Ampholyt


Ampholyt

Ampholyte (zusammengesetzt aus griechisch αμφίς (amphis) = auf beiden Seiten und λύσις (lysis) = Auflösung) beziehungsweise 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 Protonen abgeben.

Eigenschaften

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:

$ \mathrm{2 \ H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-} $

Beispiele für Ampholyte

Verbindungen, die zur Autoprotolyse neigen

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:

$ \mathrm{HCl + H_2O \longrightarrow H_3O^+ + Cl^-} $

Reagiert mit Base als Säure:

$ \mathrm{NH_3 + H_2O \longrightarrow NH_4^+ + OH^-} $

Teilweise deprotonierte mehrprotonige Säuren

Beispiele:

  • Monohydrogenphosphat HPO42−
  • Dihydrogenphosphat H2PO4
  • Hydrogensulfat HSO4

Reaktionsbeispiel: Dihydrogenphosphat

Reagiert mit Säure als Base:

$ \mathrm{HCl + H_2PO_4^- \longrightarrow H_3PO_4 + Cl^-} $

Reagiert mit Base als Säure:

$ \mathrm{NH_3 + H_2PO_4^- \longrightarrow NH_4^+ + HPO_4^{2-}} $

Teilweise protonierte mehrwertige Basen

Beispiele:

Reaktionsbeispiel: basisches Magnesiumchlorid

Reagiert mit Säure als Base:

$ \mathrm{HCl + Mg(OH)Cl \longrightarrow H_2O + MgCl_2} $

Reagiert mit Base als Säure:

$ \mathrm{Mg(OH)Cl + NaOH \longrightarrow NaCl + Mg(OH)_2} $

Verbindungen mit sauren und basischen funktionellen Gruppen

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:

$ \mathrm{HCl + H_2N{-}CH_2{-}COOH \longrightarrow H_3N^+{-}CH_2{-}COOH + Cl^-} $

Reagiert mit Base als Säure:

$ \mathrm{NaOH + H_2N{-}CH_2{-}COOH \longrightarrow H_2O + H_2N{-}CH_2{-}COO^- + Na^+} $

Berechnen des Eigen-pH-Werts von Ampholyten

Löst man Ampholyte (mit zwei funktionellen Gruppen) in Wasser so stellt sich ein mittlerer pH-Wert ein, der sich mit folgender (Konzentration unabhängigen) Näherungsformel berechnen lässt:

$ pH=\frac{1}{2}(pK_{S1}+pK_{S2}) $

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

Bei diesem pH-Wert haben Ampholyte die niedrigste Löslichkeit. Die Löslichkeit nimmt sowohl mit steigendem als auch mit fallendem pH-Wert zu. Außerdem erscheint der Ampholyt bei diesem pH-Wert „elektrisch neutral“, was man bei der isoelektrischen Fokussierung ausnutzt.

Quellen

  1. Lothar Kolditz: Anorganische Chemie. Band 1. 2. Auflage. VEB Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1983, S. 188.
  2. Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. verbesserte und stark erweiterte Auflage. de Gruyter, Berlin u. a. 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 457.

Siehe auch

Weblinks

Wiktionary Wiktionary: Ampholyt – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen