Säure-Base-Konzepte

Einführung

Auch die Chemie hat sich im Laufe der Zeit immer weiter entwickelt. Im Rahmen dieser Entwicklung gab es immer wieder Personen, die versuchten verschiedene Phänomene zu erklären und Theorien zu ihrer Beschreibung aufzustellen. So auch das Konzept der Säuren und Basen. Dabei sind alte Konzepte durch andere Wissenschaftler verworfen worden und durch neue, bessere ersetzt worden.
So einen Fall wollen wir uns auch im Zusammenhang mit der Entwicklung des Säure-Base-Konzepts im folgenden Kapitel anschauen.

Definition nach Arrhenius

Der schwedische Physiker und Chemiker Svante Arrhenius lebte Ende des 19. Jahrhunderts und wurde für seine wegweisenden Arbeiten zur Dissoziation von Salzen in wässrigen Lösungen mit dem Nobelpreis für Chemie (1903) ausgezeichnet. Arrhenius definierte Säuren und Basen nach der Abspaltung von H $^+$ bzw. OH $^-$ : Säuren sollten Stoffe sein, welche in einer wässrigen Lösung in positiv geladene Wasserstoffionen (H $^{+}$ ) und dem Säurerestanion dissoziieren:

Säuremolekül $\rightleftharpoons$ Wasserstoffion + Säurerestanion

Beispiel: HCl $\rightleftharpoons$ H⁺ + Cl^-

Basen sollten Stoffe sein, welche in einer wässrigen Lösung in negativ geladene Hydroxidionen (OH $^-$ ) und dem Basenrest dissoziieren:

Basemolekül $\rightleftharpoons$ Basenrest + Hydroxidion

Beispiel: NaOH $\rightleftharpoons$ Na⁺ + OH^-

Arrhenius definierte zudem eine Neutralisationsreaktion als eine Reaktion von einer Säure mit einer Base. Dabei vereinigen sich Wasserstoff- und Hydroxidionen zu Wassermolekülen, Säureres und Baserest zu einem Salz.

Säuremolekül + Basemolekül $\rightleftharpoons$ Wasser + Salz

Beispiel: HCl + NaOH $\rightleftharpoons$ H₂O + NaCl

Dieses Konzept war jedoch lückenhaft, denn er konnte diese Idee nicht auf Stoffe übertragen, welche keine Hydroxidionen enthielten. Somit war seine Basenkonzept eigentlich nur auf (Metall-)Hydroxide anwendbar. Damit war es nicht möglich, beispielsweise den basischen Charakter von Ammoniak zu erklären.

Definition nach Brønsted und Lowry

1923 formulierten zwei Chemiker unabhängig voneinander ein neues Konzept zur theoretischen Beschreibung von Säuren und Basen: der Däne Johannes Brønsted sowie der Brite Thomas Lowry. Sie definierten Säuren und Basen nicht als eigene Stoffklassen, sondern beschränkten sich auf sogenannte Protonenaustauschreaktionen.
Dabei stellten sie folgende Theorie auf:

Säuren sind Stoffe, welche Protonen abgeben. Sie werden als Protonendonatoren bezeichnet.
Basen sind Stoffe, welche Protonen aufnehmen. Sie werden als Protonenakzeptoren bezeichnet.

Eine Säure-Base-Reaktion, bei welcher eine solche Protonenübertragung stattfindet, wird auch Protolyse genannt.
Wir wollen uns nun beispielhafte Säure-Base-Reaktionen anschauen:

1. Säurewirkung: Protonendonator

$\text{HCl}_{(\text{aq})}+\text{H}_{2}\text{O}_{(\ell)}$ $\rightleftharpoons$ $\text{Cl}^{-}_{(\text{aq})}+\text{H}_{3}\text{O}^{+}_{(\text{aq})}$

Die relativ starke Salzsäure (HCl) ist hier der Protonendonator und gibt ihr Proton an die Base ab. Letztere ist in diesem Fall das Wasser. Eine wichtige Tatsache, die du dir merken musst ist: es gibt keine freien Protonen $\text{H}^{+}$ in wässriger Lösung, sondern Oxonium-Ionen $\text{H}_{3}\text{O}^{+}_{(\text{aq})}$ . Oft wird jedoch einfach nur das Proton in der Reaktionsgleichung angeführt, was der Vereinfachung dient.

