Säuren und Basen

Säuren und Basen stellen in der Chemie zwei wichtige Stoffarten dar. Um die beiden Begriffe wurden in der Historie mehrere Konzepte und Definitionen beschrieben. Diese Konzepte und Definitionen mit ihren zugehörigen Begrifflichkeiten beschränkten sich aber teilweise auf einen bestimmten Anwendungsbereich. Deshalb wurde immer weiter nach einer umfassenden, allgemeingültigen Definition gesucht. So findet innerhalb der Chemie neben der Definition nach Arrhenius vor allem die Definition nach Brønsted und Lowry eine breite Anwendung. Mittlerweile ist sie zudem die gängigste Basis zur Beschreibung von Säuren und Basen.

Ein kurzer Abriss zur Definition nach Arrhenius

Ende des 19. Jahrhunderts beschrieb Arrhenius die charakteristischen Merkmale Säurearten und Basen, wenn diese sich in einer wässrigen Lösung befinden.
So dissoziiert nach Arrhenius eine Säure zu einem positiv geladenen Wasserstoffion (H+ Ion) und einem negativen Anion, in der Form des Säurerestes.

Beispiel mit Salzsäure:

HCl(aq) ↔ H+(aq) + Cl-(aq)


Der Zusatz „aq“ steht hier dafür, dass sich die Stoffe in einer wässrigen Lösung befinden.
Der Doppelpfeil ↔ symbolisiert dabei die Gleichgewichtsreaktion der Dissoziation der Salzsäure im Wasser. Das heißt, dass nie die gesamte Menge HCl im Wasser gelöst ist und sich so ein Gleichgewicht einstellt. Das negative Chlor-Ion ist hierbei der Säurerest. 


Basen dissoziieren nach Arrhenius in wässriger Lösung dagegen zu negativ geladenen OH- Ionen (auch Hydroxidionen genannt) sowie positiven Kationen, bestehend aus dem Basenrest.
Eine solche wässrige Lösung wird übrigens auch als Lauge bzw. alkalische Lösung bezeichnet.

Beispiel mit Natronlauge (Natriumhydroxid):

NaOH(aq) ↔ Na+(aq) + OH-(aq)


Laut Arrhenius sind Laugen also wässrigen Lösungen mit Hydroxidionen (OH-). Säuren bilden in wässriger Lösung positive Wasserstoffionen (H+).
Der Haken an dieser Definition ist jedoch, dass sie sich auf Wasser als Lösungsmittel beschränkt. Zudem wird hier keine Wechselwirkung der positiv geladenen Wasserstoffionen mit den Molekülen des Wassers beschrieben. Deshalb beschreibt die Definition von Arrhenius keine anderen sauren oder basischen Vorgänge, die von anderen Stoffen ausgehen können.

Definition nach Brønsted und Lowry

Um das Jahr 1923 fanden der Däne Johannes Brønsted und der Engländer Thomas Lowry, beide seinerzeit Chemiker, unabhängig voneinander eine neue Definition zur Beschreibung der Säure- und Basenmerkmale.
So beschrieben sie den Charakter einer Säure damit, dass diese Protonen (H+ Ionen) abgeben und an einen anderen an der Reaktion beteiligten Stoff „übertragen“ können.
Durch diese Protonenübergänge nehmen die Teilchen des anderen Stoffes die Protonen auf und fungieren als Base.

Eine Säure als Protonenabgeber werden demnach auch als Protonendonator bezeichnet.
Eine Base als Protonenaufnehmer wird dagegen als Protonenakzeptor bezeichnet.

Die Begrifflichkeiten Protonenakzeptor und Protonendonator stammen aus dem lateinischen und bedeuten so viel wie „annehmen“ („accipare“) respektive „schenken“ („donare“).
Damit werden Säuren und Basen nach dieser Definition nicht mehr als eine Stoffklasse angesehen. Vielmehr werden sie als Teilchen gesehen, welche bestimmte Eigenschaften bezüglich Protonenübergängen zeigen. Solche Protonenübertragungsreaktionen werden auch als Protolyse bezeichnet.

Für die allgemeine Protolyse-Reaktion von Brønsted gilt folgendes:


HA + B ↔ A- + HB+

 

Hier stehen die Säure (HA) und Base (B) auf der linken Seite mit den daraus korrespondierenden Protonenakzeptor (A-) und dem korrespondierenden Protonendonator (HB+) auf der rechten Seite im Gleichgewicht.

Um dies nun genauer zu erläutern soll direkt ein Beispiel betrachtet werden.
Salzsäure (HCl) in Wasser dissoziiert.


HCl + H2O ↔ H3O+ + OH-

 

Protonenabgabe: HCl → Cl- + H+

Protonenaufnahme: H+ + H2O → H3O+
HCl: Protonendonator
H2O: Protonenakzeptor

In diesem Beispiel stellt sich wiederum ein chemisches Gleichgewicht zwischen dem nicht dissoziierten Teil (HCl und H2O) und dem dissoziierten Teil (H3O+ und OH-) über Protonenübergänge ein. Wo die Lage des Gleichgewichts liegt hängt hierbei von der Säurestärke ab. Quantifiziert wird diese über die Säurekonstante.

Kommen wir nun zu einem weiteren Beispiel. Wird Ammoniak mit seinem basischen Charakter in Wasser dissoziiert, so gilt folgendes:


NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

 

Hier wird deutlich, dass Ammoniak als Protonenakzeptor und das Wasser als Protonendonator fungiert. Es entsteht also eine alkalische Lösung.
Die Eigenschaft eines Stoffes, dass dieser sowohl Protonen abgeben als auch Protonen aufnehmen kann, wird als amphoter bezeichnet. Der Stoff ist daher ein so genannter Ampholyt. Da Wasser sowohl als Protonendonator als auch Protonenakzeptor fungieren kann gilt es demnach als Ampholyt.

Wichtige Basen und saure Vertreter aus Natur und Technik

Säuren und Laugen kommt in der Natur eine große Bedeutung zu. So würden ohne ihre Existenz unser ganzer Alltag nicht so gut funktionieren. Ob als Reinigungsmittel beim Putzen (alkalisch), die Salzsäure im Magen bei der Verdauung oder die typische Fruchtsäure in Obst.
Doch auch in großtechnischen Prozessen und als Ausgangsprodukt für weitere wichtige Stoffe nehmen sie eine wichtige Rolle ein.


So wird beispielsweise Schwefelsäure (H2SO4) zur großtechnischen Herstellung von Kunstdünger verwendet. Weitere wichtige Vertreter sind die Salzsäure (HCl), Flusssäure (HF), Phosphorsäure (H3PO4), Salpetersäure (HNO3), Schwefelwasserstoff (H2S) sowie Kohlensäure (H2CO3). Gerade Kohlensäure ist bestimmt aus der Mineralwasserflasche bekannt. In der Natur gibt es Lebewesen, welche sich den sauren Charakter zu Gute machen – so verteidigen sich Ameisen mit ihrer Ameisensäure (CH2O2) vor Feinden.


Bei den Basen finden Kaliumhydroxid (KOH) beispielsweise in der chemischen Industrie zur Herstellung von Farbstoffen verwendet. Natronlauge (NaOH) wird dagegen gerne zum Aufschluss von Erzen, z.B. bei der Aluminiumherstellung, bei der Herstellung von Laugengebäck oder einfach gerne zur Neutralisation von anderen Säuren verwendet. Für die Herstellung von Kalkmörtel oder auch zur Rauchgasentschwefelung in Kraftwerken wird dagegen Calciumhydroxid (Ca(OH)2) verwendet.