Säuren und Basen

Der Mensch kennt schon seit alters her den sauren Geschmack verschiedener Stoffe: Essig, saure Milch, Zitronen usw.

Im Gegensatz dazu standen unangenehm "Seifig" schmeckende Substanzen, die die Wirkung von Säuren aufheben konnten. Ein typisches Beispiel war die Pflanzenasche (arab. al kali), weshalb man diese Stoffe als Alkalien bezeichnete.

Erst BOYLE gab 1663 halbwegs brauchbare chemische Definitionen dieser Substanzen: Säuren lösen Kalk unter Gasentwicklung und färben bestimmte blaue Pflanzenfarbstoffe rot.

Da man beim Zusammengießen von Säuren und Alkalien Salze erhielt, bezeichnete man später die in den alkalischen Lösungen enthaltenen Substanzen als Basen (griech. basis = Grundlage), weil sie als "Grundlage" für die Herstellung eines Salzes dienten.

Die Annahme LAVOISIERs mit Sauerstoff als Ursache des sauren Charakters erwies sich bald als falsch.

1838 definierte der deutsche Chemiker Justus von LIEBIG eine Säure als eine Substanz, die Wasserstoff enthält, der durch Metalle ersetzbar ist:

2 HCl              + Mg H₂ + MgCl₂

in H₂O gelöste Salzsäure Magnesiumchlorid (ein Salz)

Im Jahre 1883 stellte ARRHENIUS seine Ionentheorie auf. Er erkannte, dass Ionenverbindungen beim Auflösen in Wasser automatisch in frei bewegliche Ionen zerfallen ("elektrolytische Dissoziation").

Nach ARRHENIUS sind alle Wasserstoffverbindungen, die in wässriger Lösung H - Ionen abgeben, Säuren. Basen waren analog dazu Hydroxyverbindungen, die im Wasser OH - Ionen abgeben konnten.

Allerdings waren diese Definitionen nur auf die Lösung in Wasser beschränkt. Reaktionen in der Gasphase oder die Basizität von wasserfreiem Ammoniak (NH ) konnten so nicht erklärt werden.

Der nächste Entwicklungsschritt wurde durch den Dänen BRÖNSTED 1923 vollzogen:

Säuren sind Stoffe, die Protonen (=H ) abgeben können ("Protonendonoren").

Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können ("Protonenakzeptoren").

Diese Definition ist vor allem unabhängig von irgendeinem Lösungsmittel. Bei den "Protonenübertragungen" sind offensichtlich Säure und Base immer gekoppelt:

HA + B HB + A

Säure Base Säure Base

1 2 2 1

Durch die Übertragung des Protons auf die Base 2 (Protolyse) entsteht, wie man sehen kann, die Base 1, die das Anion der Säure HA darstellt. Beide bilden ein "Säure-Basen-Paar", wobei die Base 1 die konjugierte Base zur Säure 1 darstellt.

Beispiel:

HCl     + NH₃ NH₄ + Cl

Bei dieser - auch in der Gasphase ablaufenden - Reaktion bilden HCl und Cl das eine, NH₃ und NH₄ das andere Säure-Basen-Paar.

Je stärker eine Säure ihr Proton abgeben kann, desto stärker ist sie.

Das bedeutet aber, dass wir bei der Protolyse eine Konkurrenz von Base 1 und Base 2 um das Proton vor uns haben.

Schwächere Säuren geben ihr Proton weniger leicht ab, weshalb das Protolysegewicht immer auf der Seite der schwächeren Säure bzw. Base liegt.

Es gibt aber auch Teilchen, die sich sowohl einer starken Base gegenüber als Säure verhalten (also H an diese abgeben) können. Diese Substanzen, die sich als Säure und Base verhalten können, nennt man Ampholyte (griech. amphi = beiderseits). Es hängt also von der Säure- oder Basenstärke des Reaktionspartners ab, wie ein Ampholyt reagiert.

Beispiel: Wasser ist ein typischer Ampholyt!!

H₂O + NH₃ NH₄ + OH

(Säure)

H₂O + HCl H₃O + Cl

(Base)

Wir erkennen bereits an diesen Beispielen die ganz außergewöhnliche Rolle, die das Wasser bei vielen chemischen Vorgängen spielt.

Bei dem Brönsted-Konzept haben wir bisher immer von Protonen gesprochen. Wenn wir uns aber überlegen, dass ein einzelnes Proton eine extreme Ladungsdichte auf winzigstem Raum bedeutet, dann wird es wohl in wässriger Lösung - also umgeben von lauter Dipolmolekülen - sicher nicht isoliert auftreten.

