Vergleich der Säure-Base-Konzepte von Arrhenius und Brönsted anhand von Beispielen

Vortrag von Janina Munder im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - AC", WS 09/10

Gliederung:

Versuch:

Früher hatte man keine anderen Möglichkeiten gehabt bzw. gewusst, als Stoffe mit Hilfe der Sinnesorgane einzuteilen und zu gruppieren, so wurden auch Säuren früher nach ihrem sauren Geschmack definiert. Irgendwann stellte sich diese Methode allerdings doch als etwas problematisch heraus und so wurde nach anderen Kennzeichnungen und Einteilungen von Stoffen gesucht. Dabei wurde unter anderem entdeckt, dass Säuren ihre sauren Eigenschaften verlieren, wenn man sie mit einem bestimmten Stoff, den Basen, mischt.

Beim Mischen verlieren beide der im Versuch verwendeten Lösungen ihre jeweiligen Eigenschaften. Mittlerweile gibt es eine Reihe von Konzepten, die das Verhalten von Säuren und Basen beschreiben und mit deren Hilfe sich auch derartige Neutralisationsreaktionen erklären lassen. Zwei davon werden im Folgenden vorgestellt: das Konzept von Arrhenius und das von Brönsted.

1 Konzept nach Arrhenius

Abb. 1: Svante Arrhenius (1859 - 1927) [6]

Versuch:

Frage: Warum lässt sich der pH-Wert der Zitronensäure erst nach der Zugabe von Wasser messen?

Dazu wird zunächst die Strukturformel der Säure betrachtet. Die Zitronensäure besitzt drei Carboxylgruppen:

 
Abb. 2: Strukturformel der Zitronensäure

Bei der Frage hilft Arrhenius weiter. Dieser nahm an, dass die Moleküle der Säuren und Basen beim Vorgang des Lösens in Wasser in Kationen und Anionen zerfallen bzw. die Moleküle in entgegengesetzt geladene Ionen auseinanderweichen, also dissoziieren.

Die Zitronensäure dissoziiert demnach in wässrigem Medium in ein Kation und ein Anion. Da sich der pH-Wert der Säure im wässrigen Medium messen ließ, liegt die Vermutung nahe, dass bei der Dissoziation Wasserstoffionen frei werden.

Somit ergibt sich:

Abb. 3: Dissoziation der Zitronensäure

Zitronensäure gibt im wässrigen Medium ein (bzw. bis zu drei) Wasserstoffion(en) ab. Übrig bleibt das Säurerestanion.

Arrhenius-Säuren und -Basen lassen sich demnach wie folgt definieren:

Säure: Arrhenius-Säuren sind Stoffe, deren Moleküle in wässriger Lösung in Wasserstoffionen (H⁺) und Säurerestionen dissoziieren.

Base: Arrhenius-Basen sind Stoffe, deren Moleküle in Hydroxidionen (OH^-) und Metallionen dissoziieren.

Beispiele:

Abb. 4: Beispiele für die Definition nach Arrhenius

Kann man dies auch auf die Reaktion zu Beginn des Vortrags beziehen?

Dabei handelte es sich um eine 0,1 molare Salzsäure und eine 0,1 molare Natronlauge. Säure und Base liegen also dissoziiert vor. Mischt man sie, dann ergibt sich folgende Gesamtreaktion:

Abb. 5: Reaktion von Salzsäure und Natronlauge 

Die entstandene Lösung reagiert weder basisch noch sauer. Es handelt sich um eine neutrale Lösung, die sich so verhält wie eine Lösung von Kochsalz NaCl in Wasser.

Die Umsetzung lässt sich allgemein darstellen:

Abb. 6: Allgemeine Darstellung der Reaktion einer Säure mit einer Base

Die eigentliche chemische Reaktion jeder Neutralisation ist dabei die Vereinigung von Protonen und Hydroxidionen zu Wassermolekülen: 

Abb. 7: Neutralisationsreaktion

Diese erste allgemeingültige Säure-Base-Theorie von Arrhenius wurde 1883 bekannt. Für die damalige Zeit ergab sich dadurch eine neue Sichtweise in Bezug auf Säuren und Basen. Denn Arrhenius erkannte, dass die sauren Eigenschaften einer Lösung durch die Wasserstoffionen (H⁺) und die basischen Eigenschaften durch Hydroxidionen (OH^-) zustande kommen. Durch die Entdeckung der Dissoziation konnte auch die Stärke einer Säure bestimmt werden, denn je höher der Grad der Dissoziation einer Säure, desto stärker ist die Säure. Weiterhin wurde die Wechselwirkung zwischen den Antagonisten Säure und Base auf der Grundlage der Reaktion von Hydroxidionen und Wasserstoffionen verständlich (Vorgang der Neutralisation). Der entscheidende neue Aspekt war, dass die Definition von Säure und Base in den submikroskopischen Bereich der Modellvorstellungen verlegt wird.

Allerdings weist das Konzept auch deutliche Mängel auf. Zum einen ist es nur auf Säuren und Basen in wässriger Lösung anwendbar. Zum anderen müssen Säuren Wasserstoffionen enthalten und Basen müssen Hydroxy-Verbindungen sein.

Das Konzept wurde von Brönsted weiter entwickelt.

