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 ist der pH-Wert.

Eigenschaften

Eigenschaften einer Säure:

Schmecken in wässriger Lösung sauer
Färben blaues Lackmuspapier rot
Bilden mit Basen Wasser und Salz

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.:

Datei:H2o hcl.png

Datei:H2o h2so4.png

Definition des Säurebegriffs nach Brønsted und Lowry

Eine Säure ist demnach ein chemischer Stoff, der Protonen (H⁺-Ionen) an Reaktionspartner abgeben kann. Eine solche Reaktion nennt man Säure-Base-Reaktion oder auch Protolyse.

Man bezeichnet Säuren deswegen als Protonendonator, Basen sind demzufolge Protonenakzeptoren.

Kann ein chemischer Stoff sowohl Protonen aufnehmen (Base) als auch abgeben (Säure), spricht man von einem Ampholyt. Der bekannteste Ampholyt ist Wasser.

Der Säurebegriff von Brønsted und Lowry erklärt im Gegensatz zu Arrhenius auch die Säure-Base-Reaktion von Wasserstoffchlorid(HCl)- und Ammoniak(NH₃-Gas zu Ammoniumchlorid(NH₄Cl) trotz Fehlen von Wasser.

Definition des Säurebegriffs nach Lewis

Eine Lewis-Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaar akzeptor, 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, beispielsweise CO₂
Halogenide mit "ungesättigter Koordination", beispielsweise SiCl₄ oder PF₅

Alle Basen nach Lewis sind ebenfalls Basen nach Brønstedt und Lowry.

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 (beispielsweise SO₂, CO₂) als Säureanhydride, da sie in wässriger Lösung sauer reagieren, entsprechend sind Metalloxide (beispielsweise 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 beziehungsweise 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 beziehungsweise 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 ist, und der Begriff Säure-Basen-Reaktion auf beinahe jede Art von Reaktion anwendbar ist.

Konzept der harten und weichen Säuren und Basen nach Pearson

1963 entwickelte R.G. Pearson das Konzept der harten und weichen Säuren und Basen. Es lautet:

Harte Säuren verbinden sich bevorzugt mit harten Basen und weiche Säuren verbninden sich bevorzugt mit weichen Basen.

Die Klassifizierung einer Base als hart oder weich erfolgt mit folgenden Kriterien:

wiche Säure oder harte Base:

hohe Elektronegativität
geringe Polarisierbarkeit

Entsprechend ist eine harte Säure oder weiche Base geprägt durch:

geringe Elektronegativität
hohe Polarisierbarkeit

Veranschaulicht läßt sich sagen, eine harte Base die Valenzelektronen stärker an sich bindet.

Beispiele für harte Basen sind: OH^-, F^-, SO₄^2- Beispiele für weiche Basen sind: I^-, SCN^-, R₂S

Beispiele für harte Säuren sind: H⁺, Na⁺, K⁺ Beispiele für weiche Säuren sind: Cu⁺, Ag⁺, I₂

Literatur:

Journal of Chemical Education, Volume 45, Number 9, September 1968, pp. 581 - 587
Journal of Chemical Education, Volume 45, Number 10, October 1968, pp. 643 - 648

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:

Datei:H2o hcl.png

 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 abgeben können. Die allgemeine Reaktion einer Säure HA lautet also

Datei:HA-H A-.png

Der Stoff A^- ist die konjugierte Base zu HA.

Die Säuren unterscheiden sich in ihrer Tendenz, H⁺-Ionen abzugeben. Diese wird als Säurestärke K_s bezeichnet und gibt die Gleichgewichtskonstante (Säurekonstante) der Säurereaktion an.

$\ K_{S}={\frac {c(H^{+})\cdot c(A^{-})}{c(HA)}}$

$\ pK_{S}=-log\ K_{S}$

Säuren mit großem K_s (kleinem pK_s) sind stark. Liegt der pH-Wert zwei Einheiten unter pK_s, werden nur noch ein Hundertstel der H⁺-Ionen freigesetzt.

Datei:Pks.png

Siehe hierzu auch: Nivellierender Effekt des Wassers

Mehrbasige Säuren

Säuren, die mehrere Protonen abspalten können, nennt man mehrbasige Säuren. H₂SO₄ ist eine zweibasige Säure, H₃PO₄ ein dreibasige Säure.

Für die einzelnen Protonen ist das Bestreben zur Abgabe (die Säurekonstante K_s) verschieden groß. Für die einzelnen Protolyseschritte (Abgabe der Protonen {H⁺-Ionen) gilt im Allgemeinen: K_s(I)>K_s(II)>K_s(III) (bzw. pK_s(I)<pK_s(II)<pK_s(III)), da sich aus der steigenden Ionenladung des entstehenden Säurerestanions die weiterführende Protolyse jeweils weniger exotherm wird.

$H_{3}PO_{4}+H_{2}O{\overrightarrow {\leftarrow }}H_{2}PO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}\ \ K_{s}=7{,}4\cdot 10^{-3}\ \ pK_{s}=2{,}13$ $H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O{\overrightarrow {\leftarrow }}HPO_{4}^{2-}+H_{3}O^{+}\ \ K_{s}=6{,}3\cdot 10^{-8}\ \ pK_{s}=7{,}20$ $HPO_{4}^{2-}+H_{2}O{\overrightarrow {\leftarrow }}PO_{4}^{3-}+H_{3}O^{+}\ \ K_{s}=4{,}4\cdot 10^{-13}\ \ pK_{s}=12{,}36$