Es bildet sich in erster Reaktion folgendes Ion:

H + H₂O H₃O

Das H₃O - Ion wird Hydroniumion genannt.

Im Wasser findet aber laufend eine Weitergabe des Protons an andere Wassermoleküle statt. Die Lebensdauer solcher Hydroniumionen beträgt nur etwa 10 Sekunden! Außerdem lagern sich weitere Wasserdipole an die Ionen an, wobei sich unter Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen Aggregate wie H₉O₄ bilden. Also entspricht das H₃O nicht wesentlich mehr der Realität als das H . Das vorliegende Säure-Basen-Konzept Brönsteds reicht für die meisten Anwendungen völlig aus. Es gibt aber Stoffe wie AlCl₃, SO₃, oder BF₃, die im Wasser ebenfalls deutlich sauer reagieren. Sie haben also offensichtlich "sauren Charakter", ohne aber Wasserstoffverbindungen zu sein!

Daher entstand ebenfalls 1923 ein wesentlich umfassenderes Säure-Basen-Konzept, das auf LEWIS zurückgeht.

Säuren sind Stoffe, die Elektronenpaare aufnehmen können (Elektronenpaarakzeptoren).

Basen sind Stoffe, die Elektronenpaare abgeben können (Elektronenpaardonoren).

Lewis-Säuren haben vor allem in der Organischen Chemie große Bedeutung als "Elektronenlücke-Katalysatoren". Ein typisches Beispiel ist das Aluminiumchlorid, das keine Ionenbindung, sondern polare Atombindungen besitzt. Die drei Chloratome mit hoher Elektronegativität deformieren die Elektronenhülle des elektropositiven Metallatoms sehr stark.

Dadurch ist das AlCl₃ in der Lage, anderen Verbindungen Chloratome in Form von Chlorid-Ionen (=Lewis-Base!) zu entreißen.

Basen sind in der Definition unproblematisch: Jede Brönsted-Base ist auch eine Lewis-Base.

Aber gerade die klassischen Säuren wie HCl, H₂SO₄ oder HNO₃ sind eigentlich keine Säuren im Sinne von LEWIS (keine Elektronenpaarakzeptoren). Wir können aber dafür das von diesen Verbindungen abgegebene H⁺ - Ion als typische Lewis-Säure auffassen.

Neutralisation

Säuren und Basen reagieren miteinander

Bei der Reaktion von gleichen molaren Mengen Salzsäure und Natronlauge stellt man fest, dass die Lösung neutral reagiert und beim Eindampfen festes NaCl ergibt. Außerdem bemerkt man, sofern die Lösungen nicht zu sehr verdünnt sind, eine deutliche Erwärmung: Neutralisationswärme.

Säure   + Base Salz + Wasser

Beispiel:

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- Na⁺ + Cl^- + H₂O

Salzsäure Natronlauge

HNO₃              + KOH KNO₃ + H₂O

Salpetersäure Kalilauge Kaliumnitrat

Allen diesen Reaktionen ist eine Reaktion gemeinsam: Die Bildung von Wasser aus den Ionen H⁺ und OH^-:

H⁺ + OH^- H₂O

Diese eigentliche Neutralisationsreaktion ist mit der Freisetzung von 57,3 kJ/mol verbunden. Diese Energie hängt nur von der Konzentration der Reaktanden, nicht aber von ihrer Art ab. Das Ergebnis der Neutralisation ist eine Lösung des entstandenen Salzes.

Ph-Wert

Der Charakter einer Lösung, d.h., ob sie sauer, basisch oder neutral ist, hängt vom Verhältnis der Konzentration der H₃O⁺ - Ionen zur Konzentration der OH^- - Ionen ab. Überwiegen die H₃O⁺ - Ionen, wird die Lösung als sauer, überwiegen die OH^- - Ionen, so wird sie als basisch oder alkalisch bezeichnet. In neutralen Lösungen sind beide Konzentrationen gleich groß.

c (H₃O⁺) mol/l

c (OH^-) mol/l

Zur Kennzeichnung einer Lösung genügt es, die H₃O⁺ -Ionenkonzentration anzugeben. Da diese jedoch meist recht unhandliche, kleine Zahlenwerte ergibt, verwendet man den negativen dekadischen Logarithmus des Zahlenwerts der H₃O⁺ -Konzentration, den pH-Wert:

pH = -lg (c(H₃O⁺))

pH-Wert

7 14

Säurecharakter nimmt zu neutral Basischer Charakter nimmt zu

Der pH-Wert liegt zwischen 0 und 14. Werte kleiner als 7 bedeuten sauer (Oxonomiumionen überwiegen). Werte größer als 7 bedeuten basisch (Hydroxid-Ionen überwiegen). Bei 7 ist die Substanz neutral (Oxonium- und Hydroxid-Ionen stehen sich in gleichem Verhältnis gegenüber).

