Ausgewählte Produkte

Säuren und Basen

Säuren und Basen sind wichtige Gruppen innerhalb der Klassifizierung chemischer Stoffe, da sie aufgrund ihrer vielfältigen Anwendungen in jeder Art von Labor oder industriellem Prozess weit verbreitet sind. (z.B. Aufschluss von Proben in einem analytischen Labor unter Verwendung von HNO₃, Katalysator in chemischen Reaktionen, saure Hydrolyse, pH-Einstellung, Herstellung von Düngemitteln, Synthese von Nylon usw.).

Säuren und Basen sind auch weit verbreitete Stoffe, die überall vorkommen und in vielen alltäglichen Dingen zu finden sind, z.B. in Lebensmitteln, Medikamenten oder Reinigungsmitteln wie Essig, Zitronensaft, Backpulver, Aspirin, Seifen usw.

In der Chemie wurden Säuren und Basen durch drei Theorien unterschiedlich definiert:

• Die Arrhenius-Definition, die auf der Vorstellung beruht, dass Säuren Stoffe sind, die in einer wässrigen Lösung ionisieren (dissoziieren) und dabei Wasserstoffionen oder Protonen (H⁺) freisetzen, während Basen in Lösung Hydroxidionen (OH^-) freisetzen. Dies führte dazu, dass Arrhenius 1903 den Nobelpreis für Chemie erhielt.
• Die Brønsted-Lowry-Definition definiert Säuren als Stoffe, die Protonen (H⁺) abgeben, während Basen Stoffe sind, die Protonen aufnehmen. Der Vorteil dieser Definition ist, dass sie nicht auf wässrige Lösungen beschränkt ist. Brønsted-Lowry-Säuren und -Basen treten immer in Paaren auf, die als konjugierte Säure-Base-Paare bezeichnet werden. Diese Paare sind durch die Übertragung eines Protons miteinander verbunden.
• Die Lewis-Theorie der Säuren und Basen besagt, dass Säuren Elektronenpaar-Akzeptoren sind (um eine kovalente Bindung zu bilden), während Basen Elektronenpaar-Donatoren sind (um eine kovalente Bindung zu bilden). Diese Definition ist die umfassendste und umfasst Arten, die nicht in der Brønsted-Lowry-Definition enthalten sind.

Kurze Zusammenfassung - die drei Konzepte von Säuren und Basen:

Arrhenius - der erste moderne Ansatz
Säure: erzeugt H⁺ (Protonen) in wässriger Lösung
Base: erzeugt OH^- (Hydroxid-Ionen) in wässriger Lösung

Brønsted-Lowry - der allgemein akzeptierte Ansatz
Säure: Protonendonator
Base: Protonenakzeptor

Lewis - am umfassendsten
Säure: Elektronenpaar-Akzeptor (zur Bildung einer kovalenten Bindung)
Base: Elektronenpaardonator (zur Bildung einer kovalenten Bindung)

Säuren und Basen verbinden sich oder neutralisieren sich durch Säure-Base-Reaktionen und bilden Salze (siehe auch weitere Informationen auf unserer Seite Salze und Mineralien).

pH-Wert
Die Wasserstoffionenkonzentration [H⁺] ist ein Maß für die Säuren nach Arrhenius und Brønsted-Lowry, ein Maß für die Azidität oder Basizität (Alkalität) einer Substanz oder Lösung. Dies ist im Allgemeinen ausgedrückt der pH-Wert. Der pH-Wert einer Lösung ist gleich dem negativen dekadischen Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration:

pH = -log [H⁺] = log 1/[H⁺]

Der pH-Wert bietet einen praktischen Mechanismus, um einen großen Bereich von [H⁺] in kleinen positiven Zahlen auszudrücken. Der Buchstabe p wird verwendet, um den negativen Logarithmus zur Basis 10 anzugeben.

Ebenso kann die Hydroxidionenkonzentration als pOH ausgedrückt werden:

pOH = -log [OH^-]

Die pH-Skala von 0 bis 14 deckt normalerweise alle Wasserstoffionenkonzentrationen ab, die in verdünnten wässrigen Lösungen und biologischen Systemen vorkommen. Reines Wasser hat bei 25 °C einen pH-Wert von 7 (da der pH-Wert von der Temperatur abhängt), der als neutral gilt, da die Konzentration der Wasserstoffionen [H⁺] der Konzentration der Hydroxidionen [OH^-] entspricht.

Bei einem pH-Wert < 7 ist die Lösung sauer und bei einem pH-Wert > 7 ist die Lösung basisch oder alkalisch. Aufgrund der logarithmischen Funktion entspricht eine Änderung um eine pH-Einheit einem zehnfachen Unterschied in der Wasserstoffionenkonzentration.

