassers heißt.
Die Eigenschaft saurer Lösungen mit einem Wert zu verbinden
geht auf den dänischen Chemiker, Soren
Sorensen
zurück, der 1909 den pH-Wert einer Lösung
als negativen 10er-Logarithmus der H+-Ionen Konzentration formulierte.

pH = – log [H+] oder
pH = – log [H3O+]

Durch diese Umrechnung erhält
man kleine Zahlen. Neutrales Wasser liefert den Wert 7, d.h. eine
H+-Ionen-Konzentration von 10-7 Mol/Liter.
Beim Essig der Tabelle oben ist die H+-Ionen Konzentration
= 10-3 Mol/Liter (pH = – log [10-3] also höher
als bei destilliertem Wasser. Deshalb ist Essig auch stärker
sauer.

Daß Säuren Stoffe sind,
die in Lösung H+-Ionen (= Protonen) abgeben, also dissoziieren
(= zerfallen) stammt vom schwedischen Chemiker Svante Arrhenius
ca. 1880, der 1903 dafür den Nobelpreis erhielt.

Dieser Dissoziationsvorgang der Säuren in wässriger
Lösung ist eine Reaktion mit Wasser:
dises

Dabei besteht in der Carboxylgruppe
eine stark polare OH-Bindung, die durch die elektronenziehende Wirkung
(-I-Effekt)
der CO-Bindung noch verstärkt wird. Deshalb wird bei Kontakt
mit einem polaren Molekül wie Wasser der Wasserstoff der Carboxylgruppe
als H+-Ion ohne sein Elektron weggerissen.
Space Ein freies Elektronenpaar des
Sauerstoffs beim Wasser wird dann zur Bindung des H+-Ions
benutzt so daß ein H3O+-Ion entsteht.
Die Entstehung dieser Oxoniumionen (früher Oxonium oder Hydroniumionen)
sind typisch für die Reaktionen von Säuren in Wasser.
(Tatsächlich entsteht vermutlich ein H9O4
+
– Ion, ein H+-Ion umgeben von 4 H2O
Molekülen.)

Je mehr Säuremoleküle zerfallen (= dissoziieren),
je mehr Wassermoleküle werden zu H3O+-Ionen
und deren Konzentration steigt. Immer wenn also eine Säure
ein H+-Ion abgibt entsteht ein Oxoniumion,
weshalb die Zahl der Oxoniumionen einer Lösung
auch der Zahl der abgegebenen H+-Ionen entspricht. Deshalb formuliert
man den pH-Wert auch wie oben rechts als -log [H3O+].

Die eigentlich saure Reaktion kann auch formal wie
folgt formuliert werden. Dabei entsteht immer ein Säurerestion:

esis2

Das am Beispiel der Essigsäure
beobachtete Verhalten gilt für alle Säuren. Deshalb nennt
man seit Brönsted (1923) Säuren auch Protonen-Donatoren
oder Protonen-Spender
. Brönsteds Säure/Base-Theorie
ist allerdings noch umfassender, wie wir gleich sehen werden.
Space Zunächst wollen wir uns
noch von einigen anderen Säuren die Dissoziationsgleichung
in Wasser ansehen. Neben den organischen Säuren, die wir zu
Beginn erwähnt haben gibt es auch anorganische Säuren,
die eine noch stärkere Fähigkeit haben, Protonen abzugeben:

sauren

Jedoch aus Wasser hat die Fähigkeit
Protonen abzugeben. Dabei geht ein H+-Ion von einem Wassermolekül
auf das andere über:

autopr

Die Polarität des Wasser reicht
dazu aus. Es entsteht ein Oxoniumion
und ein Hydroxidion (Verhältnis
1 : 1 ) Obwohl zwar Ionen entstehen, gleicht sich die Ladung insgesamt
aus und Wasser ist neutral. Der Zerfall ist endotherm:

H2O(l)
—-> H+(aq) + OH-(aq) DH=+57 kJ/Mol

protexch

Autoprotolyse des Wassers

Man nennt den Protonenübergang
im Wasser
Autoprotolyse
des Wassers. Die meisten Wassermoleküle geben jedoch keine
Protonen ab. Die Wasserkonzentration der undissoziierten Wassermoleküle
ist riesig gegenüber den Oxoniumionen. Sie ist 55.6 M, d. h.
in 1 Liter Wasser befinden sich 55,6 Mole Wasser. (1000 g/ L = (1000/18)
mole/L = 55.6 M.

ionprw

Wendet man auf die Autoprotolyse
das Massenwirkungsgesetz an ergibt sich der oben dargestellte Sachverhalt.
Da die Wasserkonzentration praktisch konstant ist bildet man daraus
eine neue Konstante, Kw. Diese beträgt bei Standardbedingungen
10-14 und ist das
Ionenprodukt
des Wassers
.

