Allgemeine und Anorganische Chemie/ Der Säure-Basebegriff

Der Säure-Basebegriff

Arrhenius (1883)

Svante Arrhenius definierte Säuren und Basen wiefolgt:

Eine Säure ist eine Substanz, welche in Wasser $H^{+}$ Ionen abspaltet!

Bsp.:

$HCl\longrightarrow Cl^{-}+H^{+}$

Eine Base ist eine Substanz, die in Wasser $OH^{-}$ Ionen abspaltet!

Bsp.:.

$NaOH\longrightarrow Na^{+}+OH^{-}$

Diese erste allgemeingültige Theorie über Säuren und Basen weist einen Fehler auf: Ammoniak kann laut dieser Theorie keine Base sein, da $NH_{3}$ nicht zu $OH^{-}$ dissoziieren kann. Außerdem beschränkt sie sich auf Wasser als Lösungsmittel.

Brønsted und Lowry (1923)

Diese Definition ist eine Erweiterung des Säure-Basen-Begriffs. Nach Brønsted und Lowry gilt.

Eine Säure gibt ein $H^{+}$-Ion an das Lösungsmittel ab, sie ist daher ein Protonendonator. Eine Base nimmt das Proton auf, sie ist daher ein Protonenakzeptor.

In wässriger Lösung entsteht durch die Autoprotolyse des Wassers das Oxoniumion $H_{3}O^{+}$.

$HCl+H_{2}O\longrightarrow H_{3}O^{+}Cl^{-}$

Um diese Erkenntnisse auf andere Säuren anzuwenden, wird nun die Protolyse von Schwefelsäure in Wasser betrachtet:

$\mathrm {H_{2}SO_{4}\quad +\ H_{2}O\quad \rightleftharpoons \quad H_{3}O^{+}\quad +\quad HSO_{4}^{-}}$

Auch hier entsteht das Oxoniumion mit einem Restion, dem Hydrogensulfation, welches wiederum ein Wasserstoffatom besitzt. Da dieses Ion sich immer noch in einer wässrigen Lösung befindet, kann auch hier wiederum ein Proton abgegeben werden:

$\mathrm {HSO_{4}^{-}\quad +\ H_{2}O\quad \rightleftharpoons \quad H_{3}O^{+}\quad +\quad SO_{4}^{2}-}$

In wässriger Lösung entstehen $OH^{-}$ Ionen.

$NH_{3}+H_{2}O\longrightarrow NH_{4}^{+}+OH^{-}$

Bei der Dissoziation einer Base entsteht ihre konjugierte Säure. $NH_{4}^{+}$ ist die konjugierte Säure von $NH_{3}$.

Die Vorteile dieses Konzeptes sind, dass es auch auf andere Lösungsmittel als Wasser angewendet werden kann, und eine quantitative Bestimmung der Säure- oder Basestärke über die Konzentration der $H^{+}$-Ionen möglich ist.

Ampholyte

Wasser kann dabei sowohl als Brønsted-Säure, als auch als Brønsted-Base auftreten. Eine solche Substanz nennt man Ampholyt. Auch viele konjugierte Säuren oder Basen sind Ampholyte. Ob sie Protonen abgeben oder aufnehmen, kommt dann auf den Reaktionspartner an, so wird ein Hydrogenphosphat-Ion in Gegenwart eines Hydroxid-Ions ein Proton abgeben und zu einem Phosphat-Ion werden, in Gegenwart eines Hydronium-Ions ein Proton aufnehmen um zu einem Dihydrogenphosphat-Ion zu werden.

Lewis

Nach ihm gilt:

Eine Säure ist eine elektrophile Substanz, die Elektronenpaare aufnimmt. Die Säure ist also ein Elektronenpaarakzeptor. Die Lewisbase ist der Elektronenpaardonator.

Lewissäuren und -basen spielen eine Rolle in der Komplexbildung, außerdem stellt sich durch dieses Konzept ein Zusammenhang zwischen Säure-Base-Reaktionen und Redoxreaktionen her. Eine weitere Verwendung haben Lewissäuren in der Organischen Chemie (Friedel-Kraft-Reaktionen).