Säuren und Basen

Historisches
Die Stärke von Säuren und Basen

Historisches

Der saure Geschmack verschiedener Substanzen, wie Zitronensaft oder Essig, ist seit je her bekannt. Boyle (1627-1691) führte für Säuren eine allgemein brauchbare Definition aufgrund ihrer charakteristischen Eigenschaften ein:
Sie besitzen eine auflösende Kräft für viele Stoffe (z.B. Marmor), sie verwandeln die blaue Farbe einiger Pflanzensäfte (z.B. Veilchen- oder Kornblumensaft) in Rot und sie scheiden aus bestimmten Lösungen (z.B. Na₂S₂) Schwefel aus.

Später fand man, daß beim Zusammengeben von sauren und alkalischen Lösungen Salze erhalten werden können. Daher bezeichnete man die in Laugen gelösten Stoffe als Basen, da sie die Basis (basis gr. = Grundlage) für die Herstellung eines Salzes darstellen.

Weil verschiedene Nichtmetalloxide mit Wasser Säuren bilden, sah Lavoisier (1743-1794) den Sauerstoff als den Träger der sauren Eigenschaften. Davy erkannte das Wasserstoff die sauren Eigenschaften eines Stoffes bedingt, da es auch Säuren gibt, die keinen Sauerstoff enthalten (z.B. Salzsäure). Liebig fand 1838, daß nur solche Wasserstoffverbindungen als Säure wirken, in denen sich der Wasserstoff durch Metalle ersetzen läßt.
Die unter Salzbildung ablaufende Reaktion einer Säure mit einer Base nannte Liebig Neutralisation.

In den Jahren 1884 bis 1887 stellte Arrhenius die Theorie der elektrolytischen Dissoziation auf. Nach dieser Theorie sind in Elektrolytlösungen (Lösungen von Säuren, Basen oder Salzen) frei bewegliche Ionen vorhanden. Die Ionen entstehen nicht erst durch die Einwirkung eines elektrischen Feldes (das hatte man früher angenommen), sondern bereits beim Lösen der Verbindung in Wasser.
Durch Arbeiten von Ostwald über Ionengleichgewichte in wäßrigen Lösungen wurde die Theorie weiter ausgebaut.

Säurebegriff nach Arrhenius

Nach der Terminologie von Arrhenius sind alle Wasserstoffverbindungen, welche in wäßriger Lösung H⁺ Ionen bilden, als Säuren zu bezeichnen.
Basen sind Hydroxyverbindungen, die beim Auflösen in Wasser OH^- Ionen ergeben.

Die Bildung der Ionen erfolgt nach Arrhenius durch Dissoziation (z.B. von HCl oder NaOH):

Mit diesen Begriffen kann man viele Reaktionen in wäßrigen Lösungen verständlich machen. Die Schwäche dieser Definition ist jedoch die Beschränkung auf wäßrige Systeme.

Säuredefinition nach Brönsted

Nach der Theorie von Arrhenius entstehen bei der Dissoziation einer Säure in Wasser H⁺ Ionen (Protonen). In Wirklichkeit enthält eine solche Lösung aber keine freien Protonen, da diese von einem freien Elektronenpaar eines Wassermoleküls gebunden werden. Es entstehen daher H₃O⁺ -Ionen (Oxonium-Ionen).
Die Reaktion beim Lösen von HCL-Gas in Wasser muß also folgendermaßen formuliert werden:

Dabei wird ein H⁺ -Ion (ein Proton) vom HCl-Molekül auf ein H₂O -Molekül übertragen. Eine ganz analoge Reaktion findet beim Lösen von HCl-Gas in Alkohol statt:

Um alle derartigen Reaktionen analog behandeln zu können, wurden die Säure- und Base-Begriffe von Brönsted und Lowry (unabhängig voneinander) erweitert (1923).

Nach Brönsted werden Stoffe oder Teilchen, die imstande sind H⁺ -Ionen abzugeben als Säuren bezeichnet. Basen sind dementsprechend Stoffe, die Protonen aufnehmen können.

Gegenüber dem Arrhenius-System stellen die Brönsted-Begriffe einen großen Fortschritt dar. Sie charakterisieren nicht bestimmte Stoffe, sondern eine bestimmte Funktion: die (potentielle) Fähigkeit, Protonen abzugeben bzw aufzunehmen.

Lewis-Säuren und -Basen

Im Jahre 1938 hat Lewis (1875-1946) den Säure-Base-Begriff nochmals erweitert und vom Proton völlig unabhängig gemacht.
Die Übertragung eines Protons auf eine Brönsted-Base erfolgt so, daß sich das Proton (welches die sauren Eigenschaften bewirkt) an ein freies Elektronenpaar der Base anlagert. Das Proton ist damit ein Elektronenpaarakzeptor.

Nun gibt es aber noch viele andere Elektronenakzeptoren, die sich analog an freie Elektronenpaare anlagern können. BF₃, SO₃ sind Beispiele für weitere Elektronenakzeptoren, die Lewis ganz allgemein als Säuren bezeichnete. Die Basen sind die zugehörigen Elektronenpaar-Donatoren (-Lieferanten).

Um sie von den vorher definierten Brönsted-Säuren und -Basen besser unterscheiden zu können, werden diese Stoffe Lewis-Säuren bzw. Lewis-Basen genannt.