Daraus ergibt sich für reines
Wasser eine H3O+-Konzentration bzw. OH–Ionenkonzentration
von 10-7.

Das heißt, in neutralem Wasser
befinden sich 10-7 Mol/Liter Oxoniumionen. Wie wir oben
gesehen haben erhöhen Säuren die natürliche Oxoniumionen–Konzentration.,
dadurch daß sie weitere Oxoniumionen erzeugen. Der pH-Wert
von reinem Wasser ist deshalb 7.

Mißt man den pH-Wert anderer
Lösungen stellt man fest, daß es auch welche gibt, die
einen niedrigere H+-Ionenkonzentration haben als reines Wasser also
einen höheren pH-Wert als 7.
Dies kann nur so erklärt werden, daß aus der Lösung
Protonen (=H+-Ionen) aufgenommen werden. Dies geschieht z.B. bei
der Lösung von Ammoniak in Wasser:

ammoni

Dadurch verringert sich die H+-Ionen-Konzentration
und vergrößert sich die OH-Ionen-Konzentration
im Wasser. Dasselbe geschieht bei z.B. Hydroxidverbindungen:

basen1

Stoffe die Protonen aufnehmen (=akzeptieren)
nennt man Basen
oder Protonenakzeptoren. Die Lösungen
sind Laugen und wirken alkalisch.

Die eigentlich basische Reaktion ist also:

bas21


Abb. 4.1

Zitrone mit Zitronensäure

zitrone

 


Abb.4.2

Geschmackspapille der Zunge
 

auch Geschmacksknospe genannt


Abb. 4.3

Geschmackswahrnehmung
mit der Zunge

zunge

 


Abb.4.4

Geschmackssinneszelle
– sauer-
 

siz2


Abb.4.5

Digital-pH-Meter
 

digiph


Abb.4.6

Svante Arrhenius 1903

arrheniusschwedischer Chemiker

 

 

 

 

pH + pOH = 14

 

 

 


Abb.4.7

Johannes N. Brönsted
1923
 

bronsted
dänischer Chemiker

 

 

 

 

 


Abb.4.8

wichtige anorganische Säuren
 

Kohlensäure und Schwefelsäure sind zweiprotonige
Säuren, Phosphorsäure eine dreiprotonige Säure.

Die Dissoziation der mehrprotonigen Säuren läuft
in mehren Schritten ab. Bei der Kohlensäure dissoziiert
zunächst ein Proton sodaß ein Hydrogencarbonation
als Säurerestion entsteht

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.4.9

Animation Autoprotolyse

 

 

 

 

 

 

 


Abb.4.10

Ionenprodukt des Wassers
 

kw

 

 

 

 

 

 

 


Abb.4.11

pH-Werte > 7
 

Lösung

pH
Darmsaft

8,2
Waschmittellösung

10
0,022M Ammoniaklös.

11
Kalkwasser

13
Natronlauge 3%

14

 

 

 


Abb. 4.12

Ammoniumion

 

 

Weiterführende
Quellen:
Zunge und Geschmackswahrnehmung:
http://www.umds.ac.uk/physiology/jim/tasteolf.htm
und

http://www.zoology.ubc.ca/~auld/bio350/lectures/sensory_taste.html

Säuren und Basen: http://www.personal.psu.edu/faculty/t/h/the1/acidbase.htm
und http://www.visionlearning.com/library/science/chemistry-2/CHE2.2-acid_base.htm
und http://learn.chem.vt.edu/tutorials/acidbase/index.html
und http://www.chemtutor.com/acid.htm
und http://www.seilnacht.tuttlingen.com/Lexikon/pH-Wert.htm
und http://www.chemie.purespace.de/reaktionen/saeure.htm
und http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/haus/sb.htm
und http://www.fbv.fh-frankfurt.de/mhwww/ach-vorlesung/71Saeuren.htm
und http://mitglied.lycos.de/stuhli/7-sre.html

chemische Experimente: http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/logistics/info.html
und

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm

Hat dir dieser Artikel geholfen?

Comments on this entry are closed.