Säuren

Eine Säure (lat. acidum, Mz.: acida) 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 (Konzentration) ist der pH-Wert. Das Maß für die Säurestärke ist der pKs-Wert.

Eigenschaften von Säuren

Eigenschaften einer Säure:

Schmecken in wässriger Lösung sauer
Färben blaues Lackmuspapier rot
Bilden mit Basen Wasser und Salze
Eine Säure, die man schon im Altertum kannte, ist Essig. Seit dem Mittelalter sind weitere Säuren bekannt (z.B. Salzsäure, Salpetersäure und Schwefelsäure).
Zitronensäure und Essigsäure kann man am Geruch erkennen.
Die Wirkung der Säuren: Säuren ätzen! Sie greifen besonders unedle Metalle und Kalk an. Aber auch Kleidung, Haut und Augen sind bei Kontakt in Gefahr.
Die „Gegenspieler der Säuren“ sind die Basen (Basenlösung=Lauge). Sie sind ätzend, und greifen viele andere Stoffe an, die mit Säuren nicht unbedingt reagieren. (z.B. organische Produkte wie Haare, Haut und Fett).
Säuren und Laugen kann man mit Wasser verdünnen, dabei wird ihre Wirkung je nach Verdünnung deutlich schwächer.
Vorsicht! Verätzungen können immer passieren. Am besten ist es, die Stelle sofort mit Wasser abzuspülen. Schutzbrille tragen! Augen gut auswaschen! Verätzte Kleidung muss entfernt werden.
Es ist eine weit verbreitete Unwahrheit, dass Säuren und Laugen immer Flüssigkeiten sind. Wahr ist vielmehr, dass es auch bei Raumtemperatur feste und gasförmige Säuren gibt. Ein bekannter Vertreter einer Säure als Feststoff ist das Vitamin C. Eine gasförmige Säure ist das Kohlenstoffdioxid (nach Lewis).
Das Verdünnen von Säuren mit Wasser ist eine exotherme Reaktion, deshalb ist es wichtig, dass immer die Säure in das Wasser zugemischt wird, also nicht das Wasser zu der Säure! Ansonsten kann es zu explosionsartiger Verdampfung des Wassers kommen, wodurch die Flüssigkeit unkontrolliert wegspritzt. Die Eselsbrücke dazu: „Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure.“

Entwicklung der Theorie des Säure-Begriffes

Definition des Säurebegriffs nach Arrhenius

Svante Arrhenius (1859-1927) sah 1878 das charakteristische Merkmal einer Säure in der Tatsache, dass sie in wässriger Lösung zu freibeweglichen, positiv geladenen Wasserstoffionen (H⁺-Ionen) und freibeweglichen, negativ geladenen Säurerestionen dissoziiert. Im Gegensatz dazu dissoziierte eine Base nach Arrhenius zu Kationen und OH^--Ionen.

Arrhenius sagte jedoch noch nicht aus, dass die frei beweglichen Wasserstoffionen mit Wasser weiterreagieren und Oxoniumionen bilden.

In dieser Definition sind Säuren (und Basen) auf Wasser als Lösungsmittel beschränkt.
Saure und basische (z. B. Pyridin) Reaktionen von Substanzen, die keine OH^--Ionen oder Protonen abgeben können bleiben daher außen vor.

Beispiel für eine Säure nach Arrhenius:

$\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} \overrightarrow{\leftarrow} \mathrm{H}^+_{(\mathrm{aq})}+ \mathrm{Cl}^-_{(\mathrm{aq})}$

Definition des Säurebegriffs nach Brønsted und Lowry

Nach Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Lowry (beide unabhängig voneinander 1923) ist eine Säure ein Teilchen, welches Protonen (H⁺-Ionen) an Reaktionspartner abgeben kann. Eine solche Reaktion nennt man Säure-Base-Reaktion oder auch Protolyse.

Brønsted definierte also, im Gegensatz zu Arrhenius, Basen und Säuren nicht mehr im Rahmen einer Stoffklasse, sondern definierte sie auf Grundlage von Teilchen, welche ihre Eigenschaften in der Reaktion zeigen.

Formelbeispiele für die Reaktion nach Brønsted:

Dissoziation von Chlorwasserstoffsäure in Wasser
$\mathrm{HCl} \quad \overrightarrow{\leftarrow} \quad \mathrm{H}^+ + \mathrm{Cl}^-$
$\mathrm{H}^+ + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \quad \rightarrow \quad \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$

Daraus ergibt sich:
H2o_hcl.png

Dissoziation von Schwefelsäure in Wasser
$\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \quad \overrightarrow{\leftarrow} \quad 2\,\mathrm{H}^+ + \mathrm{SO}_4^{2-}$
$2\,\mathrm{H}^+ + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \quad \rightarrow \quad 2\,\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$

Daraus ergibt sich:
H2o_h2so4.png

Man bezeichnet die Teilchen, welche die Protonen abgeben somit als Säuren, oder Protonendonator.
Teilchen, welche Protonen aufnehmen werden als Basen und demzufolge als Protonenakzeptoren bezeichnet.

