1.6.1 Definition nach BRØNSTED (1923): Unterschied zwischen den Versionen
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BRØNSTED definierte 1923 '''Säuren''' als Stoffe, die in der Lage sind, Protonen (H⁺) abzugeben ('''Protonendonatoren'''). Demzufolge sind '''Basen''' Stoffe, die Protonen (H⁺) aufnehmen können ('''Protonenakzeptoren'''). In Reaktionen laufen Protonenabgabe und –aufnahme stets gekoppelt ab und werden als '''Säure-Base-Reaktion''' oder '''Protolyse''' (wenn das H⁺ aus einer stark polaren Bindung stammt) bezeichnet. Säure-Base-Reaktionen sind stets Gleichgewichtsreaktionen ('''Protolysengleichgewicht'''). Allgemein entsteht bei der Protolyse aus einer Säure eine Base und umgekehrt (Säure 1 + Base 2 → Base 1 + Säure 2; Säure 1 und Base 1 sowie Base 2 und Säure 2 stellen korrespondierende oder konjugierte Säure-Base-Paare dar). | BRØNSTED definierte 1923 '''Säuren''' als Stoffe, die in der Lage sind, Protonen (H⁺) abzugeben ('''Protonendonatoren'''). Demzufolge sind '''Basen''' Stoffe, die Protonen (H⁺) aufnehmen können ('''Protonenakzeptoren'''). In Reaktionen laufen Protonenabgabe und –aufnahme stets gekoppelt ab und werden als '''Säure-Base-Reaktion''' oder '''Protolyse''' (wenn das H⁺ aus einer stark polaren Bindung stammt) bezeichnet. Säure-Base-Reaktionen sind stets Gleichgewichtsreaktionen ('''Protolysengleichgewicht'''). Allgemein entsteht bei der Protolyse aus einer Säure eine Base und umgekehrt (Säure 1 + Base 2 → Base 1 + Säure 2; Säure 1 und Base 1 sowie Base 2 und Säure 2 stellen korrespondierende oder konjugierte Säure-Base-Paare dar). | ||
Wasser kann sowohl als Base sowie auch als Säure reagieren und wird daher als '''Ampholyt''' bezeichnet. Die wäßrige Lösung einer Säure enthält H₃O⁺-Ionen, die einer Base OH⁻-Ionen. Je mehr H₃O⁺-Ionen im Gleichgewicht vorliegen, umso stärker ist die Säure. Liegen dagegen mehr OH⁻-Ionen im Gleichgewicht vor, handelt es sich um eine (stärkere) Base. | Wasser kann sowohl als Base sowie auch als Säure reagieren und wird daher als '''Ampholyt''' bezeichnet. Die wäßrige Lösung einer Säure enthält H₃O⁺-Ionen, die einer Base OH⁻-Ionen. Je mehr H₃O⁺-Ionen im Gleichgewicht vorliegen, umso stärker ist die Säure. Liegen dagegen mehr OH⁻-Ionen im Gleichgewicht vor, handelt es sich um eine (stärkere) Base. | ||
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Aktuelle Version vom 25. November 2008, 10:13 Uhr
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II. Molekularbiologie
1.0 Grundlagen
1.6 Säuren und Basen
1.6.1 Definition nach BRØNSTED (1923)
BRØNSTED definierte 1923 Säuren als Stoffe, die in der Lage sind, Protonen (H⁺) abzugeben (Protonendonatoren). Demzufolge sind Basen Stoffe, die Protonen (H⁺) aufnehmen können (Protonenakzeptoren). In Reaktionen laufen Protonenabgabe und –aufnahme stets gekoppelt ab und werden als Säure-Base-Reaktion oder Protolyse (wenn das H⁺ aus einer stark polaren Bindung stammt) bezeichnet. Säure-Base-Reaktionen sind stets Gleichgewichtsreaktionen (Protolysengleichgewicht). Allgemein entsteht bei der Protolyse aus einer Säure eine Base und umgekehrt (Säure 1 + Base 2 → Base 1 + Säure 2; Säure 1 und Base 1 sowie Base 2 und Säure 2 stellen korrespondierende oder konjugierte Säure-Base-Paare dar).
Wasser kann sowohl als Base sowie auch als Säure reagieren und wird daher als Ampholyt bezeichnet. Die wäßrige Lösung einer Säure enthält H₃O⁺-Ionen, die einer Base OH⁻-Ionen. Je mehr H₃O⁺-Ionen im Gleichgewicht vorliegen, umso stärker ist die Säure. Liegen dagegen mehr OH⁻-Ionen im Gleichgewicht vor, handelt es sich um eine (stärkere) Base.
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