Ampholyt

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Wechseln zu: Navigation, Suche

Säure-Base-Ampholyte (zusammengesetzt aus griechisch αμφίς (amphis) = auf beiden Seiten und λύσις (lysis) = Auflösung) beziehungsweise Säure-Base-Amphotere oder amphiprotische Verbindungen sind chemische Verbindungen, die sowohl als Brønsted-Säure als auch als Brønsted-Base reagieren können. Dieses Verhalten bezeichnet man auch als Säure-Base-Amphoterie. Amphotere können sowohl Protonen aufnehmen als auch abgeben.

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die Wasserlöslichkeit der Ampholyte hängt stark vom pH-Wert ab. Manche Ampholyte reagieren mit sich selbst, das bekannteste Beispiel dafür ist Wasser. Es reagiert mit Säuren zu H3O+ oder mit Basen zu OH, dieses Verhalten zeigt sich auch in reinem Wasser als Autoprotolyse:

Beispiele für Ampholyte[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Verbindungen, die zur Autoprotolyse neigen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Beispiele (Autoprotolysekonstanten pKau nach [1]):

Die angegebenen Autoprotolysekonstanten entsprechen dem negativen dekadischen Logarithmus (s. a. pH-Wert) des Ionenprodukts der Stoffe. Mit steigender Temperatur nimmt das Ausmaß der Autoprotolyse für gewöhnlich zu.

Reaktionsbeispiel: Wasser

Reagiert mit Säure als Base:

Reagiert mit Base als Säure:

Teilweise deprotonierte mehrprotonige Säuren[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Beispiele:

Reaktionsbeispiel: Dihydrogenphosphat

Reagiert mit Säure als Base:

Reagiert mit Base als Säure:

Teilweise protonierte mehrwertige Basen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Beispiele:

Reaktionsbeispiel: basisches Magnesiumchlorid

Reagiert mit Säure als Base:

Reagiert mit Base als Säure:

Verbindungen mit sauren und basischen funktionellen Gruppen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Verbindungen mit mindestens je einer sauren und basischen funktionellen Gruppen sind ebenfalls amphotere Stoffe, so beispielsweise:

Reaktionsbeispiel: Glycin (einfachste Aminosäure)

Reagiert mit Säure als Base:

Reagiert mit Base als Säure:

Berechnen des Eigen-pH-Werts von Ampholyten[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Löst man Ampholyte (mit zwei funktionellen Gruppen) in Wasser, so stellt sich ein mittlerer pH-Wert ein, der sich mit folgender (für nicht allzu starke Verdünnungen konzentrationsunabhängigen) Näherungsformel, auch „Ampholytgleichung“ genannt, berechnen lässt:

Dabei sind pKS1 und pKS2 die Säurekonstanten (pKS-Werte) der jeweiligen Dissoziationsmöglichkeiten des Ampholyten.

Elektrisch neutrale Ampholyte, z. B. Aminosäuren, haben bei diesem pH-Wert außerdem die niedrigste Löslichkeit; sinkt oder steigt der pH-Wert, nimmt die Löslichkeit dagegen wieder zu, da mit der Ladung die Solvathülle stabilisiert wird.

Quellen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. Lothar Kolditz: Anorganische Chemie. Band 1. 2. Auflage. VEB Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1983, S. 188.
  2. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 457 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).

Siehe auch[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

 Wiktionary: Ampholyt – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen