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- Chemie Abitur
- 7 Elektronen- und Protonenübertragungsreaktionen
- 7.1 Säuren und Basen
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- Säuren, Basen und Amphotere
Säuren, Basen und Amphotere
Geschichte einzelner Säuren
Säuren sind dem Menschen schon lange bekannt. Schon 2000 v. Chr. verwendete man Essig zum Würzen von Speisen. Die Griechen und Römer nutzten die erfrischende Wirkung von Zitrusfrüchten. Diese Erfrischung kommt unter anderem von der in den Früchten enthaltenen Zitronensäure. Diese Stoffe waren zwar in der Antike nicht unter dem Namen „Säuren“ bekannt, aber ihr saurer Charakter und Geschmack wurde sehr geschätzt.
Im 13. Jahrhundert wurden die Salpeter- und die Schwefelsäure erstmals in byzantinischen Schriften erwähnt. Ihre Gewinnung wurde 1250 erstmals durch den Alchimisten GEBER beschrieben. Erstere gewinnt er durch „Destillation” aus den Salzen Alaun und Vitriol, die zweite Mineralsäure, indem er dem Salzgemisch noch Salpeter (Kaliumnitrat) zusetzt.
Die in der Renaissance noch als „scharfe Wässer“ bezeichneten Säuren bekamen eine immer stärkere wirtschaftliche Bedeutung. Der wirtschaftliche Einsatz der Schwefelsäure begann erst Mitte des 18. Jahrhunderts. Ihre Haupteinsatzgebiete waren die Stofffärberei und die Bleicherei.
Die Salpetersäure dagegen wurde schon früher zu gewerblichen Zwecken verwendet. Sie fand hauptsächlich in der Edelmetallverarbeitung ihren Einsatz. Zum Beispiel in Venedig wurde sie schon im 15. Jahrhundert zur Scheidung von Gold und Silber verwendet.
Die Salzsäure wurde im 16. Jahrhundert entdeckt und GLAUBER beschrieb erstmals ausführlich ihre Herstellung. GLAUBER empfahl Salzsäure zu verschiedenen Zwecken, unter anderem zum Würzen von Speisen, aber ihre große wirtschaftliche Bedeutung bekam sie erst im 19. Jahrhundert.
Die Entwicklung des Säurebegriffs
Doch wann sprach man eigentlich von „Säuren“? Und was ist genau mit diesem Begriff gemeint?
Die erste Definition entstand wohl nach dem Geschmack. Wir können „sauer“ schmecken. Da man aber im chemischen Labor keine Stoffe kosten kann, ohne die Gesundheit zu gefährden, wurden Messgeräte und Indikatoren entwickelt und der Begriff „Säure“ definiert. Die Definitionskriterien wandelten sich dabei im Laufe der Zeit.
Der englische Forscher ROBERT BOYLE (1627-1691) unterschied als erster Säuren und Basen. Er stellte fest, dass Säuren den Pflanzenfarbstoff Lackmus rot färben und Marmor lösen. Basen hingegen färben Lackmus blau und bilden beim Mischen mit sauren Lösungen Salze. Die Begriffe „Säure“ und „Base“ für jeweils eine Stoffklasse wurden von R. BOYLE im 17. Jh. eingeführt.
Der Franzose ANTOINE DE LAVOISIER erkannte, dass beim Lösen vieler Oxide (z. B. Schwefeloxide) in Wasser saure Lösungen entstehen. Daraus schlussfolgerte er, dass Sauerstoff als Bestandteil der Oxide auch in allen Säuren enthalten sein müsse.
Diese Annahme wurde durch JUSTUS VON LIEBIG widerlegt, der mit der von ihm entwickelten Elementaranalyse nachwies, dass es Säuren gibt, die keinen Sauerstoff enthalten. Nach LIEBIG sind Säuren Substanzen, die Wasserstoff enthalten, der durch Metalle ersetzt werden kann. Es gibt jedoch einige Stoffe (Methan, Metallhydride), die Wasserstoff enthalten und überhaupt nicht sauer reagieren. Außerdem konnte LIEBIG kein allgemeines Merkmal für Basen formulieren.
Definition nach ARRHENIUS
Die ersten Chemiker, die sich der Definition des Säurebegriffs annahmen, waren der Schwede SVANTE ARRHENIUS und der deutsche Chemiker WILHELM OSTWALD. Sie verstanden in ihrer 1887 aufgestellten Definition unter einer Säure immer noch einen Stoff, der sauer schmeckt, aber auch einen Stoff, der in wässriger Lösung Wasserstoff-Ionen bildet. Gibt man also eine Säure in Wasser, dann dissoziiert sie in Wasserstoff-Ionen und Säurerest-Ionen.
Beispiel Salpetersäure:
(Salpetersäure dissoziiert in Wasser zu Wasserstoff-Ionen und Nitrat-Ionen = Säurerestion)
Allgemein lautet die Formel dann folgendermaßen:
HA steht in diesem Fall ganz allgemein für eine ARRHENIUS Säure und ist das bei der Dissoziation entstehende Säurerestion.
