Big Bang HTL 2, Schulbuch

Bereich Anorganische Technologie und Ökologie (II. Jahrgang, 4. Semester) 87 Säuren und Basen 7 Später wurde klar, dass alle Säuren das Element Wasser- stoff enthalten . Im Jahre 1887 gelang es Svante Arrhenius eine – mit diesen aktuellen Erkenntnissen vereinbare – Defi- nition einer Säure bzw. Base aufzustellen: Arrhenius Säure = Stoff, der im Wasser in geladene Teilchen zerfällt (=dissoziiert) und dabei H + Ionen bildet. Arrhenius Base = Stoff, der im Wasser in geladene Teilchen zerfällt und dabei OH – Ionen bildet. Die allgemeinen Reaktionsgleichungen dazu lauten: HA ® H + + A – Säure Säurerest z. B.: HCl ® H + + Cl – M OH ® M + + OH – Base Basenrest z. B.: NaOH ® Na + + OH – Die Abgabe von H + Ionen durch die Säure wird auch Protoly- se genannt, was so viel wie Ablösen von Protonen bedeutet. Der Wasserstoff als neutrales Element besteht ja aus einem Proton im Kern und einem Elektron in der Hülle. Wenn er beim Ablösen von der Säure das Elektron zurück lässt, ist H + also nichts anderes als ein Proton, deshalb Protolyse. Manche Säuren können auch mehr als ein H + abgeben, sie werden deshalb oft als mehrprotonige Säuren bezeichnet. Für jedes abgespaltene H + steigt die negative Ladung des entstehenden Anions. Z. B. H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2– H 3 PO 4 ® 3H + + PO 4 3– Aktuelle Säure Basen Definitionen Da die Arrhenius-Definition nicht alle basischen Stoffe be- schreiben konnte, wurde diese 1923 von J. N. Brønsted und T. M. Lowry erweitert: Brønsted-Lowry-Säure = Stoff der H + -Ionen abgibt Brønsted-Lowry-Base = Stoff der H + -Ionen aufnimmt H A ® H + + A – Säure B + H + ® B H + Base Dieser Säure Base-Begriff ist bis heute gültig und wird auch in diesem Buch immer gemeint sein, wenn nicht auf eine andere Bedeutung hingewiesen wird. Abb. 7.4: Protolyse von HCl Gleichzeitig gibt es allerdings noch andere Definitionen der beiden Begriffe. Info: Lewis Säuren und Basen Da die von den Säuren abgegebenen H + -Ionen sehr klein und extrem reaktiv sind, bleiben sie nie alleine. Sie können nur abgegeben werden , wenn gleichzeitig ein Stoff vorhan- den ist, der sie wieder aufnimmt. Die Reaktionen der Säure und der Base treten also immer gekoppelt auf. Allgemein kann die Säure-Base-Reaktion mit der folgenden Reaktionsgleichung beschrieben werden: Eine Besonderheit der Säure-Basen-Reaktionen ist, dass sie sehr gut reversibel, also umkehrbar sind. A – nimmt bei der Rückreaktion ein H + auf und wird zu HA, ist also eine Base. HB + gibt bei der Umkehrreaktion H + ab, ist also eine Säure. Das Molekülpaar, das sich nur durch die Auf- bzw. Abgabe eines Protons (H + ) unterscheidet, nennt man konjugiertes Säure-Base-Paar. Wässrige Lösungen von Säuren und Basen Fast immer liegen Säuren in Wasser gelöst vor, dann über- nimmt das Wasser die Funktion der Base und nimmt H + auf, es entsteht H 3 O + – das Oxonium-Ion : Das Oxonium (veraltet Hydroniumion)-Ion (H 3 O + ) ist verant- wortlich für die meisten Eigenschaften saurer Lösungen. Da H 3 O + immer entsteht, egal welche Säure im Wasser ge- löst ist, lassen sich saure Lösungen durch einander ersetzen. Wir können den Salat statt mit Essig mit Zitronensaft anma- chen und der (saure) Geschmack bleibt erhalten. Ähnlich ist es bei chemischen Versuchen. Wir wissen, dass es keine freien H + -Ionen geben kann. Trotz- dem werden wir oft, wie viele andere Chemiker auch, der Einfachheit halber H + anschreiben. Das ist in Ordnung, da es uns als Vereinfachung bewusst ist. Auch Basen sind meist gelöst in Wasser in Verwendung. Sie reagieren mit dem Wasser so, dass dieses die Funktion der Säure übernimmt, also H + abgibt. Es entsteht OH – , das Hydroxid-Ion , das für die meisten basischen Eigenschaften verantwortlich ist. z. B. H 2 O + NH 3 OH – + NH 4 + konjugiertes Säure-Base-Paar konjugiertes Säure-Base-Paar z. B. Säure Säure z. B. Base Base Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv