Säuren

Säuren sind im engeren Sinne alle chemischen Verbindungen, die in der Lage sind, Protonen (H+) an einen Reaktionspartner zu übertragen - sie können als Protonendonator fungieren. In wässriger Lösung ist der Reaktionspartner im Wesentlichen Wasser. Es bilden sich Oxonium-Ionen (H3O+), der pH-Wert der Lösung wird damit gesenkt. Säuren reagieren mit sogenannten Basen unter Bildung von Wasser und Salzen. Eine Base ist somit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu neutralisieren.

Im weiteren Sinn beschreiben verschiedene Säure-Base-Konzepte wesentlich breitere Paletten von chemischen Reaktionen, die weit über die oben erwähnten Reaktionen hinausreichen können.

Historische Entwicklung des Wissens um Säuren

Wohl die älteste bekannte Säure (lat. acidum) ist Essig (lat. acetum), eine etwa fünfprozentige wässrige Lösung der Verbindung Essigsäure. Säuren waren etwas Essigartiges (oxos od. acidus). In der Alchemie galt Säure als ein Urstoff. Die sauren Eigenschaften basierten auf einer einzigen Ursäure, die in verschiedenen Substanzen zur Wirkung kam. Säuren lassen Kalk bzw. Carbonate aufschäumen, haben eine ätzende Wirkung und einen sauren Geschmack. Bis Ende des 13. Jh. waren wohl neben Essig und anderen Pflanzensäften keine Säuren bekannt. Erweiterte Kenntnisse bezüglich Säuren wurden dem im 8. Jh. lebenden Geber zugeschrieben, sie basieren jedoch auf Schriften der deutlich jüngeren, sogenannten Pseudo-Geber. Es entwickelten sich Kenntnisse über verschiedene anorganische Säuren, die alle den Varietäten des Elements Wasser zugeschrieben wurden. Ab dem 18. Jh. wurden sie als Mineralsäuren bezeichnet.

Der wichtige Begriff Base als phänomenologisches Gegenstück zu Säuren wurde im 17. Jahrhundert von Alchimisten und Chemikern wie G. E. Stahl, R. Boyle und G. F. Rouelle verwendet, weil "basische" Stoffe die nichtflüchtige Grundlage zur Fixierung flüchtiger Säuren bildeten und die (ätzende) Wirkung von Säuren aufheben können. Grundlegende Schritte in die Chemie gelangen A. L. Lavoisier im 18.Jh., der bestimmten chemischen Verbindungen bestimmte Eigenschaften zuwies. Er dachte, dass Säuren stets aus Nichtmetalloxiden und Wasser, sowie Basen aus Metalloxiden und Wasser entstünden. J. von Liebig hingegen sah Säuren als Wasserstoff-Verbindungen, die sich durch Metalle in Salze überführen lassen.

1887 definierte S. Arrhenius Säuren als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Protonen (H+) und Basen als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Hydroxidionen (OH) dissoziieren. Gibt man Säuren und Basen zusammen, neutralisieren sie sich unter Bildung von Wasser. Die Theorie war jedoch noch unzureichend, da Verbindungen ohne Sauerstoff nicht einbezogen wurden: Auch Ammoniak neutralisiert eine Säure. J. N. Brønsted und T. Lowry beschrieben 1923 unabhängig voneinander die heute noch wichtigste Definition von Säuren und Basen. Sie bilden die Basis der unten erläuterten Erklärungen zur Säure.

Was sind Säuren?

Ohne näher auf verschiedene Säure-Base-Konzepte einzugehen, soll hier als Einstieg eine mögliche und übliche Betrachtungsweise beschrieben werden. Im engen Zusammenhang mit Säuren stehen in der Regel und häufig ohne ausdrückliche Erwähnung die Anwesenheit und bestimmte Eigenschaften des Wassers. Reines Wasser unterliegt einer sogenannten Autoprotolyse. Hierbei entstehen aus dem Wasser in sehr kleinen und gleichen Mengen Oxoniumionen (H3O+) und Hydroxidionen (OH):

\mathrm{1. \ H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}

In dieser Reaktionsgleichung des Wassers zeigt sich die Eigenschaft einer Säure, nämlich die Fähigkeit der Bildung von H3O+-Ionen in Wasser. Gleichzeitig bilden sich OH-Ionen in Wasser — eine der Eigenschaften, über die eine Base verfügen kann. Man bezeichnet jedoch Wasser weder als eine Base noch als eine Säure und nennt sein Verhalten neutral. Dies bezieht sich auf den pH-Wert, der die Konzentration der H3O+-Ionen in Wasser angibt. Reines Wasser hat den pH-Wert von 7, also eine sehr kleine Konzentration. Diese Reaktion ist, wie alle in diesem Abschnitt beschriebenen Reaktionen, eine Gleichgewichtsreaktion: Die Bildung der Ionen sowie deren Vereinigung zu Wasser findet ständig und mit gleicher Häufigkeit statt. Neutral heißt also nicht, dass nichts passiert.