Eine Base ist nach ARRHENIUS dann ein Stoff, der seifig oder laugenhaft schmeckt und in Wasser Hydroxid-Ionen bildet.
Beispiel Natriumhydroxid (Trivialname Natronlauge)
Allgemein:
Diese Definition musste aber erweitert werden, da sie einen großen Nachteil hatte. ARRHENIUS beschränkte sich in seiner Definition nur auf wässrige Lösungen. Für das Entstehen einer Säure oder Base war also immer Wasser notwendig, es waren aber auch schon Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser bekannt.
Definition nach BRÖNSTED
Unabhängig voneinander entwickelten der dänische Chemiker JOHANNES BRÖNSTED und der Engländer THOMAS LOWRY im Jahre 1923 eine neue Definition des Säure-Base-Begriffs. Nach BRÖNSTED ist eine Säure ein Stoff oder eine Verbindung, die Protonen (=Wasserstoff-Ionen) abgeben kann. Solch ein Stoff wird dann als Protonendonator (lat. donare = spenden) bezeichnet.
Beispiel Salpetersäure:
Allgemein:
Eine BRÖNSTED-Base dagegen ist eine Verbindung, die Protonen aufnehmen kann. Deshalb wird ein solcher Stoff auch als Protonenakzeptor bezeichnet (lat. accipere = annehmen).
Beispiel Ammoniak:
Allgemein:
Eine Grundvoraussetzung für diese Theorie ist das Vorhandensein eines Teilchens, das das abgegebene Proton wieder aufnimmt, da freie Protonen nicht beständig sind. Säure-Base-Reaktionen sind nach BRÖNSTED also Reaktionen mit Protonenübergang. Dieses Teilchen ist häufig das Wassermolekül, das dann zu einem Oxonium-Ion wird.
Unterschiede zwischen den Definitionen nach ARRHENIUS und BRÖNSTED
Auf dem ersten Blick könnte man meinen es besteht kein Unterschied zwischen der BRÖNSTEDschen Definition und der Definition nach ARRHENIUS , aber die Besonderheit steckt im Detail. BRÖNSTED ist mit seiner Definition nicht mehr vom Vorhandensein wässriger Lösungen abhängig. Mit dieser Theorie können auch Säure-Base-Reaktionen erklärt werden, die in einem anderen Medium verlaufen, zum Beispiel in Ammoniak.
Ein weiterer Unterschied zwischen der Definition nach ARRHENIUS und der nach BRÖNSTED besteht in der Beziehung zwischen Säure und Base. Bei ARRHENIUS waren Säure und Base unabhängig voneinander. Lässt man nach ARRHENIUS Salpetersäure dissoziieren, so entsteht ein Wasserstoff-Ion und als Säurerestion das Nitrat-Ion. Das Vorhandensein von Säure und Base war nicht miteinander gekoppelt. Dies ist bei BRÖNSTED gänzlich anders. Spaltet man nach BRÖNSTED von der Salpetersäure das Proton ab so entsteht zwar auch wieder das Nitrat-Ion, es fungiert aber gleich wieder als BRÖNSTED-Base, da es ein Proton aufnehmen kann. Es gibt also zu einer Säure immer eine dazugehörige Base und umgekehrt. Da diese beiden untrennbar miteinander gekoppelt sind, spricht man von einem korrespondierenden (im englischen Sprachgebrauch häufig von einem konjugierten) Säure-Base-Paar.
Schaut man also auf das andere Beispiel, nämlich den Ammoniak, so ist der Ammoniak die BRÖNSTED-Base und das Ammonium-Ion die korrespondierende BRÖNSTED-Säure dazu.
Ampholyte
Die meisten Säure-Base-Reaktionen verlaufen in Wasser bzw. mit Wasser als Reaktionspartner, wobei Wasser sowohl unter Bildung von Hydroniumionen ein Proton aufnehmen kann als auch unter Bildung von Hydroxidionen ein Proton abgeben kann.
Dieses Verhalten, dass eine Verbindung je nach Reaktionspartner entweder als Säure oder Lauge fungiert, bezeichnet man als amphoteres Verhalten oder Amphoterie. Die entsprechenden Verbindungen sind Ampholyte.
Neben dem Wasser gibt es viele andere Ampholyte. Jedes Säurerestion einer mehrstufigen Säure, also Säuren die mehr als ein Proton abspalten können, sind Ampholyte. Als Beispiel soll hier kurz die Phosphorsäure angeführt werden.
Die Phosphorsäure dissoziiert stufenweise, das heißt sie gibt ihre Protonen nacheinander ab. In der ersten Phase wird aus der Phosphorsäure durch Abgabe eines Protons das Dihydrogenphosphat-Ion . Die Phosphorsäure ist, da sie ein Proton abgibt, die Säure und das Dihydrogenphosphat-Ion ist die korrespondierende Base. In der nächsten Phase kann aber auch das Dihydrogenphosphat noch ein Proton abgeben und wird zum Hydrogenphosphat . In der dritten Stufe dissoziiert schließlich das Hydrogenphosphat noch einmal zum Phosphat-Ion .
