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Säure

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Eine Säure ist ein Protonen-Donator.

D.h. sie gibt Wasserstoff-Ionen ab (H+), die faktisch Protonen sind. Dieser Vorgang wird Protolyse genannt und benötigt eine Base, die diese Protonen aufnimmt. Charakteristisch ist ein pH-Wert unter 7. Auch Ampholyte können als Säuren auftreten.

Geschichte der DefinitionBearbeiten

Über 260 Jahre wurde an Säuren und Basen geforscht, bis Brönsted die aktuelle Definition aufstellte.

BoyleBearbeiten

Farbveränderungen bestimter Pflanzenfarbstoffe zeigen an, ob eine Lösung sauer oder alkalisch (=basisch) ist.

Damit war im Jahre 1663 der Grundstein für pH-Indikatoren gelegt.

LavoisierBearbeiten

Nichtmetalloxide bilden in wässrigen Lösungen Säuren.

Dies fand Antoine Laurent de Lavoisier 1778 heraus, der allerdings für andere Entdeckungen eher bekannt ist.

DavyBearbeiten

Säuren sind Wasserstoff-Verbindungen von Nichtmetallen.

Dies war schon im Jahre 1814 eine wichtige Wegbereitung für die Entdeckung der Protonendonation der Säuren. Auch Sir Humphry Davy ist heute eher für die Entdeckung einiger Elemente bekannt.

LiebigBearbeiten

Säuren sind Wasserstoffverbindungen, bei denen der Wasserstoff durch Metalle ersetzt werden kann.

Diese Entdeckung aus dem Jahre 1838 wies darauf hin, das der Wasserstoff positive Ionen ausbilden könnte, genau wie es Metalle tun.

ArrheniusBearbeiten

Säuren zerfallen in wässriger Umgebung in Wasserstoffionen (H+) und negativ geladene Säurerest-Ionen. Basen bilden Hydroxid-Ionen (OH-) und positiv geladene Baserest-Ionen.

Auf dieser Regel von 1884 basiert bis heute der pH- bzw pOH-Wert.

Die folgende grobe Reaktionsanordnung lässt sich auf ihn zurückführen:

Säure + Base -> Salz + Wasser

z.B. HCl + NaOH -> NaCl + H20 (Salzsäure + Natronlauge -> Kochsalz + Wasser)

BrönstedBearbeiten

Säuren sind Protonendonatoren, sie geben Wasserstoffionen ab. Basen sind Protonenakzeptoren, sie nehmen Wasserstoffionen auf. 

Damit sind wir 1923 bei der heutigen Definition angekommen. Allerdings muss gesagt werden, dass der englische Chemiker Lowri unabhängig vom Namensgeber der Definition die selbe Erkenntnis hatte. Zu seinem Unglück hat die Geschichte Brönsted diese Entdeckung zugeschrieben.

Man nennt diese auch die "funktionelle Definition"

ProtolyseBearbeiten

Die Protolyse ist eine chemische Reaktion, bei der Protonen von einer Säure auf eine Base übertragen wird. Dies entspricht also der Definition nach Brönsted.

Beispiel der Salzsäure in WasserBearbeiten

Hier ein Beispiel, um den Vorgang deutlich zu machen

HCl (+) H2O -> Cl- (+) H3O+ [Reaktionsgleichung]

HCl -> H+ (+) Cl- [Salzsäure gibt H+ Ion ab und wird zu Chlorid-Ion; Säure, vgl. Arrhenius]

H+ (+) H2O -> H3O+ [Wasser nimmt H+ Ion auf und wird zu Hydroinium-Ion; Base, vgl. ebenfalls Arrhenius]

AmpholyteBearbeiten

Aber wieso funktioniert das pH-neutrale Wasser hier als Base?

Bei Wasser handelt es sich um ein Ampholyt. Es kann als Säure und Base auftreten, je nach Reaktion. Dies wird durch die funktionelle Definition nach Brönsted ermöglicht, in der es nur um die Protolyse geht.

Beispiele: Salzsäure und Ammoniak mit WasserBearbeiten

HCl (+) H2O -> Cl- (+) H3O+ [Wasser nimmt das H+ Ion auf => Base!]

NH3 (+) H2O -> NH4+ (+) OH- [Wasser gibt H+ Ion ab => Säure!]

Wasser reagiert mit der Säure (im Beispiel Salzsäure) als Base, weil es das abgegebene Proton aufnimmt.

Der Base Ammoniak gibt das Wasser ein Proton, reagiert also als Säure.

So agiert es, je nach Reaktion, mal als Säure, mal als Base.