Damit entspricht jeder Säure eine bestimmte Base, die durch Abgabe eines Protons aus dieser entstehen kann. Solche (reversiblen) protolytischen Systeme werden als Säure-Base-Paar bezeichnet.

Demzufolge hat die stärkste (Brønstedt)-Säure die schwächste korrespondierende Base (und umgekehrt).
Kann ein chemischer Stoff sowohl Protonen aufnehmen (Base) als auch abgeben (Säure), spricht man von einem Ampholyt oder der Eigenschaft amphoter. Der bekannteste Ampholyt ist Wasser.
Deshalb wird hier nach Neutralsäuren (z. B. HCl), Kationensäuren (z. B. NH₄⁺) und Anionensäuren (z. B. HSO₄^-) unterschieden.
NaOH (als Feststoff) ist (nach Brønstedt) also ein Salz und keine Base (im Gegensatz zu OH^-).

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

Gilbert Newton Lewis veröffentlichte 1938/1939 seine Abhandlung über die Säure-Base-Theorie.
Demnach ist eine Säure 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, 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 Redoxreaktionen, 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

(Hard and Soft Acids and Bases), HSAB-Konzept

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

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

Betrachtet wird hierbei die Elektronegativität und die Polarisierbarkeit des betrachteten Teilchens. Es gilt:

Harte Säuren haben:

hohe Elektronegativität und
geringe Polarisierbarkeit

Harte Basen haben:

geringe Elektronegativität und
geringe Polarisierbarkeit

Weiche Säuren haben:

hohe Elektronegativität
hohe Polarisierbarkeit

Weiche Basen haben:

geringe Elektronegativität
hohe Polarisierbarkeit

Beispiele:

Harte Säuren: H⁺, Na⁺, K⁺
Harte Basen: OH^-, F^-, SO₄^2-
Weiche Säuren: Cu⁺, Ag⁺, I₂
Weiche Basen: I^-, SCN^-, R₂S

Das Konzept gibt Tendenzen wieder, es gibt wenige absolut "harte" oder "weiche" Teilchen. Es hilft jedoch bei der Abschätzung über die Stabilität von Verbindungen.

So kommt z.B. das weichere Fe²⁺ in der Natur als Sulfid vor, während das härtere Fe³⁺ als Hydroxid oder Oxid vorliegt.

Säure-Base-Reaktionen

Bei einer Säure-Base-Reaktion nimmt der Reaktionspartner (die Base) 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:

Beispiele:

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 Oxoniumion 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:

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.

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

$\ \mathrm{p}K_\mathrm{S}=-\mathrm{log} \ K_\mathrm{S}$

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

pks.png

Siehe hierzu auch: Nivellierender Effekt des Wassers

Mehrprotonige Säuren

Säuren, die mehrere Protonen abspalten können, nennt man mehrprotonige Säuren. H₂SO₄ ist eine zweiprotonige Säure, H₃PO₄ eine dreiprotonige 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)s(II)s(III)), da sich aus der steigenden Ionenladung des entstehenden Säurerestanions die weiterführende Protolyse jeweils weniger exotherm wird.

$\mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4 + \mathrm{H}_2\mathrm{O} ~~\overrightarrow{\leftarrow}~~ \mathrm{H}_2\mathrm{PO}_4^- + \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$	$K_\mathrm{S}=7{,}4\cdot10^{-3}$	$\mathrm{p}K_\mathrm{S}=2{,}13$
$\mathrm{H}_2\mathrm{PO}_4^- + \mathrm{H}_2\mathrm{O} ~~\overrightarrow{\leftarrow}~~ \mathrm{H}\mathrm{PO}_4^{2-} + \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$	$K_\mathrm{S}=6{,}3\cdot10^{-8}$	$\mathrm{p}K_\mathrm{S}=7{,}20$
$\mathrm{H}\mathrm{PO}_4^{2-} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} ~~\overrightarrow{\leftarrow}~~ \mathrm{PO}_4^{3-} + \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$	$K_\mathrm{S}=4{,}4\cdot10^{-13}$	$\mathrm{p}K_\mathrm{S}=12{,}36$

Beispiele für Säuren

Wichtige Säuren sind:

Schwefelsäure: H₂SO₄ (industrielle Verwendung, Saurer Regen)
Salzsäure: HCl (industrielle Verwendung)
Phosphorsäure: H₃PO₄ (Lebensmittelindustrie, unter anderem Cola, Erbgut)
Kohlensäure: H₂CO₃ (Lebensmittelindustrie, Technik, Atmosphäre)
Essigsäure: CH₃COOH (Lebensmittelindustrie)

Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als Säuren wirken ("saure Salze"), beispielsweise

Siehe auch

Weblinks

Stoffgruppe | Chemikaliengruppe

Informationen über Säuren und Basen auf dem Server der Uni Bayreuth: Vortrag von Florian Friedlein im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - AC"

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