Säuren
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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 (Konzentration) ist der pH-Wert. Das Maß für die Säurestärke ist der pKs-Wert.
Eigenschaften
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 und die Haut sind bei Kontakt in Gefahr.
- Die „Gegenspieler der Säuren“ sind die Laugen (Basenlösungen). Sie sind ätzend, und greifen viele andere Stoffe an, die mit Säuren nicht unbedingt reagieren. (z.B. 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. 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).
Entwicklung der Theorie des Säure-Begriffes
Definition des Säurebegriffs nach Arrhenius
Eine Säure dissoziiert in wässriger Lösung zu freibeweglichen, positiv geladenen Oxoniumionen und freibeweglichen, negativ geladenen Säurerestionen.
Beispiele:
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 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
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 verbinden sich bevorzugt mit weichen Basen.
Die Klassifizierung, ob eine weiche Säure oder harte Base vorliegt, wird beeinflusst durch:
- hohe Elektronegativität
- geringe Polarisierbarkeit
Entsprechend ist eine harte Säure oder weiche Base geprägt durch:
- geringe Elektronegativität
- hohe Polarisierbarkeit
Veranschaulicht lässt sich sagen, dass eine harte Base die Valenzelektronen stärker an sich bindet.
Beispiele für harte Basen sind: OH-, F-, SO42- 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:
Beipiele:
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:
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 (Säurekonstante) der Säurereaktion an.
<math> \ K_S=\frac{c(H^+)\cdot c(A^-)}{c(HA)}</math>
<math> \ pK_S=-log \ K_S</math>
Säuren mit großem Ks-Wert (kleinem pKs) sind stark. Liegt der pH-Wert zwei Einheiten unter pKs, werden nur noch ein Hundertstel der H+-Ionen freigesetzt.
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 Ks) verschieden groß. Für die einzelnen Protolyseschritte (Abgabe der Protonen H+-Ionen) gilt im Allgemeinen: Ks(I)>Ks(II)>Ks(III) (bzw. pKs(I)<pKs(II)<pKs(III)), da sich aus der steigenden Ionenladung des entstehenden Säurerestanions die weiterführende Protolyse jeweils weniger exotherm wird.
| <math>\mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4 + \mathrm{H}_2\mathrm{O} ~~\overrightarrow{\leftarrow}~~ \mathrm{H}_2\mathrm{PO}_4^- + \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+</math> | <math>K_s=7{,}4\cdot10^{-3}</math> | <math>pK_s=2{,}13</math> |
| <math>\mathrm{H}_2\mathrm{PO}_4^- + \mathrm{H}_2\mathrm{O} ~~\overrightarrow{\leftarrow}~~ \mathrm{H}\mathrm{PO}_4^{2-} + \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+</math> | <math>K_s=6{,}3\cdot10^{-8}</math> | <math>pK_s=7{,}20</math> |
| <math>\mathrm{H}\mathrm{PO}_4^{2-} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} ~~\overrightarrow{\leftarrow}~~ \mathrm{PO}_4^{3-} + \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+</math> | <math>K_s=4{,}4\cdot10^{-13}</math> | <math>pK_s=12{,}36</math> |
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
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