Säuren und Basen Definition

Säuren und Basen lassen sich unterschiedlich definieren. Die Vorstellung von Säuren und Basen wurde über die Jahrhunderte weiterentwickelt. Lange Zeit galt Sauerstoff als der charakteristische Bestandteil einer Säure. Diesem Irrglauben verdankt der Sauerstoff auch seinen Namen. Justus von Liebig (1803-1873) erkannte 1839 das Säuren Wasserstoffverbindungen seien müssten. Er belegte diese Theorie mit der Reaktion von Säuren und Metallen, bei denen Wasserstoff und ein Metallsalz entsteht. Ca + 2 HCl -> CaCl2 + H2

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Säure und Base Definition nach Arrhenius

Svante Arrhenius (1859-1927) führte dann allgemeine Definitionen zum Säure/Base Begriff ein.

Nach Arrhenius sind Säuren Verbindungen, die in Wasser in Protonen (positive Wasserstoffionen) und negativ geladene Säurerestionen zerfallen. (dissoziieren) HCL -> H+ + Cl- . Der typische Charakter einer Säure sind nach ihm die Protonen (H+). Diese Protonen liegen allerdings nicht als einzelne H+ vor, sondern wandern vielmehr von der Säure zu den H2O Molekülen und bilden mit dem Wasser das stabile Oxoniumion. H3O+.

HCl(g) + H2O -> H3O+(aq) + Cl-(aq)

Da Wassermoleküle zu größeren Verbänden zusammengelagert sind ist ein H3O+ Ion im Wasser oft auch an weitere Wassermoleküle gebunden. Genau genommen würden sich also Moleküle, wie H5O2+ oder H9O4+ ergeben. Formal und zur Vereinfachung schreibt man häufig einfach H+ für abgegebene Protonen, obwohl es nicht der genauen Situation entspricht. Säuren, die nur ein Proton pro Molekül abgeben können nennt man einprotonige Säuren: HCl, HNO3. Säuren, die mehrere Protonen pro Molekül abgeben können nennt man mehrprotonige Säuren: H2SO4, H3PO4.Säuren lassen sich in verschiedene Klassen einteilen. So kann man organische und anorganische Säuren unterscheiden, oder sauerstoffhaltige und sauerstofffreie Säuren.

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Säuren lassen sich auf verschiedenem Wege herstellen: Halogene und Wasserstoff reagieren zu Säuren (Chlor und Wasserstoff -> Salzsäure / H2 + Cl2 -> 2 HCl) und " saure" Nichtmetalloxide und Wasser reagieren zu Säuren (Schwefeldioxid und Wasser -> schwefliger Säure / SO2 + H2O -> H+(aq) + HSO3-(aq)).

Basen sind Verbindungen, die in Wasser in Hydroxidionen (OH-) und positiv geladene Metallionen zerfallen. (dissoziieren) NaOH -> Na+ + OH- . Man nennt die Basen wegen ihrer Hydroxidgruppe auch Hydroxide. Nur die Hydroxide der Elemente der 1. Hauptgruppe ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ) sowie Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 und TiOH sind wasserlöslich, also geben in Wasser ihre OH- Ionen frei. Alle anderen Hydroxide bezeichnet man als schwerlösliche Hydroxide. Basen entstehen auf folgenden Wegen: durch Reaktion von Erdalkalimetallen mit Wasser (Na + 2 H2O -> NaOH + H2) und durch die Reaktion von "basischen" Metalloxiden mit Wasser (CaO + H2O -> Ca2+(aq) + O2-(aq) O2-(aq) + H2O -> 2 OH-)

Säuren und Basen Neutralisation

Die Reaktion einer Säure und Base nennt man Neutralisation. Reaktionsprodukte sind ein Salz und Wasser. Das Kation des Salzes stammt von der Base und das Anion von der Säure.