Phase 1:
Phase 2:
Phase 3:
Diese Ampholyte sind für die Biologie sehr wichtig. Da sie sowohl als Säure als auch als Base fungieren können, werden sie in sogenannten Puffersystemen eingesetzt und helfen einen bestimmten pH-Wert konstant zu halten. Ein solcher Puffer aus Hydrogenkarbonat wirkt im menschlichen Blut.
Zum Abschluss soll noch einmal betont werden, dass Säure-Base-Reaktionen nach BRÖNSTED Reaktionen mit Protonenübergang sind. Damit eine Säure ihr Proton abgeben kann, muss ein Teilchen vorhanden sein, das dieses Proton aufnimmt. Ein Teilchen, das Protonen aufnimmt, wird als Base bezeichnet. Es muss also immer eine Base vorhanden sein.
Allgemein formuliert:
und bzw. und sind dabei die korrespondierenden Säure-Base-Paare.
Allgemein:
Die Theorie von BRÖNSTED reicht eigentlich für das Verständnis von Säuren und Basen aus. Mit ihr kann man den Verlauf vieler Reaktionen erklären und vorhersagen. Weiterhin ist es mit der BRÖNSTEDschen Theorie möglich, die Stärke von Säuren und Basen quantitativ zu bestimmen und damit eine Skala der Stärke von Säuren bzw. Basen aufzustellen.
Säure-Base-Definition nach LEWIS
Trotzdem entwickelte der amerikanische Chemiker GILBERT N. LEWIS eine andere, auf BRÖNSTED aufbauende Theorie von Säuren und Basen. LEWIS sieht in allen Verbindungen Säuren, die BRÖNSTED-Basen neutralisieren ohne Wasserstoff. Dabei stützt er seine Definition von Säuren und Basen darauf, ob ein freies Elektronenpaar vorhanden ist oder fehlt.
Säuren sind nach LEWIS Stoffe, die ein freies Elektronenpaar zur Bildung einer kovalenten Bindung aufnehmen können. Deshalb werden solche Stoffe auch als Elektronenpaarakzeptor en bezeichnet. Man nennt sie auch elektrophil , was so viel bedeutet wie elektronenfreundlich bzw. elektronensuchend.
LEWIS-Basen dagegen sind Stoffe, die ein freies Elektronenpaar besitzen und dieses zur Bildung einer kovalenten Bindung abgeben. Sie werden auch Elektronenpaardonatoren genannt. Man nennt sie nukleophil, was so viel wie kernsuchend bedeutet.
Ein Vorteil dieser Definition ist wie bereits bei BRÖNSTED, dass auch Reaktionen in nicht wässrigen Lösungen erklärt werden können. Zum anderen ist nach dieser Definition nicht mehr zwanghaft die Bildung eines Salzes vorgeschrieben, da ja keine Ionen mehr entstehen, sondern Stoffe mit kovalenten Bindungen (=Atombindung, =koordinative Bindung).
Eines der bekanntesten Beispiele für eine LEWIS-Base ist der Ammoniak. Das Stickstoffatom im Ammoniak besitzt drei Bindungen zu Wasserstoffatomen und hat dann noch zwei freie Außenelektronen in Form eines freien Elektronenpaares. Eine der wichtigsten LEWIS-Säuren ist das Proton (= Wasserstoffatom; ). Es besitzt eine sogenannte Elektronenlücke, da die Valenzschale nicht vollbesetzt ist.
Eine Reaktion zwischen einer LEWIS-Säure und einer LEWIS-Base soll einmal am Beispiel der Reaktion des Bortriflourid () mit Ammoniak gezeigt werden.
Wie man an dieser Reaktion sieht, stammt das Elektronenpaar, das zur Bindung verwendet wird ausschließlich vom Ammoniak. Durch dieses gemeinsam genutzte Elektronenpaar hat das Boratom nun eine mit acht Elektronen besetzte Außenschale und ist sehr stabil.
Die LEWIS-Theorie ist eine Erweiterung der BRÖNSTED-LOWRY-Theorie, die in der organischen Chemie sehr nützlich ist. So lässt sich beispielsweise der Ablauf einer nucleophilen Substitution an Aromaten mit Aluminiumchlorid als Katalysator gut mittels der LEWIS-Theorie veranschaulichen. Nach LEWIS kann aber die Stärke von Säuren und Basen nicht quantitativ beschrieben werden. Außerdem werden Verbindungen wie Wasser oder Chlorwasserstoff nicht mehr als Säuren betrachtet, obwohl speziell letzterer eindeutig sauer reagiert. Das für viele naturwissenschaftliche Vorgänge anschaulichste Modell von Säuren und Basen ist deshalb nach wie vor die BRÖNSTED-LOWRY-Theorie.
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