Säuren und Basen (Theorie auf Deutsch)

Säuren und Basen

Bei der Reaktion mit Protonenübergang handelt es sich eine protolytische Reaktion (=Protolyse), dabei wird ein Proton (ein Wasserstoffion, H+) von einem Molekül zum anderen übertragen. Oft geht es um eine Säure-Base-Reaktion.

Es gibt mehrere Definitionen für Säuren und Basen. Heutzutage ist die Brønsted Definition üblich. Nach Brønsted sind:

• Säuren die Teilchen, die Protonen abgeben, Protonendonatoren.
• Basen die Teilchen, die Protonen aufnehmen, Protonenakzeptoren.

Diese Definition ist breiter als die des Arrhenius-Konzepts, da sie nicht auf wässrige Lösungen beschränkt ist. Säuren können in verschiedenen Lösungsmitteln und Umgebungen Protonen abgeben.

Als Proton wird oft \(\large H^+\) Kation wahrgenommen. Wenn von einem Wasserstoff ein Elektron entfernt wird, bleibt nur ein Proton im Kation.

Reaktionsgleichung

Reaktionsgleichungen von Brønsted bezeichnen die Wasserstoff-Kationenabgabe von Säuren und Wasserstoff-Kationenaufnahme von Basen.

Die Säure wird mit der Abkürzung \(\large HA\) bezeichnet und die Base mit \(\large B\).

Wenn eine Säure mit einer Base reagiert, bildet die Säure korrespondierende Base \(\large A^-\) und die Base bildet korrespondierenden Säure \(\large HB^+\). Das heißt \(\large H^+\) wandert von der Säure zu der Base.

1. Bei der Reaktion \(\large HCl + H_2O \rightleftharpoons Cl^- + H_3O^+\)

ist \(\large HCl\) (Salzsäure) eine Säure, es gibt Protonen (Wasserstoffion \(\large H^+\)) ab und es ist entsprechend ein Protonen-Donator. Wasser nimmt hier diese Protonen auf und Wasser ist in diesem Fall ein Protonen-Akzeptor und reagiert wie eine Base.

• \(\large HCl \rightleftharpoons Cl^- + H^+\) (Salzsäure ist ein Protonen-Donator = Säure)
• \(\large H^+ + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+\) (Wasser ist ein Protonen-Akzeptor = Base)

Bei der Hinreaktion nimmt die Base \(\large H_2O\) ein Proton auf und wird zur Säure \(\large H_3O^+\), bei der Rückreaktion gibt die Säure \(\large H_3O^+\) ein Proton ab und wird zur Base \(\large H_2O\). Ein solches Paar, das durch Aufnahme und Verlust eines Protons zusammengehört, heißt ein konjugiertes (oder korrespondierendes) Säure-Base-Paar.

2. Bei der Reaktion \(\large NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH\)

ist Ammoniak ein Protonen-Akzeptor und Wasser ist ein Protonen-Donator (also umgekehrt wie im ersten Beispiel)

• \(\large NH_3 + H^+ \rightarrow NH_4^+\) (Ammoniak ist ein Protonen-Akzeptor = Base)
• \(\large H_2O \rightarrow H^+ + OH^-\) (Wasser ist ein Protonen-Donator = Säure)

Aus diesen zwei Reaktionen kann man schlussfolgern, dass Wasser sowohl als eine Base als auch als eine Säure reagieren kann, es hängt von dem jeweiligen Reaktionspartner ab.

Wasser

Wasser kann sowohl Base als auch Säure sein. Abhängig vom zweiten Edukt nimmt das Wasser ein Wasserstoff-Kation auf und reagiert zu \(\large H_3O^+\) oder gibt es ab und reagiert zu \(\large OH^-\). Im ersten Fall ist das Wasser eine Base, im zweiten eine Säure.

Beispiel: \(\large HCl + H_2O \rightleftharpoons Cl^-+ H_3O^+\). Hier ist \(\large HCl\) die Säure und Wasser ist die Base.

\(\large H_3O^+\) heißt Hydronium-Ion.

Substanzen, die sowohl als Säuren als auch als Basen auftreten können, werden amphotere Verbindungen oder Ampholyte genannt.

Wichtige Ampholyte

Die Stärke von Brønsted-Säuren und -Basen

Die Stärke von Brønsted-Säuren und -Basen bezieht sich auf ihre Fähigkeit, Protonen (H⁺-Ionen) in einer Säure-Base-Reaktion zu übertragen. Diese Stärke wird oft anhand des sogenannten Säurestärke- bzw. Basenstärke-Konzepts bewertet. Die Stärke einer Säure hängt davon ab, wie leicht sie ein Proton \(\large (H^+)\) abgeben kann. Je leichter eine Säure Protonen abgibt, desto stärker ist sie. Ein Faktor, der die Säurestärke beeinflusst, ist die Stabilität des entstehenden konjugierten Anions nach der Protonenabgabe. Wenn das konjugierte Anion stabil ist, wird die Protonenabgabe begünstigt, was zu einer stärkeren Säure führt. Eine wichtige Maßeinheit für die Säurestärke ist der pK-Wert.

Je leichter eine Säure Protonen abgibt, desto stärker ist sie und umso kleiner ist der pK-Wert.

Je stärker eine Säure, desto schwächer ist ihre konjugierte Base. Umgekehrt gilt, je stärker eine Base, desto schwächer ist ihre konjugierte Säure.

1. Zum Beispiel ist Perchlorsäure, \(\large HClO_4\), eine sehr starke Säure; ihre korrespondierende Base, das Perchlorat, \(\large ClO_4^-\) , ist eine seht schwache Base.

\(\large HClO_4 + H_2O \rightarrow H_3O^+ + ClO_4^-\)

2. Und umgekehrt ist das Amid, \(\large NH_2^-\), eine starke Base, die korrespondierende Säure, \(\large NH_3\), ist eine sehr schwache Säure.

\(\large H_2O + NH_2^- \rightarrow NH_3 + OH^-\)