Base + Säure -> Salz + Wasser

BOH + HS -> B+(aq) + S-(aq) + H2O

(B = Basenkation / S = Säurenanion)

Beispiele:

a) NaOH + HCl -> Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O ; b) H3O+ + OH- -> 2 H2O; c) H+ + OH- -> H2O

Basen mit zwei Hydroxidgruppen werden durch 2 Protonen neutralisiert (d). Säuren mit zwei Protonen werden durch 2 Hydroxidgruppen neutralisiert (e). Sind dabei nicht genügend Hydroxidionen für eine vollkommene Neutralisation vorhanden bildet sich anstatt des einfachen Salzes ein saures Salz (f). Löst man dass getrocknete saure Salz wieder in Wasser zerfällt es wieder in seine Ionen, wobei das Anion ein Proton abgeben kann. Die Lösung wird dadurch wieder sauer (g).

d)Ba(OH) 2 + 2 HCl -> Ba2+(aq)+ 2Cl-(aq) + 2 H2O; e)H2SO4 + 2 NaOH -> Na2SO4 + 2 H2O Salz = Natriumsulfat (sauer); f)H2SO4 + NaOH -> NaHSO4 + H2O Salz = Natriumhydrogensulfat (sauer); g) NaHSO4 + H2O -> Na+ + HSO4- HSO4- + H2O -> H3O+ + SO4-

Säure und Base Definition nach Brönsted – Lowry

Aus obigen Beispielen b) und c) ergibt sich ein noch genaueres Bild, das Johannes Brönsted Thomas Lowry ausarbeiteten. Bröndstedt/Lowry erweiterten 1923 die oben beschriebene Definition der Säuren und Basen von Svante Arrhenius. Brönsted/Lowry`s Definition ist keine Definition nach Stoffklassen, wie die von Arrhenius sondern eine Definition der Funktion. Nach ihnen sind:

- Säuren Stoffe, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren = Protonenspender)

- Basen Stoffe, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren = Protonenempfänger)

Korrespondierende Paare

Aus dieser Gleichung folgt, dass aus einer Säure (HCl), die ihr Proton abgibt eine Base wird (Cl-) die nun selber wieder Protonen aufnehmen könnte. Jede Base (NH3) kann Protonen (H+) aufnehmen und wird zur Säure. (NH4+) Säuren und Basen bilden Paare, die man auch auf Grund ihrer Wechselfähigkeit korrespondierende Paare nennt.

H2O ist die korrespondierende Base zu H3O+ ;H3O+ ist die korrespondierende Säure zu H2O

HCl ist die korrespondierende Säure zu Cl-; Cl- ist die korrespondierende Base zu HCl

Die Reaktionen können sowohl in die eine, wie auch andere Richtung verlaufen. Dazu einige Beispiele:

CH3COOH + H2O <-> H3O+(aq) + CH3COO-(aq); H2O <-> H+ + OH-; H3O+ <-> H+ + H2O;

HCl + H2O <-> H3O+ + Cl-; NH3 + H2O <-> NH4+ + OH-; H3O+ + OH- <-> H2O + H2O

Für alle Beispiele gilt: Säure 1 + Base 2 <-> Säure 2 + Base 1

Protonenspender 1 + Protonenempfänger 2 <-> Protonenspender 2 + Protonenempfänger 1

Protonendonator 1 + Protonenakzeptor 2 <-> Protonendonator 2 + Protonenakzeptor 1

Manche Moleküle oder Ionen haben beide Charakteristika! Sie sind in einer Situation Säure und in der anderen Base. Das HSO4- Ion kann sowohl als Säure (H+ Abgabe) wie auch als Base (H+ Aufnahme) charakterisiert werden. Solche Teilchen oder Stoffe nennt man Ampholyte oder sagt sie reagieren amphoter. Wasser ist auch ein Ampholyt. H2O -> H+ + OH-

Stärke von Säuren und Basen

Bei Brönsted/Lowry ist die Säurestärke ein Maß für die Abgabe von Protonen in Lösung. Die Basenstärke ist ein Maß für die Stärke einer Base Protonen aufzunehmen.

