1.

Einleitung

Säuren und Basen, allgemeine Bezeichnungen für anorganische und organische Verbindungen, die sich grundlegend in ihren chemischen Eigenschaften und in ihrem Reaktionsverhalten voneinander unterscheiden. Im Lauf der Zeit wurden die Begriffe „Säure” oder „Base” immer wieder neu definiert und den jeweiligen wissenschaftlichen Erkenntnissen angepasst. Im nun folgenden Text werden die wichtigsten Begriffsdefinitionen vorgestellt. Es sei angemerkt, dass heutzutage sowohl die modernen Definitionen als auch die klassischen Begriffstheorien nebeneinander verwendet werden.

2.

Klassischer Säure-Base-Begriff

Die erste gültige Säure-Base-Definition entwickelten 1887 der schwedische Chemiker Svante Arrhenius und der deutsche Chemiker Wilhelm Ostwald. Arrhenius und Ostwald verstanden unter einer Säure einen sauer schmeckenden Stoff, der in wässriger Lösung unter Bildung von Wasserstoffionen dissoziiert (zerfällt) wie beispielsweise im Fall der Salzsäure (HCl; siehe Chlorwasserstoff):

HCl ⇄ H+ + Cl-

Im Gegensatz dazu bezeichneten Arrhenius und Ostwald eine Substanz, die seifig oder laugenhaft schmeckt und in wässriger Lösung unter Bildung von Hydroxidionen OH^- dissoziiert, als Base. Im Fall der Natronlauge (siehe Natriumhydroxid) würde die Reaktionsgleichung lauten:

NaOH ⇄ Na+ + OH-

Säuren und Basen färben besondere Farbstoffe, die man als so genannte Indikatoren einsetzt. Als „Säure-Base-Indikator” bezeichnet man in der Chemie Stoffe, die infolge einer Reaktion mit einer anderen chemischen Verbindung z. B. ihre Farbe ändern und auf diese Weise die Eigenschaft der umgesetzten Verbindung anzeigen. So färbt sich beispielsweise der Indikatorfarbstoff Lackmus in einer sauren Lösung rot und in einer basischen Lösung blau.

Gibt man die wässrigen Lösungen einer Säure und einer Base zusammen, so erfolgt eine Neutralisationsreaktion. Sie ergibt in der Regel Wasser und ein Salz. Diese Reaktion kann in einigen Fällen stark exotherm verlaufen, d. h., es werden dabei große Wärmemengen frei. So kann beispielsweise bei der Neutralisation von Schwefelsäure und Natronlauge das Gemisch durch die frei werdende Wärme zum Überkochen gebracht werden. Weniger gefährlich läuft diese Reaktion ab, wenn man stark mit Wasser verdünnte Säure und Lauge miteinander umsetzt. In dem Beispiel bilden sich im Prinzip Wasser und Natriumsulfat, wobei die Reaktionsgleichung folgendermaßen lautet:

H2SO4 + 2 NaOH ⇄ 2 H2O + Na2SO4

An der Arrhenius-Ostwald-Theorie wurde im Lauf der Zeit einige Kritik geübt, denn sie galt nur für wässrige Lösungen. Man kannte bereits damals einige Säure-Base-Reaktionen, die in nichtwässrigen Lösungen abliefen.

3.

Brønsted-Lowry-Theorie

Unabhängig voneinander entwickelten 1923 der dänische Chemiker Johannes Brønsted und der englische Chemiker Thomas Lowry eine andere Definition des Säure-Base-Begriffs. Nach Brønsted und Lowry ist eine Säure eine Verbindung, die Protonen (Wasserstoffionen, H⁺) abgeben kann (Protonendonor bzw. -donator; auch Brønsted-Säure). Entsprechend ist eine Base eine Substanz, die Protonen aufnehmen kann (Protonenakzeptor; auch Brønsted-Base). Auch nach der Brønsted-Lowry-Theorie muss die Säure Wasserstoff enthalten, die Gegenwart von Wasser ist allerdings nicht erforderlich. Eine wichtige Forderung der Brønsted-Lowry-Definition ist die Anwesenheit eines Teilchens bei der Reaktion, das Wasserstoffionen aufzunehmen vermag, denn freie Wasserstoffionen sind in Lösung nicht beständig.

