No Regrets
16.06.2001, 03:19
Die erste allgemeingültige Säure-Base Theorie stammt von Arrhenius (1883). Danach sind Säuren Wasserstoffverbindungen, die in wäßriger Lösung duch Dissoziation H+ -Ionen bilden.
Beispiele:
HCl ----> H+ + Cl-
H2SO4 ----> 2 H+ + SO4-
Basen sind Hydroxide, sie bilden durch Dissoziation in wäßriger Lösung OH- -Ionen.
Beispiele:
NaOH ----> Na+ + OH-
Ba(OH)2 ----> Ba2+ + 2 OH-
Arrhenius erkannte, das die sauren Eigenschaften einer Lösung durch H+ , die basischen Eigenschaften durch OH- -Ionen zustande kommen.
Vereinigt man eine Säure mit einer Base, z.B. 1 mol HCl mit 1 mol NaOH, so entsteht aufgrund der Reaktion
H+ + Cl- + Na+ + OH- ----> Na+ + Cl- + H2O
eine Lösung, die weder basisch noch sauer reagiert. Es entsteht eine neutrale Lösung, die sich so verhält wie eine Lösung von Kochsalz NaCl in Wasser.
Die Umsetzung
Säure + Base ----> Salz + Wasser
wird daher als Neutralisation bezeichnet. Die eigentliche chemische Reaktion jeder Neutralisation ist die Vereinigung von H+ und OH- -Ionen zu Wassermolekülen. Dabei entsteht eine Neutralisationswärme von 57,4 kJ pro Mol H2O
H+ + OH- ----> H2O / Δ H° = -57,4 kJ mol-1
No Regrets
16.06.2001, 04:44
Die Säure-Base Theorie von Arrhenius wurde 1923 von Brönsted / Lowry erweitert.
Nach der Theorie von Brönsted / Lowry sind Säuren solche Stoffe, die H+ -Ionen (Protonen) abspalten können (Protonendonatoren), Basen sind Stoffe, die H+ -Ionen (Protonen) aufnehmen können (Protonenakzeptoren).
Die Verbindung HCl z.B. ist eine Säure, da sie Protonen abspalten kann. Das dabei entstehende Cl- Ion ist eine Base, da es Protonen aufnehmen kann. Die durch Protonenabspaltung aus einer Säure enstehende Base bezeichnet man als konjugierte Base. Cl- ist die konjugierte Base der Säure HCl
HCl <====> Cl- + H+ Säure-Base-Paar 1
Säure konjugierte Proton
Base
Säure und konjugierte Base bilden zusammen ein Säure-Base-Paar.
Säure <====> Base + Proton
Die Abspaltung eines Protons kann jedoch nicht als isolierte Reaktion vorsichgehen, sondern sie muss mit einer zweiten Reaktion gekoppelt sein, da in gewöhnlicher Materie freie Protonen nicht existieren können. In wässriger Lösung lagert sich das Proton an ein H2O -Molekül an, H2O wirkt als Base. Durch die Aufnahme eines Protons ensteht dabei die Säure H3O+ .
H2O + H+ <====> H3O+ Säure-Base-Paar 2
konjugierte Proton Säure
Base
Faßt man die Teilreaktionen "Säure-Base-Paar 1" und "Säure-Base-Paar 2" zusammen, erhält man die Gesamtreaktion:
HCl + H2O <====> H3O+ + Cl- Protolysereaktion
Säure 1 konj. Base 2 Säure 2 konj. Base 1
Bei der Auflösung von HCl in Wasser erfolgt also die Übertragung eines Protons von einem HCl-Molekül auf ein H2O -Molekül. Bei der Protonenübertragung von der Säure HCl auf die Base H2O ensteht die Base Cl- und die Säure H3O+. An einer Protonenübertragungsreaktion sind immer zwei Säure-Base-Paare beteiligt, zwischen denen ein Gleichgewicht existiert.
Wenn nur Wasser als Lösungsmittel berücksichtigt wird, tritt immer das Säure-Base-Paar H3O+ / H2O auf.
Die Brönstedsche Säure-Basen-Theorie ist in folgenden Punkten allgemeiner als die Theorie nach Arrhenius.
Säuren und Basen sind nicht fixierte Stoffklassen, sondern nach ihrer Funktion definiert. Der Unterschied zeigt sich deutlich bei Stoffen, die je nach dem Reaktionspartner sowohl als Säure als auch als Base reagieren können. Man bezeichnet sie als Ampholyte. Das HSO4--Ion kann als Base ein Proton abgeben anlagern und in ein H2SO4-Molekül übergehen. Dasselbe gilt für das Molekül H2O, das ebenfalls als Säure und als Base reagieren kann.
Nicht nur neutrale Moleküle, sondern auch Kationen oder Anionen können als Säuren und Basen fungieren. Beipiele: H3O+ und NH4+ sind Kationensäuren, HSO4- und HCO3- sind Anionensäuren, CO32- und CN- Anionenbasen.
Basen sind nicht nur die Metallhydroxide (bei ihnen ist die wirksame Base das OH--Ion), sondern auch Stoffe, die keine Hydroxidionen enthalten, z.B. CO32- , S2- und NH3
Die Brönstedsche Säure-Basen-Theorie beschränkt sich nicht auf wässrige System, sondern kann auf jedes Lösungsmittelfreie oder mit anderen Protonenhaltigen Lösungsmitteln (z.B. NH3 , H2SO4 ) arbeitende Systemen bezogen werden.
Beispiel:
2 NH3 <====> NH4+ + NH2-
Der Vorteil der Brönstedschen Theorie liegt darin, daß die korrespondierenden Säure-Base-Systeme in eine Reihe eingeordnet werden können, wobei der pK-Wert der Säure als Ordnungsprinzip dient.
Literatur zum nachlesen:
E.Riedel; Anorganische Chemie; Walter de Gryter; Berlin
Jander, Blasius; Lehrbuch der analytischen und präpatrativen anorganischen Chemie; S. Hirzel Verlag; Stuttgard
Holleman, Wiberg; Lehrbuch der Anorganischen Chemie; Walter de Gryter; Berlin
Der Lewis folgt demnächst !