Säure

Table of contents

1 Definition des Säurebegriffs nach Arrhenius 2 Definition des Säurebegriffs nach Brönsted und Lowry 3 Definition des Säurebegriffs nach Lewis 4 Säure-Base Reaktionenen 5 Säure/Base-Gleichgewichte

Definition des Säurebegriffs nach Arrhenius

Eine Säure dissoziiert in wässriger Lösung zu freibeweglichen, positiv geladenen Hydroniumionen (Wasserstoffionen) und freibeweglichen, negativ geladenen Säurerestionen.

Bsp.:

HCl + H₂O <--> H₃O⁺ + Cl^-

H₂SO₄ + 2H₂O <--> 2H₃O⁺ + SO₄^2-

Definition des Säurebegriffs nach Brönsted und Lowry

Eine Säure ist ein chemischer Stoff, der Protonen (H₃O⁺-Ionen) an Reaktionspartnerspartner abgeben kann. Eine solche Reaktion nennt man Säure-Base-Reaktion oder auch Protolyse.

Man bezeichnet Säuren deswegen auch oft als Protonendonator.

Definition des Säurebegriffs nach Lewis

Eine Lewis-Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor, eine Lewis-Base ein Elektronenpaardonator. Zu den Lewis-Säuren zählen

• Verbindungen mit unvollständigem Elektronenoktett wie: B(CH₃)₃, BF₃, SO₃, AlCl₃
• Metallkationen als Zentralatome in chemischen Komplexenen
• Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen, z.B. CO₂
• Halogenide mit "ungesättigter Koordination", z.B. SiCl₄ oder PF₅

Eine Säure kann mehreren Definitionen entsprechen.

Säure-Base Reaktionenen

Der Reaktionspartner (die Base) nimmt dabei das von der Säure abgegebene Proton auf. Dies ist das Gegenteil von Redoxreaktionen, bei denen Elektronenübergänge stattfinden. Jede Säure besitzt bei einer solchen Reaktion eine korrespondierende Base:

Bsp:

HCl + H₂O <--> H₃O⁺ + Cl^-

    SI   BII     SII   BI

In diesem Fall ist Salzsäure die erste Säure, da sie Wasserstoffionen abgibt, an die Base Wasser. Diese ist nach der Reaktion, als Hydroniumion selbst zu einer Säure geworden, könnte also dem Chloridion seinerseits Protonen überlassen.

Säure/Base-Gleichgewichte

Säuren sind Stoffe, die H-Ionen angeben können. Die allgemeine Reaktion einer Säure HA lautet also

HA <--> H⁺ + A^-

Der Stoff A^- ist die konjugierte Base zu HA.

Die Säuren unterscheiden sich in ihrer Tendenz, H-Ionen abzugeben. Diese wird als Säurestärke K_s bezeichnet und gibt die Gleichgewichtskonstante der Säurereaktion an.

([H⁺] * [A^-]) / [HA] = K_s

Säuren mit großem K_s (kleinem pK_s) sind stark. Liegt der pH-Wert zwei Einheiten unter pK_s, werden nur noch nur noch 1/10² der H-Ionen freigesetzt.

Säurekonstanten
Säure	konj. Base	pKs
HCl	Cl-	-6,00
HSO4-	SO42-	-3,00
HNO3	NO3-	-1,32
H2CO3	HCO32-	6,46
NH4-	NH3	9,21
H4SiO4	H3SiO4-	9,77
HCO3-	CO32-	10,40
H2O	OH-	15,74

Kann ein chemischer Stoff sowohl Protonen aufnehmen als auch abgeben, spricht man von einem Ampholyt. Der bekannteste Ampholyt ist Wasser.

Das Maß für den Säuregehalt einer Lösung ist der pH-Wert.

Wichtige Säuren sind:

• Schwefelsäure: H₂SO₄ (industrielle Verwendung, Saurer Regen)
• Salzsäure: HCl (industrielle Verwendung)
• Phosphorsäure: H₃PO₄ (Lebensmittelindustrie, u.a. Cola, Erbgut)
• Kohlensäure: H₂CO₃ (Lebensmittelindustrie, Technik, Atmosphäre)
• Essigsäure: CH₃COOH (Lebensmittelindustrie)

Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als Säuren wirken ("saure Salze"), beispielsweise

• Hydrogensulfate
• Hydrogenphosphate

siehe auch Liste der Säuren