GleichgewichtsreaktionBearbeiten

Wie es in der Chemie oft zu finden ist, liegt auch bei den meisten Säure-Reaktionen eine Gleichgewichtsreaktion vor. In einer sauren Lösung gibt es also permanente Protolyse, Bildung und Abbau der Säure und der Reaktionspartner, wobei sich die Mengen-, also auch Konzentrations-, Verhältnisse einpendeln.

Säure (+) Base <-> Säureion- (+) Base&H+

Bei der Hinreaktion gibt die Säure dem Reaktionspartner, sprich der Base, das Proton. Bei der Rückreaktion muss diese allerdings von der ursprünglichen Base zur ursprünglichen Base übertragen werden. So wird die eigentliche Säure zum Protonenakzeptor und die eigentliche Base zum Protonendonator.

D.h. was in der Hinreaktion Säure war, wird in der Rückreaktion Base, man nennt sie dann auch "konjugierte Base". Genauso wird die Base aus der Hinreaktion zur konjugierten Säure. Das macht sie aber nicht automatisch zu Ampholyten! Denn es handelt sich noch um die selbe Gleichgewichtsreaktion.

Man spricht dann auch von "komplementären Säure-Base-Paaren", die von Säure und konjugierter Base gebildet werden. Auch so ein paar bildet natürlich die Base mit der konjugierten Säure.

Beispiel AmeisensäureBearbeiten

Ameisensäure HCOOH (systematisch: Methansäure) ist die kleinste Carbonsäure. In diesem Beispiel reagiert sie mit dem Ampholyt Wasser, das die Rolle der Base übernimmt.

gesamt: HCOOH (+) H2O <-> HCOO- (+) H3O+

hin: HCOOH (+) H2O -> HCOO- (+) H3O +

Ameisensäure gibt H+ ab (Säure), Wasser nimmt es auf (Base). Produkte: Ameisensäure wird zu Forminat, Wasser zum Hydroniumion.

rück: HCOO- (+) H3O+ -> H2O + HCOOH

Das Hydroniumion gibt nun das H+ ab (Säure), hat es in dieser GGReaktion schon aufgenommen (konjugierte Säure), das HCOO- nimmt das eben abgegebene H+ wieder auf (konjugierte Base).

Natürlich reagieren sie nicht zu 100% wieder zurück. Also stellt sich ein gewisses Mengenverhältnis zwischen den vier Stoffen ein. Natürlich geschiet dies in wässrigem Milieu, weshalb sie im Wasser gelöst sind. Also gibt es auch ein Konzentrationsverhältnis, bei dem das H2O nicht mitgezählt wird.

pH und andere WerteBearbeiten

Der pH (pondus Hydrogenii) Wert bestimmt allgemein, wie sauer eine Lösung ist. Deshalb besiert er auf der Konzentraion c der H+ Ionen bzw. der H3O+ Ionen, da das Wasser der Lösung mit diesen reagiert.

Er ist der negative dekadische Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen (bzw. Hydroniumionen):

pH = -log [ c(H+) ]    ( bzw. c(H3O+) )

Allgemein gilt: pH < 7: sauer; pH = 7: neutral; pH > 7: basisch

SäurensträkeBearbeiten

Bei gleicher Konzentration haben aber unterschiedliche Säuren, z.B. Salzsäure und Ameisensäure, unterschiedliche pH-Werte. Das liegt daran, dass sie unterschiedlich stark reagieren, d.h. die Rückreaktion findet in einem unterschiedlichen Maß statt und die Anzahl der im Endeffekt verbleibenden H+ Ionen ändert sich. So lässt sich von c(Säure) nicht auf c(H+) schließen.

Also gibt es für "schwache" Säuren die Formel:

pH = 0,5 [ pKs - log(c) ] 

Exkurs: GleichgewichtskonstanteBearbeiten

Um das Folgende zu verstehen, muss man noch tiefer in die Thematik der Gleichgewichtsreaktion eintauchen.

Bei einer Gleichgewichtsreaktion pendelt sich durch Hin- und Rückreaktion ein Gleichgewicht an Mengen/Konzentrationen ein. Die Reaktionen laufen ununterbrochen weiter, ändern aber nichts an dem Verhältnis der Konzentrationen.

Dieses wird durch die Gleichgewichtskonstante Kg ausgedrückt. Es gilt: Kg gleicht dem Produkt (Multiplikation) der Konzentration der Reaktions-Produkte dividiert durch das (mathematische) Produkt der Reaktions-Edukte.