2 Konzept von Brönsted

Abb. 8: Johannes Nicolaus Brönsted (1879 - 1947) [7]

Brönsted modifizierte die Säuredefinition von Arrhenius (1923). Bis dahin gab es keinen experimentellen Anhaltspunkt dafür, dass freie Wasserstoffionen in wässrigen Systemen existieren, so dass man davon aus ging, dass sich die Wasserstoffionen im Augenblick ihres Freiwerdens bei der Dissoziation mit einem Wassermolekül zu einem Oxonium-Ion (H₃O⁺) vereinigen. Säure-Base-Reaktion sind demnach auf Wasserstoffionenübergänge zurückzuführen. Auf dieser Grundlage entwickelte Brönsted eine auf Protonen bezogene Säure-Base-Definition:

Brönsted-Säuren sind Stoffe, deren Moleküle Protonen abspalten können. Sie werden als Protonendonatoren definiert.

Basendefinition ist nunmehr nicht mehr analog, sondern komplementär formuliert:

Brönsted-Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können. Sie werden als Protonenakzeptoren definiert.

Anders dargestellt:

Abb. 9: Protonenabspaltung

Eine Säure gibt ein Proton ab und wird dabei zur Base. Es handelt sich dabei um eine Gleichgewichtsreaktion. Man bezeichnet die Säure und die aus ihr entstehende Base als konjugiertes Säure-Base-Paar.

Ausgehend von der Annahme, dass freie Protonen in einer Lösung nicht existieren können, kann die Abspaltung des Protons nicht als isolierte Reaktion gesehen werden. Deshalb muss sie mit einer zweiten Reaktion gekoppelt sein, bei der das Proton wieder aufgenommen wird. Daher ist zusätzlich eine Base nötig, die das freiwerdende Proton wieder aufnimmt.

Abb. 10: Protonenaufnahme

Somit ergibt sich für die gesamte Protonenübergangsreaktion:

Abb. 11: Gesamte Protonenübergangsreaktion

An einer Protonenübergangsreaktion (Protolysereaktion) sind immer zwei Säure-Base-Paare beteiligt, zwischen denen ein Gleichgewicht existiert. Säure-Base-Reaktionen werden als Protolysen bezeichnet.

Beispiel: Reaktion von H₂SO₄ und NH₃

H₂SO₄ ist eine Säure und kann demnach Protonen abspalten. Das dabei entstehende HSO₄^- - Ion ist eine Base, da es Protonen aufnehmen kann. Die Schwefelsäure kann das Proton jedoch nicht abgeben, wenn keine Base vorhanden, die es aufnimmt. Darum braucht man das Ammoniak. Ammoniak wirkt als Base, da es das abgegebene Proton aufnehmen kann.

Die Gesamtreaktion sieht also folgendermaßen aus:

Abb. 12: Reaktionsgleichung der Reaktion von Schwefelsäure mit Ammoniak

Versuch:

3 Vergleich der beiden Konzepte

Zusammenfassung

Arrhenius hat den Begriff der Dissoziation eingeführt und erkannt, dass die sauren Eigenschaften einer Lösung durch H⁺ - Ionen, die basischen Eigenschaften durch OH ^- - Ionen zustande kommen. Deshalb lauten seine Definitionen: Arrhenius-Säuren sind Stoffe, deren Moleküle in wässriger Lösung in Wasserstoffionen (H⁺) und Säurerestionen dissoziieren. Arrhenius-Basen sind Stoffe, deren Moleküle in wässriger Lösung in Hydroxidionen (OH^-) und Metallionen dissoziieren.

Brönsted hat das Konzept von Arrhenius weiterentwickelt und ging, basierend auf der Annahme, dass keine freien Protonen in einer Lösung existieren können, davon aus, dass Säure-Base-Reaktionen auf Protonenübergangsreaktionen zurückzuführen sein müssen. Säuren und Basen sind hier nicht durch einen schlichten Aufspaltungsvorgang gekennzeichnet, sondern durch das Reaktionsverhalten der Moleküle. Er hat deshalb Säuren und Basen komplementär formuliert: Brönsted-Säuren sind Stoffe, die Protonen (H⁺- Ionen) abspalten können (Protonendonatoren). Brönsted-Basen sind Stoffe, die Protonen (H⁺- Ionen) aufnehmen können (Protonenakzeptoren). Es müssen immer zwei konjugierte Säure-Base-Paare an der Reaktion beteiligt sein. Eine Säure lässt sich demnach nicht ohne Base und eine Base nicht ohne Säure definieren. Ein Mangel des Konzepts besteht darin, dass es nur auf wasserstoffhaltige Verbindungen anwendbar ist und somit die Stoffklasse der Säuren eingegrenzt ist.

4 Literatur:

1. Riedel, E. (1990). „Anorganische Chemie“. 2. Auflage. Berlin, New York: de Gruyter.
2. Gutmann, V. & Hengge, E. (1990). „Anorganische Chemie – Eine Einführung“. 5. Auflage. Weinheim, New York, Basel, Cambrige: VCH.
3. Hammer, H.O. (1995). „Säure-Base-Vorstellungen; Geschichtliche Entwicklungen eines Begriffspaares“ in PdN Chemie, 44, 1995, 1.
4. http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/v_chemie/4_sb_konzepte.htm (Stand: 20.11.2009)  
5. www.wikipedia.de
6. http://www.chem.uwec.edu/Chem150_S07/elaborations/unit6/unit6-b-Arrhenius.html (Stand: 23.11.2009)
7. http://www.chemcool.com/biography/bronsted.htm (Stand: 23.11.2009)

E-Mail: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de, Stand: 20.09.10