Säure-Base-Konzepte

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• Das Säure-Base-Konzept von Arrhenius
• Das Säure-Base-Konzept von Brønsted
• Beide Konzepte im Vergleich

Das Säure-Base-Konzept von Arrhenius

Im Schulunterricht der Sekundarstufe I wird bei der Beschreibung der chemischen Reaktionen von Säuren und Laugen immer das Säure-Base-Konzept des dänischen Chemikers Johannes Nicolaus Brønsted (1897-1947) herangezogen. Bevor wir uns dieser heute immer noch gültigen Theorie zuwenden, wollen wir zunächst das etwas anschaulichere Säure-Base-Konzept von Svante Arrhenius (1859 - 1927) betrachten, einem schwedischen Chemiker.

Was sind Säuren?

Nach Arrhenius sind Säuren Verbindungen, die Protonen (also H⁺-Ionen) abgeben können:

$HCl \to H^{+} + Cl^{-}$

Der Chlorwasserstoff wird gespalten in ein Proton und ein Chlorid-Ion. Das Chlorid-Ion hat Arrhenius als Säurerest bezeichnet.

Schauen wir uns als zweites Beispiel die Schwefelsäure an, eine zweiprotonige Säure:

$H_2SO_4 \to \ 2 H^{+} + SO_4^{2-}$

Die Schwefelsäure dissoziiert in zwei Protonen und ein Sulfat-Ion, das wieder den Säurerest darstellt.

Was sind nun Basen?

Nach Arrhenius sind Basen Verbindungen, die Hydroxid-Ionen (also OH^--Ionen) abgeben:

$NaOH \to Na^{+} + OH^{-}$

Ein anderes Beispiel ist Calciumhydroxid, das in Wasser gelöst als Kalkwasser bezeichnet wird:

$Ca(OH)_2 \to Ca^{2+} + 2 \ OH^{-}$

Während Arrhenius den übrig gebliebenen Rest einer Säure als Säurerest bezeichnet, spricht er bei den übrig gebliebenen Resten einer Base von Basenresten. Na⁺ und Ca²⁺sind demnach also Basenreste.

Basen neutralisieren Säuren

Schon früh in der Geschichte der Chemie wusste man, dass man saure Lösungen mit Hilfe von Laugen (wässrige Lösungen von Basen) neutralisieren kann. Wir wollen uns dazu das wohl bekannteste Beispiel anschauen: Die Neutralisation von Salzsäure mit Natronlauge:

$HCl + NaOH \to NaCl + H_2O$

Nach Arrhenius gibt das HCl-Molekül ein Proton ab, die NaOH-Teilchen geben je ein Hydroxid-Ion ab, und die Protonen und die Hydroxid-Ionen vereinigen sich dann zu Wasser-Molekülen:

$H^{+} Cl^{-} + Na^{+}OH^{-} \to Na^{+}Cl^{-} + H_2O$

So könnte man diese Reaktion aufschreiben. Bei dieser Neutralisation entstehen aus einer sauren Lösung (Salzsäure) und einer basischen Lösung (Natronlauge) Wasser und ein Salz, in diesem Fall Natriumchlorid, auch als Kochsalz bekannt.

Fazit

Das Säure-Base-Konzept von Arrhenius kann viele Reaktionen von Säuren und Basen wie zum Beispiel die Neutralisation bzw. Salzbildung gut erklären.

Schwächen

Dummerweise gibt es in der Chemie aber auch Basen, die keine OH^--Ionen abgeben können, aber trotzdem mit Säuren zu Salzen reagieren können. Das Musterbeispiel für eine solche Base ist das Ammoniak NH₃, das zum Beispiel mit Chlorwasserstoff das Salz Ammoniumchlorid bildet:

$NH_3 + HCl \to NH_4Cl$

Solch eine Reaktion kann man mit dem Säure-Base-Konzept von Arrhenius nicht erklären, da keine Base vorhanden ist, die Hydroxid-Ionen abgibt.

Das Säure-Base-Konzept von Brønsted

Das Säure-Base-Konzept von Arrhenius ist also nicht schlecht, musste aber erweitert werden, als man Basen wie NH₃ entdeckte.

Bevor wir aber mit der Theorie fortfahren, wollen wir uns einen wichtigen Schulversuch ansehen, der die eben erwähnte Reaktion zwischen Ammoniak und Chlorwasserstoff zeigt.