Der pH-Wert ist der am häufigsten gemessene Parameter in der Chemie, insbesondere in der analytischen Chemie. Er ist auch in der Schwimmbadpflege und Wasseraufbereitung, in der Landwirtschaft, der Medizin, dem Ingenieurwesen, der Meereskunde, der Biologie und anderen Wissenschaften von Bedeutung.

Messungen des pH-Werts lassen sich leicht mit einem pH-Meter, einem Farbwechselindikator oder pH-Indikatorpapier durchführen.

Finden Sie hier weitere Informationen über

Puffer

Farbstoffe, Färbemittel und Indikatoren


Stärken von Säuren und Basen - Dissoziationskonstanten - K_a, K_b und K_w

Starke Säuren und Basen

Starke Säuren und Basen sind Säuren und Basen, die in wässriger Lösung vollständig in ihre Einzelionen dissoziieren.

In Wasser löst sich ein Mol einer starken monoprotischen Säure HA unter Bildung von einem Mol H⁺ (als Hydroniumion H₃O⁺) und einem Mol der konjugierten Base A^-. Im Grunde genommen bleibt nichts von der undissoziierten Säure HA übrig, jede dieser Säuren ionisiert im Wesentlichen zu 100%.

Starke Säure: HA + H₂O → A^-(aq) + H₃O⁺(aq)
Starke Base: BOH + H₂O → B⁺(aq) + OH^-(aq)

Der Einfachheit halber kann H₃O⁺ als H⁺ geschrieben werden, obwohl dieses freie H⁺ in wässrigen Lösungen nicht existiert, da bei allen Säure-Ionisierungsreaktionen ein Proton auf H₂O übertragen wird, um Hydronium-Ionen, H₃O⁺, zu bilden.

Starke Säure: HA(aq) → A^-(aq) + H⁺(aq)
Starke Base: BOH(aq) → B⁺(aq) + OH^-(aq)

Beispiele für starke Säuren und Basen:

Schwache Säuren und Basen
Schwache Säuren und Basen sind solche, die in wässriger Lösung nur teilweise dissoziieren. Im Gleichgewicht befinden sich sowohl die Säure als auch die konjugierte Base in Lösung. Die Dissoziation einer Säure oder einer Base wird durch die folgende Reaktion ausgedrückt:

Schwache Säure: HA(aq) ⇋ A^-(aq) + H⁺(aq)
Schwache Base: BOH(aq) ⇋ B⁺(aq) + OH^-(aq)

Die Säuredissoziationskonstante, K_a, ist ein Maß für den Dissoziationsgrad der Säure.

K_a = [H⁺] [A^- ] / [HA] oder
pK_a = -log [H⁺] [A^-] / [HA] = log [HA] / [H⁺] [A^-]

wobei die Mengen in eckigen Klammern die Konzentrationen der Spezies im Gleichgewicht darstellen.

Stärkere Säuren haben eine größere Säuredissoziationskonstante (K_a) und eine kleinere logarithmische Konstante (pK_a = -log K_a) als schwächere Säuren. Je stärker eine Säure ist, desto leichter verliert sie ein Proton, H⁺.
Säuren mit einem K_a-Wert von weniger als eins oder folglich einem pK_a-Wert von mehr als 0 gelten als schwach.
K_a oder pK_a können daher zur Unterscheidung zwischen starken und schwachen Säuren verwendet werden.

Starke Säuren: K_a > 1 oder pK_a < 0
Schwache Säuren: K_a < 1 oder pK_a > 0

In ähnlicher Weise dissoziiert eine schwache einwertige Base, BOH, zu B⁺ und OH^-.

Die Dissoziationskonstante der Base, K_b, ist ein Maß für das Ausmaß der Dissoziation der Base.

K_b = [B⁺] [OH^-] / [BOH]

Beispiele für schwache Säuren und Basen:

Die Dissoziation von Wasser

K_w - Die Ionisierungskonstante des Wassers

Wasser dissoziiert teilweise in Ionen gemäß der Gleichung:

H₂O ⇋ H⁺ + OH^-

Die Gleichgewichtskonstante K für diese Reaktion kann wie folgt geschrieben werden:

K = [H⁺] [OH^-] / [H₂O]

Wenn sich reines flüssiges Wasser mit Wasserstoff- und Hydroxidionen bei 25 °C im Gleichgewicht befindet, sind die Konzentrationen des Wasserstoffions und des Hydroxidions gleich: [H⁺] = [OH^-] = 1,0 × 10^-7 mol/L.
Die Anzahl der dissoziierten Wassermoleküle ist also sehr gering, etwa 2 ppb. Man kann [H₂O] bei 25 °C aus der Dichte von Wasser bei dieser Temperatur (0,997 g/mL) berechnen:

[H₂O] = mol/L = 1 mol/18,02 g x 0,997 g/mL X 1000 mL/L = 55,3 mol/L

Da so wenige Wassermoleküle dissoziiert werden, liegt das Gleichgewicht der Autoprotolyse weit links. Folglich bleibt [H₂O] durch die Autoprotolyse im Wesentlichen unverändert und kann als Konstante behandelt werden. Durch die Aufnahme dieser Konstante in den Gleichgewichtsausdruck können wir die Gleichung umstellen und eine neue Gleichgewichtskonstante definieren.

