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.

Inhaltsverzeichnis

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:

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. L. Kolditz; Anorganische Chemie; VEB Deutscher Verlag der Wissenschaften 1983, S. 188
  2. Hollemann-Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101.Aufl. S.457

Siehe auch


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