Die Carboxygruppe (blau markiert) als funktionelle Gruppe einer Carbonsäure (R = Wasserstoffatom oder ein Organyl-Rest, wie Alkyl- oder Aryl-Rest etc.). Die bekannteste organische Säure ist die Essigsäure (R = CH3).

Als Säuren kann man chemische Verbindungen bezeichnen, die in einer bestimmten Wechselwirkung mit Wasser stehen können. Sie verfügen über Wasserstoffatome, die ionenähnlich (ionogen) gebunden sind. So reagiert reine Essigsäure (H3C-COOH) mit Wasser und bildet dabei weitere H3O+-Ionen. Tritt eine solche Reaktion auf, kann man eine Verbindung als Säure bezeichnen. Neben dem Oxoniumion entstehen auch das Acetat-Anion H3C-COO:

\mathrm{2. \ H_3C{-}COOH + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}COO^- + H_3O^+}

Essigsäure ist eine Carbonsäure und im Vergleich zu anorganischen Säuren wie Chlorwasserstoff eine eher schwache Säure. In wässriger Lösung liegen ein guter Teil der Moleküle undissoziiert als H3C-COOH vor. Auch hier stellt sich zügig ein Gleichgewicht ein. Die obige Reaktionsgleichung (2) lässt sich aus diesem Grund mit gleicher Berechtigung von rechts nach links lesen. Ein Acetat-Anion reagiert mit einem Oxoniumion zu Wasser und Essigsäure. In dieser Leserichtung findet eine basische Reaktion statt: die Umsetzung von Hydroxoniumionen zu Wassermolekülen. Setzt man einer Essigsäurelösung in geeigneter Menge Acetat-Anionen, beispielsweise in Form des gut löslichen Natriumacetats zu, kann die saure Eigenschaft der Essigsäure vollständig durch die basische Eigenschaft des Acetat-Ions kompensiert werden. Die wässrige Lösung wird neutralisiert. Neutral heißt auch hier keineswegs, dass nichts in der Lösung passiert. Nur die Konzentration der H3O+-Ionen ist so gering wie in reinem Wasser.

Ergänzend soll nun die basische Reaktion betrachtet werden, die auftritt, wenn Natriumacetat in reinem Wasser gelöst wird:

\mathrm{3. \ H_3C{-}COO^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ OH^- + H_3C{-}COOH}

Hier bilden sich Hydroxidionen (OH). Fügt man dieser Acetatlösung eine geeignete Menge an wässriger Essigsäurelösung zu, wird die Lösung neutral. Es stellt sich zwischen H3O+ und OH das Gleichgewicht (1) ein, das zu Anfang als Grundeigenschaft von Wasser vorgestellt wurde und als Gleichung (1a) andersherum dargestellt ist.

\mathrm{1a) \ H_3O^+ + OH^- \ \rightleftharpoons \ H_2O + H_2O}
Eine Säure kann man als chemische Verbindung auffassen, die über die Fähigkeit verfügt, in wässriger Lösung H3O+-Ionen zu bilden oder OH-Ionen zu Wassermolekülen zu überführen. Eine Base hingegen verfügt in wässriger Lösung über die Fähigkeit, OH-Ionen zu bilden oder H3O+ zu H2O zu überführen.

Viele als Säure bezeichnete Substanzen sind von vornherein wässrige Lösungen und können nicht ohne weiteres als chemische Verbindungen verstanden werden, die über ionogen gebundene Wasserstoffatome verfügen. Salzsäure ist eine wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff (HCl) und gilt als eine starke Säure. In dieser Lösung liegt — vor jeder praktischen Verwendung der Säure — bereits das Gleichgewicht (4) vor, bei dem das Gleichgewicht fast vollständig auf der rechten Seite liegt.

\mathrm{4. \ HCl + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + Cl^-}

Der Chlorwasserstoff hat sein Potential, eine Säure zu sein, schon längst ausgespielt, und es haben sich H3O+-Ionen gebildet. Die chemischen Auswirkungen, die durch eine praktische Anwendung der Salzsäure auftreten, sind auf Reaktionen der H3O+-Ionen zurückzuführen. Die Säure ist das H3O+-Ion. Das Maß für den Säuregehalt ist hier der pH-Wert, während bei schwächeren Säuren, wie Essigsäure, das Maß für die Säurestärke, der pKs-Wert, im Vordergrund steht. Starke und schwache Säuren unterscheiden sich durch ihre Tendenz, "gerne" oder "weniger gerne" H3O+-Ionen in Wasser zu bilden. Im Abschnitt Säure-Base-Gleichgewicht werden diese Tendenzen näher beschrieben.

