4.3 Säure-Base-Konzepte

Ziel: Überblick

Von Säuren spricht man schon seit dem 12. Jh.: damals erkannte man sie am Geschmack. Glücklicherweise kannte man damals nur saure Pflanzensäfte. Im 16. Jh. definierte man Säuren als „Stoffe, die mit Kreide aufbrausen“ und Basen solche als Stoffe, die Säuren neutralisieren.

4.3.1 Das Arrhenius-Konzept

Die erste Theorie zur Natur von Säuren und Basen stellte ARRHENIUS 1883 auf. Er nahm an, dass in Lösung Ionen vorliegen, ohne das dazu eine elektrische Spannung angelegt werden muss.

	Säuren sind Wasserstoffverbindungen, die in Wasser Protonen (H⁺) abgeben können: HCl ----> H⁺ + Cl^-
	Basen sind Hydroxyverbindungen, die beim Auflösen in Wasser Hydroxid-Anionen (OH^-) freisetzen: NaOH ----> Na⁺ + OH^-

Die eigentliche Reaktion bei einer Neutralisation ist dann die zwischen H⁺ und OH^-.

Leistungen:

	bringt die Stoffklasse der Säuren mit der der Basen in Verbindung
	Verstehen der Stärke von Säuren und Basen (Gleichgewichtskonstante der Dissoziation)

Mängel:

	Beschränkung auf das Lösungsmittel Wasser
	Beschränkung der Basen auf Hydroxy-Verbindungen.

4.3.2 Das Brönstedt (Lowry)-Konzept

In den 20er Jahren wirkte Brönstedt als Professor für PC in Kopenhagen. Sein Konzept, veröffentlicht 1923, besagt:

Säuren sind Verbindungen, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren): AH ----> A^- + H⁺

Basen sind Verbindungen, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren): B + H⁺ ----> BH⁺

Die Reaktionen oben können als Reaktion und Rückreaktion verstanden werden.

Leistungen:

	ist nicht auf wässrige Systeme beschränkt
	Basen sind notwendig, damit Säuren überhaupt ihr Proton abgeben können; man spricht vom korrespondierenden Säure/Base-Paar, in dem die Säure mit ihrer korrespondierenden Base um das Proton konkurrieren:

BH + H₂O ----> H₃O⁺ + B^-

BH = Säure, B^- = Base, zusammen: korrespondierendes Paar
Rolle von H₂O?

erklärt, warum man in Säuren keine freien H⁺ findet:

HCl + H₂O ----> H₃O⁺ + Cl^-

Oxonium- oder Hydroniumkationen sind zwar nochmals von 3 weiteren Wassermolekülen umgeben; diese werden aber nicht geschrieben.

Mängel:

nur auf wasserstoffhaltigen Verbindungen anzuwenden.

4.3.3 Die Erweiterung durch Lewis

1923, im gleichen Jahr also, erweiterte Lewis, Professor für PC in Berkley, das S/B-Konzept von Brönstedt auf Nichtwasserstoff-Verbindungen:

Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren, Basen Elektronenpaardonatoren.

Eine Säure-Base-Reaktion führt demnach zur Entstehung einer Atombindung.

Leistungen:

erklärt viele Reaktionen und Teilchen neu (besonders Komplexchemie).

Nachteile:

	Viele Brönstedt-Säuren sind keine Lewis-Säuren (H₂SO₄).
	Die Stärke hängt nicht mehr von der Art des Stoffes ab, sondern von der Reaktion.
	Nicht Stoffe sind S/B, sondern Teile davon

In der Schulchemie beschränkt man sich in der Regel auf den Brönstedt-Begriff; der Lewis-Begriff wird ggf. in der höheren Chemie parallel verwendet.

Gliederung

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