Ableitung des ph-wertes

Hochreines Wasser leitet in äußerst geringem Maße den elektrischen Strom. Dies bedeutet, es müssen frei bewegliche Ladungsträger (Ionen) vorhanden sein. In reinem Wasser von 22 °C ist von 10 Millionen H₂O Molekülen genau eines dissoziiert.

H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^-

Der ph-Wert kann mit Hilfe des "Ionenproduktes des Wassers" abgeleitet werden:

Bei 1 l Wasser von 22 °C gilt:

c (OH^-) = 1,0 . 10^{-7 mol}/_l

c (H₃O⁺) = 1,0 . 10^{-7 mol}/_l

Das Ionenprodukt des Wassers beträgt:

I(H₂0): c(H₃O⁺) . c(OH^-) = 1,0 . 10^{-14 mol2 / l2}

Da für reines Wasser (neutrales Wasser) gilt c(H₃0⁺) = c(OH^-) kann man schreiben:

(c(H₃O⁺))² = 1,0 . 10^{-14 mol2 / l2} / ^0,5

c(H₃O⁺) = 1,0 . 10^{-7 [mol / l]} / lg

lg(c(H₃O⁺) = lg(1,0 . 10^-7)

lg(c(H₃O⁺) = lg . 1,0 + lg 10^-7

lg(c(H₃O⁺) = 0 + (-7) lg10

lg(c(H₃O⁺) = -7 . 1

lg(c(H₃O⁺) = -7 / .(-1)

-lg(c(H₃O⁺) = 7

Aus diesen Überlegungen folgt die allgemeine Formel für den pH-Wert:

pH = -lg(c(H₃O⁺)

Die Konzentration der H₃O⁺ - Ionen muss immer in mol / Liter angegeben werden.

Potentiometrische Säure-Base Titration

Bei der potentiometrischen Säure-Base Titration wird der pH-Wert einer unbekannten Lösung mit Hilfe der Titration über eine Glaselektrode ermittelt. Die Glaselektrode ermittelt. Die Glaselektrode wird in die zu testende Flüssigkeit getaucht und zeigt dann den pH-Wert der Lösung auf einer Skala an.

Funktion und Aufbau der Glaselektrode:

Die Glaselektrode besteht aus zwei unten geschlossenen Glasröhrchen, in denen sich jeweils eine Elektrode befindet (Masseleitung und Bezugselektrode). Dabei befindet sich das eine Glasröhrchen innerhalb des zweiten Röhrchens. Das ganze System ist mit K-Cl Lösung gefüllt, die einen pH-Wert von 7 hat. Die beiden Elektroden in den Röhrchen sind durch die K-Cl Lösung leitend miteinander verbunden. Das Außenrohr hat am unteren Ende eine spezielle Glassorte mit sehr dünnen sehr grobstrukturierten kleinen Hohlräumen.

Dieser ist durchlässig für kleine schnelle Teilchen - Hydroxid und Oxoniumionen. Im neutralen Zustand, hat die Lösung in der Glasröhre den pH-Wert 7 und somit nicht leitend, dies bedeutet, das zwischen den beiden Elektroden kein elektrisches Potential besteht. Gibt man die Glaselektrode nun jedoch in eine Säure, so dringen Oxoniumionen durch die Membran in den Innenraum der Glaselektrode. Dieser Prozeß geht so lange vor sich, bis die Konzentration der Oxoniumionen in der Glaselektrode, und die der umgebenden Säure gleich ist. Dadurch entsteht verglichen mit der Bezugselektrode ein positives Potential. In diesem Fall kann Strom fließen. Der pH-Wert wird über ein umgeeichtes Amperemeter angezeigt.

Bei Laugen verhält es sich ähnlich, nur das hier Hydroxidionen in die Glaselektrode eindringen und ein negatives Potential hervorrufen. Damit die Glaselektrode zuverlässig arbeitet, muss sie vor jeder Messung gut gereinigt werden. Man gibt sie dazu in neutrales Wasser, so dass die überschüssigen Hydroxid- bzw. Oxoniumionen aus der Glaselektrode wieder herauswandern und somit der Innenraum wieder neutral wird - man nennt diesen Reinigungsvorgang auch "wässern". Außerdem muss die Glaselektrode mit Hilfe von Eichflüssigkeiten öfters geeicht werden.