Säuren
Eine Säure kann einer oder mehreren der folgenden Definitionen entsprechen. Dabei ist die Frage nach Falsch oder Richtig einer Säure-Base-Theorie nicht zutreffend, denn solche Theorien sind (wie beinahe alle Vorstellungen in den Naturwissenschaften) problemorientiert zu betrachten. Ganz allgemein ist eine Säure das Gegenstück zu einer Base.
Das Maß für den Säuregehalt einer Lösung bzw. der Säure-Stärke ist der pH-Wert.
Entwicklung der Theorie des Säure-Begriffes
Definition des Säurebegriffs nach Arrhenius
Eine Säure dissoziiert in wässriger Lösung zu freibeweglichen, positiv geladenen Hydroniumionen (Wasserstoffionen, auch Oxoniumionen genannt) und freibeweglichen, negativ geladenen Säurerestionen.
Bsp.:
Eine Säure ist ein chemischer Stoff, der Protonen (H3O+-Ionen) an Reaktionspartner abgeben kann. Eine solche Reaktion nennt man Säure-Base-Reaktion oder auch Protolyse.
Man bezeichnet Säuren deswegen auch oft als Protonendonator.
Kann ein chemischer Stoff sowohl Protonen aufnehmen als auch abgeben (Base) , spricht man von einem Ampholyt. Der bekannteste Ampholyt ist Wasser.
Definition des Säurebegriffs nach Lewis
Eine Lewis-Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor, eine Lewis-Base ein Elektronenpaardonator. Zu den Lewis-Säuren zählen
- Verbindungen mit unvollständigem Elektronenoktett wie: B(CH3)3, BF3, SO3, AlCl3
- Metallkationen als Zentralatome in chemischen Komplexen
- Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen, z.B. CO2
- Halogenide mit "ungesättigter Koordination", z.B. SiCl4 oder PF5
Definition des Säurebegriffs nach Lux und Flood
Im Mittelpunkt des 1939 von Lux aufgestellten und von Flood 1947 erweiterten Konzepts stehen statt Protonen die Oxidionen im Vordergrund. Dieses wurde aufgestellt, um Säure-Base-Reaktionen auch in Protonenfreien Systemen beschreiben zu können, wie es in anorganischen Schmelzen vorkommt.
Nach Lux und Flood sind Säuren Oxidionen-Akzeptoren, Basen Oxidionen-Donatoren. Man betrachtet dabei Nichtmetalloxide (z.B. SO2, CO2) als Säureanhydride, da sie in wäßriger Lösung sauer reagieren, entsprechend sind Metalloxide (z.B. MgO, Fe2O3) Basenanhydride, da sie in wäßriger Lösung Hydroxidionen bilden..
Definition des Säurebegriffs nach Usanovich
1939 stellte der russische Wissenschaftler Usanovich folgende Definition des Säure-Base-Begriffs auf:
Eine Säure ist jede chemische Verbindung, die mit Basen reagiert, Kationen abgibt oder Anionen bzw. Elektronen aufnimmt. Entsprechend ist eine Base jede Verbindung, die mit Säuren reagiert, Anionen oder Elektronen abgibt oder sich mit Kationen vereinigt.
Diese Begriffsdefinition umfasst die Reaktionen nach dem Lewis-Konzept, erweitert selbiges dadurch, dass die Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen nicht auf gemeinsame Paare beschränkt ist, und umfasst alle Redox-Reaktionen, bei denen ein vollständiger Elektronenübergang beteiligt ist.
Ein Kritikpunkt dieser wenig gebräuchlichen Theorie ist, dass sie zu allgemeingültig sei, und der Begriff Säure-Basen-Reaktion auf beinahe jede Art von Reaktion anwendbar ist.
Säure-Base-Reaktionen
Der Reaktionspartner (die Base) nimmt dabei das von der Säure abgegebene Proton auf. Dies ist abzugrenzen von den Redoxreaktionen, bei denen Elektronenübergänge stattfinden. Jede Säure besitzt bei einer solchen Reaktion eine korrespondierende Base:
Bsp:
SI BII SII BI
In diesem Fall ist Salzsäure die erste Säure, da sie Wasserstoffionen abgibt, an die Base Wasser. Diese ist nach der Reaktion, als Hydroniumion selbst zu einer Säure geworden, könnte also dem Chloridion seinerseits Protonen überlassen.
Säure-Base-Gleichgewichte
Säuren sind Stoffe, die H-Ionen angeben können. Die allgemeine Reaktion einer Säure HA lautet also
Der Stoff A- ist die konjugierte Base zu HA.
Die Säuren unterscheiden sich in ihrer Tendenz, H-Ionen abzugeben. Diese wird als Säurestärke Ks bezeichnet und gibt die Gleichgewichtskonstante der Säurereaktion an.
![{\displaystyle K_{S}={\frac {[H^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}}}](/media/api/rest_v1/media/math/render/svg/d642767bcef9ef2558e04807317b6419e3dbe869)
Säuren mit großem Ks (kleinem pKs) sind stark. Liegt der pH-Wert zwei Einheiten unter pKs, werden nur noch nur noch 1/102 der H-Ionen freigesetzt.
Siehe hierzu auch: Nivellierender Effekt des Wassers
Beispiele für Säuren
Wichtige Säuren sind:
- Schwefelsäure: H2SO4 (industrielle Verwendung, Saurer Regen)
- Salzsäure: HCl (industrielle Verwendung)
- Phosphorsäure: H3PO4 (Lebensmittelindustrie, u.a. Cola, Erbgut)
- Kohlensäure: H2CO3 (Lebensmittelindustrie, Technik, Atmosphäre)
- Essigsäure: CH3COOH (Lebensmittelindustrie)
Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als Säuren wirken ("saure Salze"), beispielsweise
Siehe auch: Liste der Säuren