Ampholyte

Überblick Brönsted-Lowrey Theorie

Mithilfe der Brönsted-Lowrey Theorie kann man Ampholyte besser verstehen. Die Theorie beinhaltet das Konzept des konjugierten Säure-Base-Paares.

Ist in diesem Fall die Säure sehr stark, ist die konjugierte Base eher schwach. Das Gleiche gilt auch umgekehrt, wenn die Base sehr stark ist. In dieser Situation ist die Säure schwach. Die Summe der dazugehörigen pK_S- und pK_B-Werte eines konjugierten Säure-Base-Paares ergibt stets 14.

Konjugierte Säure-Base-Paare und Ampholyte

Das bekannteste Beispiel für Ampholyte ist Wasser. Das heißt also, dass Wasser sowohl eine Säure als auch eine Base sein kann. Wie in der Einleitung erwähnt, kann Wasser – je nach Reaktionspartner – entweder zu H₃O⁺ oder OH^- reagieren.

Wasser reagiert mit einer Säure

Nimm dafür einmal an, zu Wasser wird Salzsäure hinzugegeben. Die Salzsäure gibt ein Proton an das Wassermolekül ab. So liegen nun Oxonium-Ionen (H₃O⁺) und Chlorionen (Cl^-) vor. Die Salzsäure fungiert hier als Protonendonator und das Wasser als Protonenakzeptor. Dabei ist HCl und Cl^- ein konjugiertes Säure-Base-Paar und H₂O und H₃O⁺ das zweite konjugierte Säure-Base-Paar.

Wasser reagiert mit einer Base

Ist der Reaktionspartner nun Ammoniak, gibt das Wasser ein Proton ab und Ammoniak nimmt dieses auf. Im Vergleich zur Reaktion mit HCl ist hier das Wasser die Säure und Ammoniak die Base. Hier sind die konjugierten Säure-Base-Paare H₂O/OH^- und NH₃/NH₄⁺.

Autoprotolyse

Zu Beginn hast du kurz von der Autoprotolyse gehört. Dafür siehst du hier die Reaktionsgleichung. Wasser reagiert mit sich selbst. Ein Wassermolekül dient als Protonendonator und ein zweites als Protonenakzeptor. Das konjugierte Säure-Base-Paar besteht einmal aus Wasser und Oxonium-Ionen, während das zweite ebenfalls aus Wasser und dieses Mal dem Hydroxid-Ion besteht.

Weitere Beispiele von Ampholyten

Wasser ist jedoch nicht das einzige Molekül, das diese Besonderheit aufweist. Ein weiteres Molekül hast du mit Ammoniak schon kennengelernt. Weitere Beispiele lernst du nun kennen.

Hydrogencarbonat als Ampholyt

Neben Wasser sind auch Salze wie Hydrogencarbonat (HCO₃^-) Ampholyte. Reagiert HCO₃^- mit Wasser entsteht Kohlensäure (H₂CO₃) und ein Hydroxidion:

${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+{\mathrm{HCO}}_3^{-}\to {\mathrm{OH}}^{-}+{\mathrm{H}}_2{\mathrm{CO}}_3$

Das Wasser wirkt hier als Säure und gibt ein Proton ab, während HCO₃^- eine Base ist und das Proton bindet.

Reagiert HCO₃^- allerdings mit Ammoniak entstehen CO₃^2- und NH₄⁺. Hier gibt HCO₃^- ein Proton an Ammoniak ab und wirkt als Säure.

${\mathrm{HCO}}_3^{-}+{\mathrm{NH}}_3\to {\mathrm{CO}}_3^{2-}+{\mathrm{NH}}_4^{+}$

Dihydrogenphosphat als Ampholyt

Dihydrogenphosphat ist eine einfach deprotonierte mehrprotonige Säure. Sie besitzt also ursprünglich mehrere Protonen. Bei einer Reaktion mit einer Säure ist es ein Protonenakzeptor und reagiert somit als Base.

$\mathrm{HCl}+{\mathrm{H}}_2{\mathrm{PO}}_4^{-}\to {\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4+{\mathrm{Cl}}^{-}$

Bei einer Reaktion mit einer Base ist es ein Protonendonator und reagiert somit als Säure.

${\mathrm{NH}}_3+{\mathrm{H}}_2{\mathrm{PO}}_4^{-}\to {\mathrm{NH}}_4^{+}+{\mathrm{HPO}}_4^{2-}$

Aminosäuren als Ampholyt

Aminosäuren besitzen sowohl eine saure Carboxygruppe (–COOH), als auch eine basische Aminogruppe (–NH₂). Am Beispiel der einfachsten Aminosäure Glycin kann man die Amphoterie der Aminosäuren verdeutlichen.

In Reaktion mit Säuren fungiert die Aminogruppe als Protonenakzeptor und somit reagiert Glycin als Base.

$\mathrm{HCl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{N}-{\mathrm{CH}}_2-\mathrm{COOH}\to {\mathrm{H}}_3{\mathrm{N}}^{+}-{\mathrm{CH}}_2-\mathrm{COOH}+{\mathrm{Cl}}^{-}$

Wenn die Aminosäure mit einer Base reagiert, gibt die Carboxygruppe das Proton ab und Glycin reagiert als Säure.

$\mathrm{NaOH}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{N}-{\mathrm{CH}}_2-\mathrm{COOH}\to {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+{\mathrm{Na}}^{+}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{N}-{\mathrm{CH}}_2-{\mathrm{COO}}^{-}$