K [H₂O] = [H⁺] [OH^-]

Da K eine Konstante und [H₂O] eine Konstante ist, können wir beide durch eine neue Konstante K_w ersetzen, die Ionenproduktkonstante von flüssigem Wasser (auch Ionenprodukt von Wasser, Autoprotolysekonstante von Wasser, (Auto-)Ionisierungskonstante von Wasser oder Wasserdissoziationsgleichgewichtskonstante genannt).

K_w = [H⁺] [OH^-]

Wie in reinem Wasser beträgt die [H⁺]- und [OH^-]-Ionenkonzentration bei 25 °C 1,0 x 10^-7 mol/L. Der Wert von K_w bei 25 °C ist daher 1,0 x 10^-14.

K_w = (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-14 (bei 25 °C)

Obwohl K_w in Bezug auf die Dissoziation von Wasser definiert ist, gilt diese Gleichgewichtskonstante auch für Lösungen von Säuren und Basen, die in Wasser gelöst sind. Unabhängig von der Quelle der H⁺- und OH^- Ionen im Wasser ist das Produkt der Konzentrationen dieser Ionen im Gleichgewicht bei 25 °C immer 1,0 x 10^-14.

Wenn also:

[H⁺] [OH^-] = 10^-14

Wenn man den negativen Logarithmus auf beiden Seiten der Gleichung nimmt, erhält man:

-log [H⁺] - log [OH^-] = 14

Da pH = -log [H⁺] und pOH = -log [OH^-]

dann

pH + pOH = 14

Die Summe aus pH und pOH ist für jede wässrige Lösung bei 25 °C immer 14.

Konjugierte Säure-Base-Paare
Nach der Brønsted-Lowry-Definition liegt jede Säure und jede Base als konjugiertes Säure-Base-Paar vor. Jedes Mal, wenn eine Säure als H⁺-Donator wirkt, bildet sie eine konjugierte Base. Wenn eine generische Säure HA ein H⁺ an Wasser abgibt, ist ein Produkt der Reaktion das A^--Ion, das ein Wasserstoffionenakzeptor oder eine Brønsted-Base ist.

Beziehung zwischen K_a und K_b für ein konjugiertes Säure-Base-Paar:

HA ⇋ A^- + H⁺
Säure-Base

K_a = [H⁺] [A^-] / [HA]

Da A^- eine Base ist, können wir auch die reversible Reaktion für A^- schreiben, das als Base wirkt, indem es ein Proton aus Wasser aufnimmt:
A^- + H₂O ⇋ HA + OH^-

Dann

K_b = [B⁺] [OH^-] / [BOH]

Multipliziert man K_a für HA mit K_b für seine konjugierte Base A^-, so ergibt sich:

K_a x K_b = [H⁺] [A^-] / [HA] x [HA] [OH^-]/[A^-] = [H⁺] [OH^-] = K_w

wobei K_w die Wasserdissoziationskonstante ist. Diese Beziehung ist sehr nützlich, um K_a und K_b für ein konjugiertes Säure-Base-Paar in Beziehung zu setzen. Wir können den Wert von Kw bei 25 °C auch zur Ableitung anderer praktischer Gleichungen verwenden:

K_a x K_b = K_w

K_w= 10^-14 bei 25 °C

K_a x K_b = 10^-14

Wenn wir den negativen Logarithmus beider Seiten der Gleichung nehmen, erhalten wir:

pK_a + pK_b = 14

Mit diesen Gleichungen lässt sich K_b (oder pK_b) einer schwachen Base anhand von K_a der konjugierten Säure bestimmen. Wir können auch das K_a (oder pK_a) einer schwachen Säure aus dem K_b der konjugierten Base berechnen.

Zwei wichtige Faktoren, die zur Leichtigkeit der Deprotonierung beitragen, sind die Polarität der H-A-Bindung und die Größe des Atoms A, die die Stärke der H-A-Bindung bestimmt. Die Säurestärke hängt auch von der Stabilität der konjugierten Base ab.