Die chemische Wirkung bei der praktischen Verwendung einer Säure geht meist auf H3O+-Ionen zurück. Man kann die Oxoniumionen als die wichtigste Säure auffassen.

Säure-Base-Gleichgewicht

Bei der Protolyse nimmt ein Reaktionspartner (in der Regel Wasser) das von der Säure abgegebene Proton auf. Dies ist abzugrenzen von den Redoxreaktionen, bei denen Elektronenübergänge stattfinden.

Die allgemeine Gleichgewichtsreaktion einer Säure HA in wässriger Lösung lautet:

\mathrm{5. \ HA + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + A^-}

Die Säuren unterscheiden sich in ihrer Tendenz, H+-Ionen an Wasser zu übertragen. Diese wird als Säurestärke Ks bezeichnet und gibt die Gleichgewichtskonstante (Säurekonstante) der Säurereaktion an. Die Säurekonstante wird häufig in Form des pKs-Wertes angegeben, der als negativer dekadischer Logarithmus der Säurekonstante definiert ist.

K_\mathrm{S} = \frac{c(\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+) \cdot c(\mathrm{A}^-)}{c(\mathrm{HA})}
\mathrm{p}K_\mathrm{S}=-\mathrm{log} \ K_\mathrm{S}

Säuren mit großem Ks-Wert (kleinem pKs-Wert) sind starke Säuren. Liegt ein pH-Wert einer Lösung, die eine Säure enthält, zwei Einheiten unter dem pKs-Wert, werden nur noch ein Hundertstel der H3O+-Ionen gebildet.

Mehrprotonige Säuren

Säuren, die mehrere Protonen abspalten können, nennt man mehrprotonige Säuren oder auch mehrbasige Säuren. Schwefelsäure (H2SO4) ist eine zweiprotonige (auch diprotonige), Phosphorsäure (H3PO4) eine dreiprotonige (auch triprotonige) Säure. Das Bestreben der Abgabe der einzelnen Protonen (Protolyse) ist unterschiedlich groß und lässt sich durch die Säurekonstante (Ks) beschreiben. Für die einzelnen Protolyseschritte gilt allgemein: Ks(I) > Ks(II) > Ks(III) (bzw. pKs(I) < pKs(II) < pKs(III)).

Für Phosphorsäure gilt:

\mathrm{H}_3\mathrm{PO_4 + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2PO_4^- + H_3O^+} K_\mathrm{S} = 7{,}4 \cdot 10^{-3} \mathrm{p}K_\mathrm{S} = 2{,}13 \
\mathrm{H_2PO_4^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ HPO_4^{2-} + H_3O^+} K_\mathrm{S} = 6{,}3 \cdot 10^{-8} \mathrm{p}K_\mathrm{S} = 7{,}20 \
\mathrm{HPO_4^{2-} + H_2O \ \rightleftharpoons \ PO_4^{3-} + H_3O^+} K_\mathrm{S} = 4{,}4 \cdot 10^{-13} \mathrm{p}K_\mathrm{S} = 12{,}36 \

Eigenschaften von Säuren

Die Eigenschaften von Säuren, insbesondere die von ihnen ausgehenden Gefahren, sind sehr unterschiedlich. Als Beispiele seien hier Salpetersäure (Hauptgefahr: Ätzend), Blausäure (Starkes Gift) und Pikrinsäure (ein Sprengstoff) genannt.

Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser

Analog zu den Säure-Base-Reaktionen die in wässrigen Lösungen und unter Beteiligung des Wassers ablaufen, existieren Reaktionen in anderen Medien. In wasserfreiem Ethanolfindet mit Chlorwasserstoff eine Reaktion statt, bei dem Ethanol die Rolle einer Base übernimmt:

\mathrm{H_3C{-}CH_2{-}OH + HCl \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}CH_2{-}OH_2^+ + Cl^-}

In der Gasphase reagieren die Gase Ammoniak und Chlorwasserstoff unter Bildung des Salzes Ammoniumchlorid.

\mathrm{NH_3 + HCl \ \rightleftharpoons \ NH_4Cl}

In Säure-Base-Reaktionen können neben Wasser auch andere hinreichend polare Lösungsmittel als Reaktionspartner wirken. Ein gutes Beispiel ist die Autoprotolyse des flüssigen Ammoniaks:

\mathrm{NH_3 + NH_3 \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + NH_2^-}

Beispiele für Säuren

Wichtige Säuren sind:

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

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Basierend auf einem Artikel in Wikipedia.de
 
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Datum der letzten Änderung:  Jena, den: 07.04. 2019