Säuren-Konstante: Ks-WertBearbeiten

Der Ks-Wert entspricht fast dem Kg-Wert. Hier wird allerdings das Lösungsmittel (z.B. Wasser) vernachlässigt, also nicht im Nenner der oben genannten Division aufgeführt. Allerdings entsteht eine Zahl, mit der schwer zu rechnen ist, deshalb wird sie ähnlich wie der pH-Wert durch Logarithmen angepasst.

pKs-WertBearbeiten

Der pKs-Wert ist der finale Ausdruck für Säuren-Stärke. Er ist der negative dekadische Logarithmus des Ks-Wertes:

pKs = -log (Ks)

Säuren mit einem Wert von unter 4,75 gelten als stark, mit 4,75 oder höher als schwach.

pOH-WertBearbeiten

Der pOH-Wert beschreibt die Konzentration der OH- Ionen (Hydoxidionen) von Basen nach Arrhenius. Hier gibt es dem entsprechend den Kb- und pKb-Wert.

pH + pOH = 14 (natürlich nur in der selben Lösung)

HydroniumionenBearbeiten

Bei diesen Molekülionen handelt es sich um das Ampholyt Wasser, das in seiner Funktion als Base H+ Ionen aufnimmt (H2O (+) H+ -> H3O+) Sie definieren den pH-Wert saurer Lösungen, da sie im Wasser gelöst sind. Sie werden, ähnlich wie die Metallionen gelöster Salze, von den Sauerstoff-Elektronenwolken des Wassers, die durch influenz zugewandt sind, umgeben.

Allerdings handelt es sich bei dem H3O+ selbst um eine Säure, die H+ Ionen abgibt. Diese werden von einem Wasser-Molekül aufgenommen, das selbst zum Hydroniumion wird und weiter reagiert:

H3O+ (+) H2O -> H2O (+) H3O+

Wie man sieht ändert sich für die Gesamt-Billanz nichts, weshalb diese Reaktion nicht berücksichtigt werden muss.

InkikatorenBearbeiten

Indikatoren wie Phenolphtalein können zeigen, wie sauer oder basisch eine Flüssigkeit ist.

WirkungsweisenBearbeiten

Es gibt verschiedenste Möglichkeiten, wie ein Säure-Indikator wirkt:

  • Flüssigkeit, die sich beim Vermischen (nur!) mit Säuren/Basen verfärbt (z.B. Bromthymolblau)
  • Flüssigkeit, die sich in jedem Gemisch verfärbt, aber je nach pH-Wert unterschiedlich (z.B. Phenolphtalein)
  • Feststoff, der sich je nach pH-Wert bei BErührung verfärbt (z.B. Indikatiorpapier)

FunktionsweiseBearbeiten

Indikatoren sind schwache Säuren. Indem sie H+ Ionen abgeben, bei Basen gut möglich, bei Übersättigung schwerer, verändern sie ihre Stoffeigenschaften und somit ihre Farbe. Da sie zu konjugierten Basen werden, können sie auch wieder H+ Ionen von Säuren aufnehmen.

LegendeBearbeiten

Mangels Funktionen in diesem Wiki ist es nicht möglich, Reaktionsgleichungen angemessen darzustellen.

Geziegt Gemeint
+ oder - Meint in Reaktionsgleichungen und bei Ionenbezeichnungnen Ladungen und führt auch oft zur Einsparung von Bindestrichen
(+) Ein Plus in der Reaktiongleichung, dass zur "Addition" von Produkten bzw Edukten dient und nicht zur Angabe von Ladungen
-> Reaktionspfeil
<-> Gleichgewichtspfeil

Es folgt eine Potenz (z.B. 2^2 = 4) oder hochzahl (O^-2

H2O Die Indices in Summenformeln müssen leider groß geschrieben werden
2 H2O Die stechemetrischen Faktoren sehen dadurch unglücklicherweise genauso aus wie die eig. kleinen Zahlen (Indices)
Ks/Kg/Kb Eigentlich handelt es sich um die Indices S/G/B, die zur Verdeutlichung klein geschrieben werden
pH/pOH/pKs Allerdings ist das p bei den Logarithmen kein Index, sondern ein kleiner Buchstabe

BeispieleBearbeiten

SO4^2-     ist ein Molekül(ion) Sulfat, das vier Sauerstoffatome enthält und zweifach negativ geladen ist.

2 H2 (+) O2 <-> H2O     Zwei Wasserstoff-Moleküle, die aus je 2 H-Atomen bestehen, und ein Sauerstoffmolekül, ebenfalls aus 2 O-Atomen, reagieren in einer Gleichgewichtsreaktion zu Wasser (und zurück).

HCl -> H+ (+) Cl-     Bei der Protolyse von Salzsäure gibt es keine Rückreaktion. (normaler Reaktionspfeil)

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