Versuch

Reaktion von Chlorwasserstoff mit Ammoniak

Durchführung:

Ein Weithals-Erlenmeyerkolben wird mit etwas konz. Salzsäure befüllt, ein anderer Weithals-Erlenmeyerkolben mit der gleichen Menge konz. Ammoniaklösung. Dann werden beide Erlenmeyerkolben dicht nebeneinander gestellt.

Beobachtungen:

Bei diesem Versuch bildet sich schöner dichter weißer Nebel an den Mündungen der beiden Erlenmeyerkolben.

Wer sich den Versuch einmal im Film anschauen möchte, dem sei das YouTube-Video von "Chemie im Labor" empfohlen, das diesen Versuch sehr anschaulich zeigt.

Bild aus dem Video "Salzsäure & Ammoniaklösung"
Autor: Chemie im Labor

Wie kann man die Beobachtungen nun erklären? Schauen wir uns dazu die Reaktionsgleichung an:

$HCl(g) + NH_3 (g) \to NH_4 Cl (s)$

Die Chlorwasserstoff-Moleküle geben Protonen ab, treten hier also als Protonendonatoren auf. Als Protonenakzeptoren dienen jetzt die Ammoniak-Moleküle. Durch die Aufnahme eines Protons wird aus einem Ammoniak-Molekül ein Ammonium-Ion:

$NH_3 + H^{+}\to NH_4^{+}$

Ein Ammonium-Ion kann durchaus mit einem Oxonium-Ion verglichen werden.

Ähnlich wie H₂O-Moleküle verfügen auch NH₃-Moleküle über ein freies Elektronenpaar, nämlich am N-Atom. Die Stickstoff-Kugelwolke mit dem freien Elektronenpaar kann nun mit der leeren Kugelwolke eines Protons überlappen. So bildet sich dann eine kovalente Bindung mit zwei Bindungselektronen zwischen dem N-Atom und dem H-Atom.

Allgemein besteht das Säure-Base-Konzept von Brönsted darin, dass Säuren Protonendonatoren sind und Basen Protonenakzeptoren. Bei einer Protolyse, also einer Säure-Base-Reaktion, werden ein oder mehrere Protonen von einer Säure auf eine Base übertragen.

Beide Konzepte im Vergleich

Unterschied 1

Nach Arrhenius sind Säuren Verbindungen, die in Protonen und Säurereste dissoziieren.

Nach Brönsted sind Säuren Teilchen, die Protonen an eine Base abgeben können. Sie werden als Protonendonatoren bezeichnet.

Unterschied 2

Nach Arrhenius sind Basen Verbindungen, die in Hydroxid-Ionen und Basenreste dissoziieren.

Nach Brönsted sind Basen Teilchen, die Protonen von einer Säure aufnehmen können. Sie werden als Protonenakzeptoren bezeichnet.

Diesen Unterschied kann man sich am Beispiel der Natronlauge sehr schön klar machen. Nach Arrhenius ist die Verbindung NaOH eine Base. Löst man festes Ätznatron NaOH (s) in Wasser, so dissoziiert es in Na⁺-Ionen und OH^--Ionen.

Nach Brönsted ist NaOH keine Base, sondern ein Salz. Bei der Dissoziation in Wasser werden Na⁺-Ionen und OH^--Ionen freigesetzt. Die OH^--Ionen können Protonen aufnehmen, sind also hier die Basen. Gelöstes NaOH ist keine Base, sondern eine Lauge, also eine wässrige Lösung, die Basen wie OH- enthält.

Unterschied 3

Nach Arrhenius geben Säuren "nackte" Protonen ab, nach Brönsted bilden die Protonen in einer wässrigen Lösung sofort Oxonium-Ionen, weil nackte Protonen in einer wässrigen Lösung nicht existieren können.

Unterschied 4

Brönsted hat den Protolyse-Begriff eingeführt. Bei einer Protolyse überträgt eine Säure ein Proton auf eine geeignete Base. Ist keine Base vorhanden, kann die Säure ihr Proton nicht abgeben.

Umgekehrt kann eine Base nur dann ein Proton aufnehmen, wenn eine Säure anwesend ist, die bereit ist, ihr Proton abzugeben.

Vertiefungsseiten

Auf dieser Homepage gibt es einige Vertiefungsseiten, die aber wahrscheinlich nur für Schüler(innen) der Oberstufe interessant sind. Dennoch soll hier kurz darauf hingewiesen werden.