Eine konjugierte Säure ist definiert als die Säure, die entsteht, wenn eine Base ein Proton erhält. Ebenso wird eine konjugierte Base gebildet, wenn eine Säure ein Proton verliert. Bei dem konjugierten Säure-Base-Paar HCO₃^-/CO₃^2- beispielsweise ist CO₃^2- die konjugierte Base und HCO₃^- die konjugierte Säure.
Wenn man die Reaktionen der konjugierten Säure und der konjugierten Base mit Wasser addiert, ist die Nettoreaktion einfach die Dissoziation von Wasser. Wenn man also die Dissoziationskonstante für eine der beiden Säuren kennt, kann man auch die andere bestimmen:

K_a x K_b = K_w = 10^-14

K_a und K_b stehen also in einem umgekehrten Verhältnis zueinander. Mit anderen Worten: Wenn K_a groß ist (die Säure ist stark), dann ist K_b (die Base ist schwach) klein und umgekehrt. Aus dieser Beziehung ergibt sich, dass bei der Bildung eines konjugierten Säure-Base-Paares aus einer schwachen Säure die konjugierte Base stärker ist als die Säure.

(1) Erste Protolysestufe

Polyprotische Säuren
Säuren können ein, zwei oder mehr Protonen (H⁺) spenden. Typische Beispiele sind:

Eine monoprotische Säure ist durch eine einzige Säurekonstante K₁ (= K_a) gekennzeichnet, eine diprotische Säure durch zwei Säurekonstanten (K₁, K₂) und eine triprotische Säure durch drei Säurekonstanten (K₁, K₂, K₃):

1. Dissoziationsschritt: H₃A = H⁺ + H₂A^- (K₁)
2. Dissoziationsschritt: H₂A^- = H⁺ + HA^2- (K₂)
3. Dissoziationsschritt: HA^2- = H⁺ + A^3- (K₃)

Dies kann auf jede N-Protonensäure mit N Dissoziationsschritten ausgedehnt werden.

Die Protonen werden nacheinander freigesetzt, wobei das erste Proton am schnellsten und am leichtesten verloren geht, dann das zweite und dann das dritte (das am stärksten gebunden ist). Daraus ergibt sich die folgende Rangfolge der Säurekonstanten einer polyprotischen Säure:

K₁ > K₂ > K₃ oder pK₁ < pK₂ < pK₃

Zum Beispiel hat Phosphorsäure pK₁ = 2,147, pK₂ = 7,207 und pK₃ = 12,346.

Amphotere Stoffe
Eine amphotere Verbindung ist ein Molekül oder Ion, das sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann. Eine Art von amphoteren Spezies sind amphiprotische Moleküle, die ein Proton (H⁺) entweder abgeben oder aufnehmen können. Dies ist die Bedeutung von "amphoter" in der Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie. Beispiele hierfür sind Aminosäuren und Proteine, die Amin- und Carbonsäuregruppen aufweisen, sowie selbstionisierbare Verbindungen wie Wasser. Metalloxide, die sowohl mit Säuren als auch mit Basen unter Bildung von Salzen und Wasser reagieren, werden als amphotere Oxide bezeichnet. Viele Metalle bilden amphotere Oxide oder Hydroxide. Ampholyte sind amphotere Moleküle, die sowohl saure als auch basische Gruppen enthalten und in einem bestimmten pH-Bereich meist als Zwitterionen vorliegen. Ein Zwitterion ist ein Molekül mit funktionellen Gruppen, von denen mindestens eine eine positive und eine eine negative elektrische Ladung aufweist. Die Nettoladung des gesamten Moleküls ist Null.

Berechnung des pH-Wertes
Um den pH-Wert einer wässrigen Lösung zu berechnen, muss man die Konzentration des Hydronium
Ions in Mol pro Liter (Molarität). Der pH-Wert wird dann mit Hilfe der folgenden Formel berechnet:

pH = - log [H⁺].

Starke Säure:

Ausgehend von der Definition des pH-Wertes und unter der Annahme, dass die analytische Konzentration der Säure (C_a) gleich der Konzentration von H⁺ ist, weil es sich um eine starke Säure handelt, ergibt sich

pH = -log C_a

Starke Base:

Wenn die Base stark ist, ist die analytische Konzentration der Base (C_b) gleich der Konzentration von OH^-. Da pH = 14 - pOH, wird daraus,

pH = 14 + log C_b

Schwache Säure:

Nur ein kleiner Teil der Moleküle in der Lösung dissoziiert in ein Anion und ein Proton, was x seiner Konzentration im Gleichgewicht entspricht:

Da es sich um eine schwache Säure handelt, ist der Ka-Wert klein, so dass das Gleichgewicht weit links liegt, so dass wir annehmen, dass
C_a - x ≅ C_a, dann wird der Gleichgewichtsausdruck zu:

K_a = x²/C_a = [H⁺]²/C_a

dann,

[H⁺] = SQRT (K_aC_a) = (K_a)^1/2 (C_a)^1/2

wobei die negativen Logarithmen genommen werden,

pH = ½ pK_a - ½ log C_a

Schwache Base:

Nur ein kleiner Teil der Moleküle in der Lösung dissoziiert in ein Anion und ein Proton, was x seiner Konzentration im Gleichgewicht entspricht:

Da die Base schwach ist, ist der K_b klein, so dass das Gleichgewicht weit links liegt.
C_b - x ≅ C_b, dann wird der Gleichgewichtsausdruck zu:

