S / B - Theorien

Säure/Base/Puffer

Theorien

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Vertiefungsfragen

Das Ion H⁺ spielt eine Sonderrolle in der Chemie wässriger Lösungen.
{Für Leute, die alles "ganz genau wissen wollen" - ich sage dafür einfacher "für Pingelige": Man könnte H⁺ als das Ion zum H-Atom interpretieren. Das wäre aber ein Proton, und Protonen sind in wässriger Lösung nicht stabil, sondern stets an H₂O angelagert. Daher wird gefordert, dafür H₃O⁺ zu schreiben. Das ist sicher besser, aber genau genommen ist es auch nur die halbe Wahrheit! Seit Untersuchungen von Eigen ist bekannt, dass H⁺ in Lösung in mehreren Teilchensorten, bevorzugt als H₉O₄⁺ , vorkommt. Unabhängig von der gewählten Schreibweise ist das Wesentliche, dass in der Lösung auf das Lösungsmittel H₂O ein H⁺ übertragen wird. H⁺ ist in diesen Webseiten also stets eine "Abkürzung für die tatsächlich in wässriger Lösung vorhandene Situation"!}

Der Konzentrationsbereich c(H⁺) geht von ca. 10 bis ca. 10^-15 mol/l. Um zu bequemer schreibbaren Zahlen zu kommen, hat Sörensen den pH-Wert eingeführt. {pH = potentia Hydrogenii = Mächtigkeit des Wasserstoffs oder - mathematischer erklärt - Potenz von c(H⁺).}

Definition:

pH = - log { c(H⁺) }

Auch in reinem H₂O ist eine bestimmte Menge H⁺ vorhanden, experimentell wurde c(H⁺) = 10^-7 mol/l ermittelt. Ist die Konzentration c(H⁺) größer, nennen wir die Lösung sauer, ist sie kleiner basisch. Die Stoffe, die das bewirkt haben, heißen dazu passend Säure bzw. Base.

c(H⁺), in mol/l	10 bis 10^-7	10^-7	10^-7 bis 10^-15
pH	-1 bis 7	7	7 bis 15
Charakter	sauer	neutral	basisch

Arrhenius stellte die erste Theorie auf, wann ein Stoff eine Säure bzw. eine Base ist.

Ein Stoff ist eine Säure, wenn er ein H⁺ abgeben kann.
Ein Stoff ist eine Base, wenn er ein OH^- abgeben kann.

{Die Verknüpfung dieser Vorstellung mit dem pH-Wert ist für die Säure unmittelbar klar: Wenn H⁺ in die Lösung kommt, ändert sich die Konzentration c(H⁺) und damit der pH-Wert in Richtung saure Lösung. Für die Base benötigt man das später eingeführte Wissen, dass die Konzentrationen c(H⁺) und c(OH^-) in wässriger Lösung zusammenhängen. Das Produkt der beiden Konzentrationen ist ein konstanter Wert. Damit führt eine Erhöhung von c(OH^-) zu einer Erniedrigung von c(H⁺) und zu einer Änderung des pH in Richtung alkalische Lösung.}

Beispiele dafür sind die Salzsäure, HCl H⁺ + Cl^- , und die Base NaOH Na⁺ + OH^-. Den Zerfall eines Moleküls in Ionen nennt man Dissoziation. Das Lösungsmittel H₂O ist sowohl Säure und Base, da es (ein wenig!) in beide Ionen dissoziiert: H₂O H⁺ + OH^- .
Säure + Base Salz + Wasser: HCl + NaOH NaCl + H₂O; darin ist die Teilgleichung für die Ionen enthalten: H⁺ + OH^- H₂O.
{Teilweise sind "Hilfskonstruktionen" nötig: NH₃ ist vom chemischen Verhalten als Base bekannt. Eine Gleichung NH₃ OH_- ist aber nicht möglich. Man muss eine Zwischensubstanz "NH₃^.H₂O" = NH₄OH annehmen. Dann ist die Basenreaktion möglich: NH₄OH NH₄⁺ + OH^-.}

Brönsted und Lowry erweiterten 1923 die Theorie. Wichtig ist jetzt die Übertragung auf einen Partner und es wird nur noch das H⁺-Ion betrachtet.

Eine Säure überträgt H⁺ auf einen Partner. ("Protonendonator")
Eine Base empfängt H⁺ von einem Partner. ("Protonenakzeptor")
Als Partner kann dabei auch das Lösungsmittel wirken.

Beispiele: Der Säurecharakter der Salzsäure ist jetzt beschrieben durch HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl^- .
Der Basencharakter von Ammoniak ist direkt, ohne Zwischensubstanz, angebbar: NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-.
Basencharakter von OH^- in NaOH: OH^- + H₂O H₂O + OH^-. (Das "rote" OH^- wirkt als Protonenakteptor!)
Der Basencharakter von NaOH ist also einfacher in der (alten) Theorie von Arrhenius hinzuschreiben.

Ein weiteres Konzept ist anschaulich verständlich
Wenn der eine gibt, empfängt der andere!	Ich bin ein "Donator"	Ich bin ein "Akzeptor"

ANMERKUNG - Zur Farbenwahl: Im Alltagsleben pflegen bei der "Schenkung" des angedeuteten Objekts meistens Schenker und danach Empfänger zu erröten!

Ebenso anschaulich ist verständlich: Wer etwas gegeben hat, wem also etwas fehlt, der kann danach als Empfänger wirken. Man bezeichnet die so zusammengehörenden Paare als konjugiertes Säure-Base-Paar (auch korrespondierendes Säure-Base-Paar). Es muss auch gelten: Der Partner zu einer Säure wirkt als Base; wenn einer gibt (die Säure), empfängt der Partner (die Base).

HCl	+	H₂O	H₃O⁺	+	Cl^-
Säure		Base	Säure		Base

HCl und Cl^- sind ein konjugiertes Paar, ebenso H₂O und H₃O⁺.

Zu jeder Säure gibt es eine konjugierte Base, die aus der Säure durch Abgabe eines H⁺ entsteht.
Zu jeder Base gibt es eine konjugierte Säure, die aus der Base durch Aufnahme eines H⁺ entsteht.

Anmerkung: Der Vorteil der Theorie von Brönsted besteht darin, dass der Säure-Base-Begriff viel allgemeiner anwendbar ist. Auch das Verhalten in anderen Lösungsmittel als Wasser und mehr chemische Substanzen als die Säuren/Basen nach Arrhenius sind beschreibbar. Weitere Theorien, wie die Theorie von Lewis, in der das Verhalten von Elektronenpaaren betrachtet wird, werden hier nicht besprochen.

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