2. Basenwirkung: Protonenakzeptor

$\text{NH}_{3\,(\text{aq})}+\text{H}_{2}\text{O}_{(\ell)}$ $\rightleftharpoons$ $\text{NH}_{4\,(\text{aq})}^{+}+\text{OH}^{-}_{(\text{aq})}$

Die Base Ammoniak ( $\text{NH}_{3\,(\text{aq})}$ ) nimmt ein Proton auf, ist der Protonenakzeptor. Das Wasser ist in diesem Fall die Säure.

Säure-Base-Paare und Ampholyte

Ein zentraler Inhalt der Theorie nach Brønsted und Lowry ist der Begriff des Säure-Base-Paares. Zur Erklärung schauen wir uns die folgende Reaktion an: die Säure HAc reagiert mit der Base B in wässriger Lösung.

$\text{HAc}_{(\text{aq})}+\text{H}_{2}\text{O}_{(\ell)}$ $\rightleftharpoons$ $\text{Ac}_{(\text{aq})}^{-}+\text{H}_{3}\text{O}^{+}_{(\text{aq})}$

Die Säure $\text{HAc}_{(\text{aq})}$ hat ihr Proton auf die Base $\text{H}_{2}\text{O}_{(\ell)}$ übertragen. Die Produkte sind das Säureanion $\text{Ac}_{(\text{aq})}^{-}$ und das Basenkation $\text{H}_{3}\text{O}^{+}_{(\text{aq})}$ . $\text{Ac}_{(\text{aq})}^{-}$ ist die korrespondierende Base zur Säure $\text{HAc}_{(\text{aq})}$ . $\text{HAc}_{(\text{aq})}$ ist die korrespondierende Säure zur Base $\text{Ac}_{(\text{aq})}^{-}$ .
Wir nennen diese Paare Säure-Base-Paare

Merke:
Säuren besitzen eine deprotonierte korrespondierende Base, während Basen eine protonierte korrespondieren Säure besitzen

Säuren mit mehr als einem austauschbaren Proton (bspw. Schwefelsäure $\text{H}_{2}\text{SO}_{4}$ ), weisen mehrere Dissoziationsstufen auf. Für jede dieser Dissoziationsstufen lassen sich Säure-Base-Paare formulieren.

Stufe: $\text{H}_{2}\text{SO}_{4}$ | $\text{H}\text{SO}_{4}^{-}$
Stufe: $\text{H}\text{SO}_{4}^{-}$ | $\text{SO}_{4}^{2-}$

Du siehst hier, dass eine mehrprotonige Säure für jeden Dissoziationsgrad ein Säure-Base-Paare aufweist.

Ampholyte

Ampholyte sind Verbindungen, die sowohl als Protonendonator (Säure) als auch als Protonenakzeptor (Base) wirken können. Beispielsweise ist auch das Molekülanion aus dem Beispiel oben $\text{H}\text{SO}_{4}^{-}$ ein solches Ampholyt. Bei solchen Stoffen kann auch von einem ampholytischen Charakter gesprochen werden.
Wir wollen uns diese Klasse von Verbindungen am Beispiel von Wasser genauer anschauen:

$\text{HAc}_{(\text{aq})}+\text{H}_{2}\text{O}_{(\ell)}$ $\rightleftharpoons$ $\text{Ac}_{(\text{aq})}^{-}+\text{H}_{3}\text{O}_{(\text{aq})}^{+}$

Die starke Säure HAc konnte ihr Proton an das Wasser abgeben und es bildeten sich Oxoniumionen. Das Wasser ist in diesem Beispiel die Base und es liegen folgende Säure-Base-Paare vor:

$\text{HAc}_{(\text{aq})}$ / $\text{Ac}_{(\text{aq})}^{-}$
$\text{H}_{2}\text{O}_{(\ell)}$ / $\text{H}_{3}\text{O}_{(\text{aq})}^{+}$

Nun wollen wir das Wasser mit einer starken Base B reagieren lassen:

$\text{B}_{(\text{aq})}+\text{H}_{2}\text{O}_{(\ell)}$ $\rightleftharpoons$ $\text{HB}_{(\text{aq})}^{+}+\text{OH}_{(\text{aq})}^{-}$

Hier ist die Basenwirkung der Base B viel stärker als die von Wasser. Somit wurde das Proton vom Wassermolekül auf die Base übertragen und es bildeten sich Hydroxidionen in der Lösung.