K_b = x²/C_b = [OH^-]²/C_b

dann,

[OH^-] = SQRT (K_bC_b) = (K_b)^1/2 (C_b)^1/2

wobei die negativen Logarithmen genommen werden,

pOH = ½ pK_b - ½ log C_b

pH = 14 - pOH


Puffer
Schwache Säure plus das Salz der schwachen Säure (d.h. eine schwache Säure in Gegenwart ihrer konjugierten Base)

In diesem Fall befindet sich die schwache Säure HA mit der Konzentration C_a in Lösung mit einem Salz eines gewöhnlichen Anions.
Wenn zum Beispiel das Salz NaA die Konzentration C_b hat, ist die [A^-] in der Lösung, die allein auf das Salz zurückzuführen ist, ebenfalls C_b, da NaA zu 100% dissoziiert ist (alle Salze ionisieren vollständig in wässrigen Lösungen).

Durch das Vorhandensein des gemeinen Ions (aus dem Salz), A^-, wird das Gleichgewicht noch weiter nach links verschoben, als es der kleine K_a-Wert der Säure nahelegt. Folglich ist es sicher, dass,
C_a - x ≈ C_a und C_b + x ≅ C_b. Der Gleichgewichtsausdruck lautet dann,

K_a = x C_b/C_a= [H⁺] C_b/C_a

[H⁺] = K_a C_a/C_b

Der Logarithmus der beiden Seiten ergibt,

pH = pK_a + log C_b/C_a

Diese Gleichung wird als Henderson-Hasselbalch-Gleichung bezeichnet und ist nützlich für die Schätzung des pH
einer Pufferlösung.

Schwache Base plus das Salz der schwachen Base (d. h. eine schwache Base in Gegenwart ihrer konjugierten Säure)
In diesem Fall befindet sich die schwache Base BOH mit der Konzentration C_b in Lösung mit einem Salz eines gewöhnlichen Kations mit der Konzentration C_a.

Durch das Vorhandensein des gemeinen Ions (aus dem Salz), B⁺, wird das Gleichgewicht noch weiter nach links verschoben, als es der kleine K_b-Wert der Base nahelegt. Folglich ist es sicher, dass,
C_b - x ≈ C_b und C_a + x ≅ C_a. Der Gleichgewichtsausdruck lautet dann,

K_b = x C_a/C_b = [OH^-] C_a/C_b

[OH^-] = K_b C_b/C_a

Die Multiplikation beider Seiten mit - log ergibt,
pOH = pK_b - log (C_b/C_a)

da pK_b = 14 - pK_a und pOH = 14 - pH

dann,

pH = pK_a + log C_b/C_a

Und wir haben wieder die Henderson-Hasselbalch-Gleichung. In diesem Fall gilt pK_a für die konjugierte Säure der schwachen Base und C_b und C_a sind die Konzentrationen der schwachen Base bzw. ihrer konjugierten Säure.

Amphiprotische Substanz (d.h. HA^-, die in der Lösung von sauren Salzen vorhanden ist)
Die Herausforderung besteht darin, dass HA^- gleichzeitig hydrolysiert und dissoziiert, und es ist nicht klar, welcher dieser Prozesse für den endgültigen pH-Wert verantwortlich ist; außerdem ist es sehr wahrscheinlich, dass der pH-Wert auf ein Gleichgewicht zwischen beiden Reaktionen zurückzuführen ist.

K_a1 = [H⁺] [HA^-] / [H₂A]
K_a2 = [H⁺] [A^2-] / [HA^-]
C_HA^- = [H₂A] + [HA^-] + [A^2-]

C_HA^- ist die Konzentration der Quelle der amphiprotischen Substanz

H⁺-Ionen werden bei der Dissoziationsreaktion (zusammen mit A^2-) erzeugt und bei der Hydrolyse (unter Bildung von H₂A) verbraucht, so dass ihre Konzentration gleich ist:

[H⁺] = [A^2-] - [H₂A]

Wir können es in der Form umschreiben:

[H⁺]=K_a2 [HA^-] / [H⁺] - [H⁺] [HA^-] / K_a1

oder, nach Umformung

[H⁺]² = K_a1 K_a2 [HA^-] / ([HA^-] + K_a1)

Unter der Annahme, dass weder Dissoziation noch Hydrolyse zu weit gehen und [HA^-] = C_HA^-. Wenn dies der Fall ist

[H⁺] = SQRT (C_HA^- K_a1 K_a2 / (C_HA^- + K_a1)

Wenn C_HA^- ausreichend größer als K_a1 ist, können wir K_a1 vernachlässigen und die gesamte Gleichung erhält die Form

[H⁺] ≂ SQRT(K_a1 K_a2) = K_a1^½ K_a2^½

oder

pH = ½ (pK_a1 + pK_a2)

Titration
Die Titration ist ein Verfahren zur Bestimmung der Konzentration einer Säure oder Base. Dazu wird ein bekanntes Volumen einer Lösung mit unbekannter Konzentration mit einem bekannten Volumen einer Lösung mit bekannter Konzentration umgesetzt. Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn die Anzahl der Säuremoleküle gleich der Anzahl der zugesetzten Basenmoleküle ist (oder umgekehrt).

