Glossar Protolysen

Glossar Protolysen ©EGB 7/2002

Äquivalenzpunkt Der Punkt, an dem sich bei einer Titration genau die beiden Konzentrationen z.B Base und Säure gleichen heißt Äquivalenzpunkt [OH^-] =[H₃O⁺] . Dieser entspricht dem Wendepunkt der Kurve und ist = dem Neutralpunkt.

Autoprotolyse Selbstdissoziation beim Wasser. In neutralem Wasser zerfallen 10^-7 Mol/L H₂O-Moleküle in H⁺- und OH^--Ionen.

Basen Stoffe, die Protonen aufnehmen = Protonenakzeptoren

Basenstärke als pKB-Wert ausgedrückt, der die Fähigkeit von Stoffen angibt, Protonen aufzunehmen, je niedriger der Wert, desto stärker die Base

Bikarbonat-Puffer wichtigstes Puffersystem im Blut aus H₂CO₃ und HCO₃^{- (= Bikarbonat)}

dissoziieren =zerfallen; Säuren dissoziieren, d.h. geben H+-Ionen ab.

Henderson-Hasselbalch-Gleichung = Puffergleichung: pH = pKs + log [A-]/[HA]

-I-Effekt elektronenziehender Effekt (=induktiver Effekt); polare Atome üben auf ihre Nachbaratome einen elektronenziehenden Effekt aus, besonders bei Bindungen zu H.

Indikator Gewisse Chemikalien besitzen die spezielle Eigenschaft bei pH-Wert- Änderungen ihre Farbe zu wechseln. Man nennt sie deshalb Indikatoren.
Geringe Mengen eines solchen Indikators reicht aus, um einen Farbwechsel hervorzurufen und so den pH-Wert der Lösung anzuzeigen.

Ionenprodukt des Wassers Produkt aus H₃O⁺-Ionen Konzentration und OH^--Ionen Konzentration im Wasser (= 10^-14)

Kalium-Kanäle Über Kalium-Kanäle in den Geschmackssinneszellen der Zunge strömen normalerweise Kaliumionen nach außen. Sind jedoch im umgebenden Medium (Speichel, Speise, Getränk) H+-Ionen, werden die Kaliumkanäle verschlossen. Dies löst einen Stromimpuls zum Gehirn aus. Man schmeckt sauer.

Konjugierte Säure Bei einer Protolyse stehen die Säure mit dem Säurerest dadurch in Zusammenhang, daß der Säurerest faktisch wieder ein Proton aufnehmen kann. Die Säure ist mit dem Säurerest "konjugiert". (nach Brönsted)

Konjugierte Base Bei einer Protolyse stehen die Säure mit dem Säurerest dadurch in Zusammenhang, daß der Säurerest faktisch wieder ein Proton aufnehmen kann. Diese Base ist mit der Säure "konjugiert". (nach Brönsted)

Lackmus blauer Farbstoff, den man aus verschiedenen Flechten, gewinnen kann. Der Umschlagsbereich liegt bei pH 4,5 rot, bei 8,3 blau. bekanntester Indikator.

Neutralisation Reaktion von Säure mit Base liefert neutrale Produkte

Neutralpunkt Der Punkt, an dem sich bei einer Titration genau die beiden Konzentrationen z.B Base und Säure gleichen heißt Äquivalenzpunkt [OH^-] =[H₃O⁺] . Dieser entspricht dem Wendepunkt der Kurve und ist = dem Neutralpunkt.

Oxalsäure organische Säure in Rhabarber, Klee usw.

Oxoniumionen früher Hydroxoniumionen= H₃O⁺-Ionen

pH Wert , der H+-Ionen Konzentration einer Lösung angibt; geht von 0-14

Phenolphthalein oft benutzter Indikator ist Phenolphthalein, ein weißer, pulverförmiger organischer Stoff, unlöslich in Wasser, leicht löslich in Alkohol oder Alkalien. pH-Umschlag bei pH 8,2 -10.

pKs 10er Logarithmus des Ks-Wert (pKs= -log Ks), gibt die Fähigkeit eines Stoffes an, Protonen abzugeben; je niedriger, desto stärker die Säure

Protonendonatoren = Stoffe, die Protonen abgeben = Säuren

Puffer gleichmolares Gemisch einer schwachen Säure und ihrem Säurerest; fängt H+- und OH- Ionen ab

Salzsäure =Chlorwasserstoffsäure HCl

sauer Lösung mit mehr Protonen als neutrales Wasser

saurer Regen Durch Verbrennungsprozesse gelangt SO₂in die Atmosphäre was mit Wasser zu Schwefelsäure reagiert. Dadurch erniedrigt sich der pH-Wert des Regens. Saurer Regen sorgt für das Absterben der Pflanzen und für Verwitterung von Kalkstein.

Säurekonstante Ks; ergibt sich aus der Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf die Protolyse: Ks= [A-]x[H₃O⁺]/[HA]

Säurestärke als pKs-Wert ausgedrückt, der die Fähigkeit von Stoffen angibt, Protonen abzugeben; je niedriger der Wert, desto stärker die Säure

Titration quantitative Methode, um die Konzentration einer Säure oder Base zu bestimmen. z.B. Zugabe einer definierten Konzentration Base oder Säure zu einer Lösung unter pH-Messung

Umschlagsbereich pH-Bereich, in dem ein Indikator seine Farbe wechselt

Universalindikator erhält man durch Mischung von Indikatoren mit unterschiedlichen Umschlagsbereichen. Sie wechseln deshalb bei definierten pH-Werten die Farben.