HCl + H2O <-> H3O+ + Cl-

Säure 1 + Base 2 <-> Säure 2 + Base 1

Bei dieser Reaktion liegt das Gleichgewicht auf der rechten Seite, was bedeutet, dass in Lösung von Chlorwasserstoff in Wasser überwiegend (nahezu 100%) Oxoniumionen und Chloridionen vorliegen. Dieser Zustand stellt sich ein, weil HCl eine stärkere Säure ist, als H3O+ und H2O eine stärkere Base, als Cl- ist. Das Wasser zieht die Protonen stärker an sich, als das Chloridion und der Chlorwasserstoff gibt die Protonen leichter ab, als das Oxoniumion. Je stärker eine Säure, desto schwächer ist ihre korrespondierende Base (hier HCl <-> Cl-). Je stärker eine Base, desto schwächer ihre korrespondierende Säure (hier OH- <-> H2O) Die Stärke von Säuren ist abhängig vom Molekül. Die Elektronegativität und Atomgröße der Partner, mit denen die zu Protonen werdenden Wasserstoffatome verbunden sind spielen eine wichtige Rolle. Je elektronegativer ein Partner an den Elektronen des Wasserstoffs zieht, desto eher lässt er sich in Lösung als Proton abspalten. Bei großen Atomen sind die Valenzelektronen auf einen größeren Raum verteilt, das Proton also weniger fest gebunden. Bei sauerstoffhaltigen Säuren (Oxosäuren) bei denen der Wasserstoff an ein Sauerstoffatom gebunden ist lässt sich bei verschiedenen Säuren trotz gleichen Bindungspartner eine unterschiedliche Säurestärke feststellen. Die Stärke ist hier vom Partner abhängig, der neben dem Wasserstoff außerdem mit dem Sauerstoff verbunden ist. Hat er eine hohe Elektronegativität zieht er die Bindungselektronen des Sauerstoff stärker zu sich. Elektronen aus der Wasserstoff-Sauerstoff Bindung werden näher zum Sauerstoff gezogen, was die Bildung von Protonen begünstigt. Die Stärke von Säuren und Basen wird rechnerisch durch die Dissoziationskonstante wiedergegeben. Genaueres dazu liefert der entsprechende Artikel im Netchemie Chemie Lexikon.

Säuren und Basen nach Lewis

Lewis erweitert den Brönstedtschen Begriff noch weiter. Eine Base ist nach Brönsted ein Teilchen, dass Protonen aufnehmen kann. Das Proton kann aufgenommen werden, weil es sich an ein freies Elektronenpaar anlagert. Säuren besitzen dieses Elektronenpaar nicht. Nach Lewis sind Basen also Teilchen mit einem freien Elektronenpaar und Säuren Teilchen mit einer Elektronenlücke, die sich aneinander lagern können. Sie bilden dabei eine Elektronenpaarbindung, deren Elektronen ausschließlich von der Base geliefert werden. Einfach erkennt man diesen Vorgang bei einem Hydroxidion und einem Proton. Das Proton lagert sich an das freie Elektronenpaar des Hydroxidions. Es bildet sich Wasser. Ammoniak hat ebenfalls solch ein freies Elektronenpaar, an das sich ein Proton lagert und so das Ammoniumion bildet. Die Definition von Base ist bei Lewis und Brönsted gleich. Neben den eben schon beschriebenen Protonen lassen sich aber noch weitere Teilchen als Säure definieren. Eine Lewissäure hat wie schon erwähnt eine Elektronenlücke, also ein unbesetztes Orbital. Kationen sind demnach auch als Säuren zu beschreiben, wie auch andere Verbindungen die unvollstämdige Elektronenoktette haben oder organische Moleküle bei denen durch Reaktionen Elektronenlücken entstehen. Lewissäuren und Lewisbasen sind Elektronenpaarakzeptoren.

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