Wenn Sie sich ansehen, was bei der Gleichgewichtsdissoziation von Wasser passiert, werden sowohl ein Hydroniumion (Arrhenius-Säure) als auch ein Hydroxidion (Arrhenius-Base) gebildet. Da diese beiden Ionen in gleichen Mengen gebildet werden (jeweils $ \ ce {10 ^ {- 7} mol / L} $ in reinem Wasser), ist das Wasser weder sauer noch basisch.

$$ \ ce {H2O _ {(l)} + H2O _ {(l)} < = > H3O + _ {(aq)} + OH ^ {-} _ {(aq)}} $ $ (aus Wikipedia)

Wikipedia kann bei Interesse mehr über Säuren und ihre Definitionen erklären: http://en.wikipedia.org/wiki/Acid.

Wasser hat "den neutralen pH", weil pH = 7 (ein Mem, das nur in der wässrigen Chemie nützlich ist) verwendet wird, um den Säuregehalt / die Basizität einer Substanz in Bezug auf Wasser abzuschätzen.

Beim Brønsted-Lowry-Ansatz ist Wasser gleichzeitig eine Säure und eine Base: H _{2 sub> O dissoziiert manchmal zu OH ^{- sup> (das konjugierte Base von H O sub> O) und H + sup>, d.h. e. wir sehen Deprotonierung. Letzteres reagiert sofort mit umgebendem H 2 O unter Bildung wässriger Sorten von Wasserstoffkationen (konjugierte Säure von H 2 O, vereinfacht als "Hydronium" bezeichnet). ), ich. e. wir sehen Protonierung. Es gibt jedoch ein Gleichgewicht, nämlich OH und (H 2 O) n sub> H + reagiere zurück, um das kovalente Wasser zu bilden. Dies führt zu einer bestimmten stabilen (unter konstanten Bedingungen) Konzentration des Wasserstoffkations, die zur Definition des pH-Werts verwendet wird.}}

Wenn wir in Wasser eine Substanz lösen, die es (bevorzugt) protoniert, entsteht ein Überschuss (H _{2O) n sub> H ^{+ sup> bildet sich und der pH-Wert wurde niedriger als bei reinem H 2 O sub> . So wird eine Brønsted-Lowry-Säure (wrt H 2 O) zu einer Arrhenius-Säure. Wenn wir eine Substanz in Wasser lösen, die sie (vorzugsweise) deprotoniert, (H 2 O) n sub> H sup> + sup> verbraucht wird, bildet sich ein Überschuss an OH - und der pH wurde höher als der von reinem H 2 O. Somit wird eine Brønsted-Lowry-Base (wrt H 2 O) zu einer Arrhenius-Base (oder Alkali).}}

Der obige Absatz ist jedoch nur im wässrigen Gerüst sinnvoll. Wenn wir H 2 O mit NH 3 O mischen, bildet sich eine große Menge von Ionen:

• OH ^{- sup> die konjugierte Base von H 2 O; NH 4 4 + die konjugierte Säure von NH 3 sub> (mit anderen Worten, eine Ammoniak-basierte Form von H + sup>).}

Im Arrhenius-Bild sehen wir ein Alkali: Es gibt fast kein (H 2 O) n sub> H sup> + sup> und viel OH ^{- sup>, während NH _{4 sub> + sup> kein "Wasserstoffkation" ist. Aber im NH 3 sub> -zentrierten Bild sehen wir tatsächlich eine starke Säure! Es gibt viel NH 3 -Konjugatsäure, wohingegen NH 3 -Konjugatbase (NH 2 - sup> - sup >) fehlt. In einem "symmetrischen" Brønsted-Lowry-Bild sehen wir, dass H 2 O als Säure (deprotoniert) und NH 3 als Base (es protoniert) fungierte >}}

Daher sind saure und basische Lösungen alle relativ. Wasser ist sauer, in Bezug auf Substanzen, die Basen für H2O sind.

In Ihrem Beispiel gleicht sich der an das Hydroxid (-1) gebundene Wasserstoff (+1) zu einer Nettoladung von 0 aus. Da keine Gesamtladung vorhanden ist, ist der pH-Wert neutral.

Reines, neutrales Wasser kann sich jedoch aufgrund der auf Sauerstoff vorhandenen Einzelpaare als Lewis-Base (Einzelpaardonor) verhalten. Beispielsweise verhält sich Wasser als Lewis-Base und Al 3+ als Lewis-Säure (Elektronenakzeptor), um einen Hexaaquaaluminium (III) -Komplex zu bilden. Das heißt: Al 3+ sup> mit 6 Wassermolekülen, die es kubisch umgeben.

Hier scheint es viel Verwirrung zu geben - sowohl in der Frage als auch in einigen Antworten. Lassen Sie uns versuchen, ein paar Dinge zu klären.