Zitronensäure stark saure organische Säure in Früchten (Zitrusfrüchten)

Äquivalenzpunkt	Der Punkt, an dem sich bei einer Titration genau die beiden Konzentrationen z.B Base und Säure gleichen heißt Äquivalenzpunkt [OH^-] =[H₃O⁺] . Dieser entspricht dem Wendepunkt der Kurve und ist = dem Neutralpunkt.
Autoprotolyse	Selbstdissoziation beim Wasser. In neutralem Wasser zerfallen 10^-7 Mol/L H₂O-Moleküle in H⁺- und OH^--Ionen.

Basen	Stoffe, die Protonen aufnehmen = Protonenakzeptoren
Basenstärke	als pKB-Wert ausgedrückt, der die Fähigkeit von Stoffen angibt, Protonen aufzunehmen, je niedriger der Wert, desto stärker die Base
Bikarbonat-Puffer	wichtigstes Puffersystem im Blut aus H₂CO₃ und HCO₃^{- (= Bikarbonat)}
dissoziieren	=zerfallen; Säuren dissoziieren, d.h. geben H+-Ionen ab.
Henderson-Hasselbalch-Gleichung	= Puffergleichung: pH = pKs + log [A-]/[HA]
-I-Effekt	elektronenziehender Effekt (=induktiver Effekt); polare Atome üben auf ihre Nachbaratome einen elektronenziehenden Effekt aus, besonders bei Bindungen zu H.
Indikator	Gewisse Chemikalien besitzen die spezielle Eigenschaft bei pH-Wert- Änderungen ihre Farbe zu wechseln. Man nennt sie deshalb Indikatoren. Geringe Mengen eines solchen Indikators reicht aus, um einen Farbwechsel hervorzurufen und so den pH-Wert der Lösung anzuzeigen.
Ionenprodukt des Wassers	Produkt aus H₃O⁺-Ionen Konzentration und OH^--Ionen Konzentration im Wasser (= 10^-14)

Kalium-Kanäle	Über Kalium-Kanäle in den Geschmackssinneszellen der Zunge strömen normalerweise Kaliumionen nach außen. Sind jedoch im umgebenden Medium (Speichel, Speise, Getränk) H+-Ionen, werden die Kaliumkanäle verschlossen. Dies löst einen Stromimpuls zum Gehirn aus. Man schmeckt sauer.
Konjugierte Säure	Bei einer Protolyse stehen die Säure mit dem Säurerest dadurch in Zusammenhang, daß der Säurerest faktisch wieder ein Proton aufnehmen kann. Die Säure ist mit dem Säurerest "konjugiert". (nach Brönsted)
Konjugierte Base	Bei einer Protolyse stehen die Säure mit dem Säurerest dadurch in Zusammenhang, daß der Säurerest faktisch wieder ein Proton aufnehmen kann. Diese Base ist mit der Säure "konjugiert". (nach Brönsted)
Lackmus	blauer Farbstoff, den man aus verschiedenen Flechten, gewinnen kann. Der Umschlagsbereich liegt bei pH 4,5 rot, bei 8,3 blau. bekanntester Indikator.
Neutralisation	Reaktion von Säure mit Base liefert neutrale Produkte
Neutralpunkt	Der Punkt, an dem sich bei einer Titration genau die beiden Konzentrationen z.B Base und Säure gleichen heißt Äquivalenzpunkt [OH^-] =[H₃O⁺] . Dieser entspricht dem Wendepunkt der Kurve und ist = dem Neutralpunkt.
Oxalsäure	organische Säure in Rhabarber, Klee usw.
Oxoniumionen	früher Hydroxoniumionen= H₃O⁺-Ionen
pH	Wert , der H+-Ionen Konzentration einer Lösung angibt; geht von 0-14
Phenolphthalein	oft benutzter Indikator ist Phenolphthalein, ein weißer, pulverförmiger organischer Stoff, unlöslich in Wasser, leicht löslich in Alkohol oder Alkalien. pH-Umschlag bei pH 8,2 -10.
pKs	10er Logarithmus des Ks-Wert (pKs= -log Ks), gibt die Fähigkeit eines Stoffes an, Protonen abzugeben; je niedriger, desto stärker die Säure
Protonendonatoren	= Stoffe, die Protonen abgeben = Säuren
Puffer	gleichmolares Gemisch einer schwachen Säure und ihrem Säurerest; fängt H+- und OH- Ionen ab
Salzsäure	=Chlorwasserstoffsäure HCl
sauer	Lösung mit mehr Protonen als neutrales Wasser
saurer Regen	Durch Verbrennungsprozesse gelangt SO₂in die Atmosphäre was mit Wasser zu Schwefelsäure reagiert. Dadurch erniedrigt sich der pH-Wert des Regens. Saurer Regen sorgt für das Absterben der Pflanzen und für Verwitterung von Kalkstein.
Säurekonstante	Ks; ergibt sich aus der Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf die Protolyse: Ks= [A-]x[H₃O⁺]/[HA]
Säurestärke	als pKs-Wert ausgedrückt, der die Fähigkeit von Stoffen angibt, Protonen abzugeben; je niedriger der Wert, desto stärker die Säure
Titration	quantitative Methode, um die Konzentration einer Säure oder Base zu bestimmen. z.B. Zugabe einer definierten Konzentration Base oder Säure zu einer Lösung unter pH-Messung
Umschlagsbereich	pH-Bereich, in dem ein Indikator seine Farbe wechselt
Universalindikator	erhält man durch Mischung von Indikatoren mit unterschiedlichen Umschlagsbereichen. Sie wechseln deshalb bei definierten pH-Werten die Farben.

Zitronensäure	stark saure organische Säure in Früchten (Zitrusfrüchten)