Der Äquivalenzpunkt wird bei einer Titration auf zwei übliche Arten bestimmt: entweder durch eine grafische Methode, bei der der pH-Wert der Lösung in Abhängigkeit von der Zugabe des Titranten mit einem pH-Meter aufgetragen wird, oder durch Beobachtung der Farbänderung eines zugesetzten Indikators. Indikatoren sind schwache organische Säuren oder Basen, die in ihrem undissoziierten und dissoziierten Zustand unterschiedliche Farben haben.

Weitere Informationen über unsere Titrationsprodukte finden Sie auf unserer Seite Titration.

Unser Portfolio an Säuren und Basen besteht aus:

• Anorganische Säuren wie Salzsäure, Schwefelsäure, Salpetersäure, Fluorwasserstoffsäure, Phosphorsäure oder Borsäure,
• Organische Säuren sind Essigsäure, Ameisensäure, Zitronensäure, Milchsäure, Oxalsäure, Ascorbinsäure, EDTA, etc,
• Fettsäuren wie Octansäure (Caprylsäure), Ölsäure,
• Aminosäuren (siehe auch Seite Aminosäuren), die vor allem im Bereich der Biochemie/Life Sciences von Bedeutung sind, wie z. B. Asparaginsäure, Glutaminsäure oder Lysin, usw. Aminosäuren sind die Bausteine von Proteinen und spielen eine Schlüsselrolle bei den meisten biologischen Prozessen. Sie können sich je nach pH-Wert der Lösung sowohl sauer als auch basisch (amphoter) verhalten, da sie eine Aminogruppe (basisch) und eine Carboxylgruppe (sauer) im selben Molekül haben,
• Anorganische Basen, die häufigsten sind Natriumhydroxid (Natronlauge), Kaliumhydroxid (Kalilauge), Ammoniakk in Lösung, Bikarbonate, Calcium- oder Magnesiumhydroxide usw,
• Organische Basen, darunter Pyridin, Tetrabutylammoniumhydroxid, Triethanolamin, Triethylamin usw.

Um hochwertige, zuverlässige und genaue Ergebnisse zu erzielen, ist es von entscheidender Bedeutung, das richtige Produkt mit der passenden Qualitätsstufe zu wählen, die Ihren Anforderungen entspricht. Wir bieten eine breite Palette von Qualitätsstufen mit streng garantierten Spezifikationen, die die Auswahl des richtigen Produkts für Ihre spezifische Anwendung ermöglichen:

• Reagenzien für die Analyse (p.a.) nach ISO (International Organization for Standardization), ACS (American Chemical Society) und Pharmakopöe-Spezifikationen für Reagenzien (Reag. Ph. Eur., Reag. USP).
• Hochreine Säuren für die Spurenmetallanalyse (ppb, ppt) durch AAS, GF-AAS, ICP-OES, ICP-MS.
• Für HPLC oder für UV-Anwendungen.
• Pharmaqualität: Rohstoffe für die pharmazeutische Industrie in Herstellungsprozessen (z. B. für pH-Einstellungen) und als Hilfsstoffe in der Endformulierung, die den Spezifikationen der Pharmakopöen (Monographien) entsprechen, wie US Pharmacopea/National Formulary (USP-NF), European Pharmacopoeia (EP oder Ph. Eur.), British Pharmacopoeia (BP) usw., sowie GMP-IPEC-Qualität, einschließlich behördlicher Dokumente.
• Reagenzien für Biowissenschaften: BioChemica, für die Molekularbiologie oder für die Zellkultur.
• Reine Produkte für den allgemeinen Gebrauch.
• Volumetrische Lösungen (Standards), konzentriert und gebrauchsfertig, für die quantitative Analyse.
• Lösungen für die volumetrische Analyse/Titration und für die Bestimmung von Stickstoff (Proteinen) mittels der Kjeldahl-Methode
• Für die klinische Diagnose, wie z.B. Pikrinsäure.
• Produkte für die Synthese.
• Technische Qualität oder industrielle Qualität.
• Lebensmittelqualität gemäß den europäischen Vorschriften (EC) oder dem Food Chemicals Codex (FCC).
• VINIKIT, für die Weinanalyse