Die Definition einer Säure ist eine Verbindung mit einer negativ geladenen Hydroxidgruppe

Dies ist definitiv falsch. Es gibt viele verschiedene Definitionen von Säuren und Basen. Die drei am häufigsten verwendeten sind:

1. Arrhenius-Theorie: Dies ist eine der ältesten Theorien über Säuren und Basen. Es heißt, dass eine Säure eine Spezies ist, die in wässriger Lösung dissoziiert, um Wasserstoffionen in Lösung zu ergeben. Eine Base ist eine Spezies, die Hydroxidionen liefert.
2. Brønsted-Lowry-Theorie: Dies ist wirklich eine Verallgemeinerung der Arrhenius-Theorie über wässrige Lösungen hinaus. Es heißt, dass eine Säure ein Protonendonor ist (ob in wässriger Lösung oder nicht) und eine Base ein Protonenakzeptor ist. Lewis-Theorie: Dies ist eine viel allgemeinere Theorie von Säuren und Basen, die starke Bindungen aufweist zur Molekülorbitaltheorie, obwohl sie tatsächlich zuvor entwickelt wurde. Es heißt, dass eine Säure ein Elektronenpaarakzeptor und eine Base ein Elektronenpaardonor ist.
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Die relevantesten dieser Theorien für unsere Diskussion sind die ersten beiden. Beide geben an, dass eine Säure labile Protonen haben muss, die sie leicht verlieren kann. In beiden Theorien wird ein Hydroxidion normalerweise als Base und nicht als Säure betrachtet.

Wasser hat jedoch einen pH-Wert von 7, was bedeutet, dass es neutral p ist >

Hier gibt es zwei Konzepte. Neutralität und pH. Diese werden oft als gleichbedeutend verwechselt, sind aber tatsächlich völlig unabhängig. Eine wässrige Lösung ist neutral, wenn sie die gleiche Anzahl an Wasserstoff- und Hydroxidionen enthält. Der pH-Wert ist ein Maß für die Wasserstoffionenkonzentration in wässriger Lösung und wird definiert als: $$ \ mathrm {pH} = - \ log_ {10} (a _ {\ ce {H +}}) $$

Dabei ist $ a _ {\ ce {H +}} $ die Wasserstoffionenaktivität . Für verdünnte Lösungen ist dies ungefähr numerisch gleich der Wasserstoffionenkonzentration

Wenn wir nur reines Wasser betrachten, ist aufgrund der Selbstionisation von Wasser immer eine kleine Menge Wasserstoff- und Hydroxidionen in Lösung. $$ \ ce {H2O + H2O < = > H3O + + OH -} $$

Wie Sie der Gleichung entnehmen können, wird die Wasserstoffionenkonzentration (oder tatsächlich $ \ ce {H3O +} $) immer gleich der Hydroxidionenkonzentration sein und daher ist reines Wasser immer neutral . Wenn Sie jedoch Wasser erhitzen, verschiebt sich das Dissoziationsgleichgewicht in Richtung einer stärkeren Dissoziation, sodass die Konzentration der Wasserstoffionen steigt und der pH-Wert sinkt.

Warum ist Wasser nicht sauer

Mit der Brønsted-Lowry-Definition können wir jede Reaktion mit Protonentransfer in Form einer Säure und einer Base beschreiben. Daher ist es nur im Zusammenhang mit einer bestimmten Reaktion streng relevant, etwas als Säure oder Base zu bezeichnen. $$ \ ce {H2O + HCl -> H3O + + Cl -} $$ $$ \ ce {H2O + NaNH2 -> NaOH + NH3} $$

In der ersten Reaktion nimmt Wasser ein Proton aus auf Chlorwasserstoff, so dass es als Base wirkt. Bei den zweiten Reaktionen spendet Wasser ein Proton an das Amidion, so dass es als Säure wirkt. Sie können also sehen, dass der Säuregehalt relativ ist.

Eine Möglichkeit zur Quantifizierung dieser Beziehung besteht darin, den $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ einer Art zu messen. Dies ist eine Messung der Gleichgewichtsposition der folgenden Reaktion. $$ \ ce {HA + Lösungsmittel < = > A- + LösungsmittelH +} $$ Es wird ähnlich wie der pH-Wert definiert: $$ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} = - \ log_ {10} K_ \ mathrm {a} $$ $$ K_ \ mathrm {a} = \ frac {a _ {\ ce {A -}} a _ {\ ce {SolventH +}}} {a _ {\ ce {HA}}} $$

Tabellen mit $ p \ mathrm {K_a} $ -Werten finden Sie an Stellen wie hier.

Wasser zeigt seine saure Natur, wenn starke Basen verwendet werden. Elemente der Gruppe I reagieren mit Wasser (wie jede andere Säure) unter Freisetzung von Wasserstoffgas. Sie müssen jedoch daran denken, dass Wasser eine polare Verbindung ist. Sauerstoff hat genug Elektronegativität, um das gebundene Elektronenpaar zu sich selbst zu ziehen, aber Wasserstoff, der ein Teilmitglied der Gruppe 17 ist, hat die Kraft (ich meine die Eigenschaft, Elektronen zurückzuhalten), der Anstrengung des Sauerstoffs zu widerstehen, alle Elektronen zu sich selbst zu ziehen. Daher kann Wasser seine saure Natur nicht zeigen. Darüber hinaus hat Wasser ein geringes Ionisationspotential zur Freisetzung von Wasserstoffionen. Selbst wenn es dissoziiert, wird die gleiche Anzahl von $ \ ce {OH -} $ und $ \ ce {H +} $ erzeugt, um den Effekt des anderen aufzuheben und neutral zu bleiben.