Säuren und Basen bei ITW Reagents
ITW Reagents liefert unter der Marke PanReac AppliChem hochwertige Säuren und Basen für alle relevanten Industriezweige, wie z. B. die Pharma- und Lebensmittelindustrie, für Tests in allgemeinen Analyselabors, für die Qualitätskontrolle, für die Forschung, für die Biowissenschaften, für die Umweltanalytik und für andere. Alle Produkte werden unter Anwendung des integrierten Qualitätsmanagementsystems nach den Normen ISO 9001, ISO 14001 und ISO 45001 hergestellt. Mit unserer mehr als 80-jährigen Erfahrung als Hersteller können Sie von unserem außergewöhnlichen Know-how im Bereich Säuren und Basen unter strenger Qualitätskontrolle, einer kommerziellen und technischen Unterstützung, die sich stark für unsere Kunden einsetzt, einem konstanten Lagerbestand mit einer stabilen Lieferkette und einem weltweiten Vertriebsnetz profitieren.

Anwendungen von Säuren und Basen
In chemischen Qualitätskontrolllabors, in der Forschung und Entwicklung oder in den Innovationsabteilungen jeder Industrie oder Institution, auch bei der Verwendung von Rohstoffen in industriellen Prozessen zur Herstellung von Arzneimitteln oder in allen organischen Synthese- oder Reinigungsprozessen.

Analytische Reagenzien bei Standardverfahren, pH-Einstellungen, qualitativen und quantitativen Analysen, instrumentellen Analysen, nasschemischen Analysen und Tests, chemischen Experimenten im Unterricht, Aufschluss von Proben, Katalysatoren bei chemischen Reaktionen, Probenvorbereitung bei der Spurenmetallanalyse, Abwasseruntersuchungen usw.

In der Wasseraufbereitung, der Herstellung von Papier, Düngemitteln, Seifen, Waschmitteln, Reinigungsmitteln, Cleaning-in-Place (CIP), der Synthese von Nylon, Sprengstoffen, der Herstellung von organischen Verbindungen (wie Vinylchlorid und Dichlorethan für PVC), der Herstellung von Kunstharzen, Farbstoffen, Arzneimitteln, Erdölkatalysatoren, Insektiziden und Frostschutzmitteln sowie in verschiedenen Prozessen wie der Säuerung von Ölquellen, der Aluminiumreduktion, der Raffination von Metallen, dem Beizen von Stahl, der Galvanisierung, der Batterieherstellung usw.

Sektoren

• Analytische Labors, Qualitätskontrolle, chemische und biochemische Labors
• Forschung, Entwicklung und Innovation (FuE)
• Biopharmazeutische und pharmazeutische Entwicklung und Herstellung
• Biowissenschaften
• Kosmetika und Gesundheitswesen
• Lebensmittel und Getränke
• Anorganische und organische Synthese
• Pädagogische oder akademische Einrichtungen
• Papierindustrie
• Seifen- und Waschmittelindustrie
• Metallurgie
• Landwirtschaft
• Instandhaltung von Schwimmbädern

Packungsgrößen und Verpackungsmaterialien
Von mg bis Tonnen für Feststoffe und von ml bis 1000 L für Flüssigkeiten, in einer Vielzahl von Verpackungsgrößen und -materialien, wählen wir die am besten geeigneten Behälter, die die Erhaltung der Produktqualität, die Sicherheit bei Transport und Verwendung und den Schutz der Umwelt gewährleisten.

UN-zertifizierte Verpackungen
Die Vorschriften für den Transport von Gefahrgut erfordern die Verwendung zugelassener Verpackungen. Sie definiert die Eigenschaften, die Behälter und Verpackungen je nach Produkt, dessen Gefährlichkeit und der maximalen Menge, die sie enthalten können, erfüllen müssen. Diese Informationen sind auf UN-zugelassenen Behältern angegeben.
Alle von PanReac AppliChem verwendeten Verpackungen entsprechen genau den geltenden Vorschriften (ADR, RID IMDG, ICAO-IATA).

Verpackungsmaterialien

• Standard-Behälter: Glasflaschen, HDPE-Flaschen, PC-Flaschen, HDPE-Kanister, HDPE-Fässer, PP-Eimer/Behälter.
• Spezielle Flaschen/Behälter: Für flüssige, korrosive Produkte wie Säuren und Laugen verwenden wir spezielle Glasflaschen mit Ausgießring. Der Ausgießring verhindert, dass ein Tropfen an der Außenseite der Flasche herunterrutscht und das Etikett oder die Oberfläche beschädigt oder den Benutzer verletzt.
• Quadratische Kunststoffflaschen (HDPE) für volumetrische Lösungen, mit einer großen Stabilität, speziell für automatische Titratoren.
• Wir verwenden speziell ausgewählte Teflonflaschen für die Spurenmetallanalyse hochreiner Säuren. Das Material wird vor der Herstellung der Flaschen kontrolliert. Jede Flasche wird zwei Wochen lang mit heißer Säure ausgelaugt, um jegliche Verunreinigung durch Metallspuren zu beseitigen.
• Sol-Pack (bag in box, cubitainer) besteht aus einem 10-Liter-Polyethylen-Beutel und einem äußeren Karton, der eine leichte, praktische und leicht zu entsorgende Verpackung bildet. Er ist mit einem Hahn ausgestattet, der eine bequeme Dosierung bis zum letzten Tropfen ermöglicht. Hauptvorteile: Einsparung von bis zu 60 % im Vergleich zu 1-Liter-Flaschen. Es dringt keine Luft in den faltbaren Beutel ein, wodurch das Produkt konserviert wird. Geringeres Risiko der Verunreinigung oder Karbonatisierung. Eine umweltfreundlichere Alternative zu Plastikflaschen, da weniger Verpackungsmüll anfällt.
• Größere Mengen: Natriumhydroxidlösungen und Salzsäure sind in IBC-Containern (bis zu 1000 l) erhältlich. Maximale Kapazität bei minimalem Platzbedarf. IBCs werden für den Transport und die Lagerung großer Mengen von Flüssigkeiten in der Chemie-, Lebensmittel-, Kosmetik- und Pharmaindustrie verwendet. UN-zertifiziert.
• Eimer aus Kunststoff (PP) für feste Stoffe von 5 kg bis 25 kg, UN-zertifiziert, geeignet für die Chemie-, Lebensmittel-, Kosmetik- und Pharmaindustrie.

Wir bieten unseren Kunden verschiedene Zubehörteile und Werkzeuge an, wie z. B. Hähne, Schraubenschlüssel und Adapter, um das Öffnen und Entleeren der Behälter zu erleichtern.

Weitere Informationen finden Sie unter Verpackung

Sicherheit
Sowohl Säuren als auch Basen sind Chemikalien, die bei unsachgemäßer Handhabung oder Lagerung gesundheitsgefährdend sind. Es ist äußerst wichtig, Chemikalien sicher zu handhaben und zu lagern, um Verschüttungen am Arbeitsplatz, Brände, Explosionen, die Freisetzung giftiger Gase und Personenschäden zu vermeiden. Sicherheitsdatenblätter (SDB) geben Auskunft darüber, wie man sich vor möglichen Gesundheitsschäden schützen kann, wie man richtig mit der Chemikalie umgeht, mögliche Gefahren vermeidet, die Chemikalie ordnungsgemäß entsorgt, und vieles mehr. Für Ihre eigene Sicherheit und die anderer Personen ist es von entscheidender Bedeutung, mit Chemikalien vorsichtig umzugehen und die richtigen Protokolle zu befolgen. Das Lesen des gesamten Sicherheitsdatenblatts kann dazu beitragen, Unfälle und mögliche Verletzungen durch unsachgemäße Verwendung von Chemikalien zu vermeiden. SDS oder Sicherheitsdatenblätter, offiziell bekannt als MSDS (Material Safety Data Sheets), sind das international anerkannte Format für die Mitteilung der Verwendung, Handhabung und Lagerung von gefährlichen Produkten. Alle Sicherheitsdatenblätter (SDS) sind auf unserer Website verfügbar. Bitte lesen Sie die SDS sorgfältig durch, bevor Sie das Produkt verwenden.

Reinheit
Um das Risiko einer Exposition des Anwenders gegenüber Säuren und Basen zu minimieren und die Zubereitungszeit zu verkürzen, bieten wir eine breite Palette an vorbereiteten Lösungen in verschiedenen Konzentrationen mit Rohstoffen höchster Qualität und strenger Qualitätskontrolle an, um eine exakte Konzentration und maximale Reinheit zu gewährleisten.

Beispiele für Säuren und Basen in verschiedenen Konzentrationen:

Salzsäure, HCl, CAS-Nummer 7647-01-0:

Sodium hydroxide, NaOH, CAS number 1310-73-2:

Schwefelsäure, H₂SO₄, CAS number 7664-93-9:

Salpetersäure, HNO₃, CAS number 7697-37-2:

Essigsäure, CH₃COOH, CAS number 64-19-7:

Ammoniak, NH₃/NH₄OH, CAS number 1336-21-6:

Kaliumhydroxid, KOH, CAS number 1310-58-3:

Phosphorsäure, H₃PO₄, CAS number 1310-58-3:

Wo kann ich Säuren und Basen kaufen?
Sie können Säuren und Basen über unser weltweites Vertriebsnetz oder in unserem Webshop kaufen, wenn Sie ein registrierter Händler von ITW Reagents sind. Bitte folgen Sie diesem Link, um einen Händler in Ihrem Land zu finden.

Vertriebspartner
Für Bestellungen in einem regulativen Kontext (z.B. Pharma-, Lebensmittel-, Kosmetikanwendungen) kontaktieren Sie bitte unser engagiertes Prozessteam direkt über unsere Kontaktvorlage.

Angebot für Rohmaterialien anfordern