So beruht beispielsweise die Säurewirkung eines Stoffes in einer wässrigen Lösung darauf, dass er an die Wassermoleküle Protonen (Wasserstoffionen) abgibt und so zur Bildung von Oxoniumionen H₃O⁺ beiträgt. (Eigentlich bedingen diese erst den sauren Geschmack.) Im Falle der Salzsäure (HCl) würde die Reaktionsgleichung lauten:

HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl-

Nach Brønsted-Lowry geht die Säure durch Abgabe eines Protons in die korrespondierende Base und die Base durch Protonenaufnahme in die korrespondierende Säure über (siehe auch unten: korrespondierende Säure-Base-Paare). Dieses Verhalten erklärt auch, warum eine starke Säure eine schwache Säure aus deren Verbindungen verdrängt – Entsprechendes gilt für starke und schwache Basen. Säure-Base-Reaktionen werden sozusagen als Wettbewerb um die Protonen angesehen. Als allgemeine chemische Gleichung formuliert hätte man folgendes Bild:

1.) Säure (1) ⇄ Base (1) + Proton

und

2.) Base (2) + Proton ⇄ Säure (2)

oder zusammengefasst

3.) Säure (1) + Base (2) ⇄ Säure (2) + Base (1).

Die korrespondierenden Säure-Base-Paare in der obigen Gleichung sind Säure (1) und Base (1) sowie Base (2) und Säure (2). Diese Gleichung stellt in Wirklichkeit ein Gleichgewicht dar, das nach links oder nach rechts verschoben werden kann. Die Reaktion verläuft stets in die Richtung ab, bei der das schwächere Säure-Base-Paar entsteht. Beispielsweise ist Chlorwasserstoff (HCl) in wässriger Lösung eine starke Säure (Salzsäure), weil HCl leicht ein Proton an das Wasser abgibt, wobei ein Oxoniumion entsteht:

HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl-

In diesem Fall liegt das Gleichgewicht weitgehend auf der rechten Seite, weil die zu HCl korrespondierende Base, also das Ion Cl^-, eine schwache Base ist. Im Gegenzug ist das Oxoniumion H₃O⁺, die zu H₂O korrespondierende Säure, eine schwache Säure.

Nach der Brønsted-Lowry-Definition wird auch verständlich, dass Wasser amphoter ist, d. h. entweder als Säure oder als Base wirken kann. Es reagiert als Base, wenn eine Säure (z. B. HCl) zugegen ist, die eine stärkere Säure als Wasser darstellt. Das bedeutet, die Säure hat eine höhere Tendenz zur Dissoziation (Protonenabgabe) als Wasser:

HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl-

Wasser kann umgekehrt als Säure reagieren, wenn eine Base zugegen ist, die stärker als Wasser ist (z. B. Ammoniak, NH₃):

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

4.

Die Messung der Stärke von Säuren und Basen

Die Stärke einer Säure legt fest, in welchem Ausmaß sie Protonen abgibt, die in wässriger Lösung Oxoniumionen (H₃O⁺) bilden. Entsprechend bestimmt die Stärke einer Base, in welchem Ausmaß sie Protonen aus dem Wasser aufnimmt. Demnach ist die Stärke einer Säure daraus zu ermitteln, wie viele Ionen H₃O⁺ in wässriger Lösung gebildet werden; entsprechend ist die Stärke einer Base daraus zu ermitteln, wie viele Hydroxidionen OH^- in wässriger Lösung gebildet werden. Man gibt die Konzentrationen in einer so genannten pH-Wert-Skala an (siehe pH-Wert). Der pH-Wert ist gleich dem negativen Zehner-Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration:

pH = -log [H3O+]

Entsprechend bezeichnet man den negativen Zehner-Logarithmus der Hydroxid-Konzentration als pOH-Wert:

pOH = -log [OH-]

Es gilt:

pH + pOH = 14

Reines Wasser hat einen pH-Wert von 7,0. Gibt man eine Säure zu, dann wird die Oxoniumionen-Konzentration [H₃O⁺] größer als in reinem Wasser, so dass der pH-Wert kleiner als 7,0 wird. Der Betrag hängt dabei von der Konzentration und von der Stärke der Säure ab. Durch Zugabe einer Base steigt der pH-Wert auf über 7,0. Im Prinzip rechnet man in der Chemie allerdings nicht mit der Konzentration, sondern mit einer konzentrationsabhängigen Größe, der so genannten Aktivität. Die Aktivität entspricht im Gegensatz zur „wahren” Konzentration eher einer „wirksamen” Konzentration.

5.

Lewis’ Säure-Base-Konzept

Der amerikanische Chemiker Gilbert N. Lewis entwickelte eine andere Theorie der Säuren und Basen. Nach Lewis sind auch derartige Verbindungen Säuren, die Brønsted-Basen neutralisieren, ohne Wasserstoff zu enthalten. Lewis-Säuren nehmen ein Elektronenpaar zur Bildung einer kovalenten Bindung auf (Elektronenpaar-Akzeptoren). Dagegen verfügen Lewis-Basen über ein einsames Elektronenpaar, das sie bei der Reaktion abgeben (Elektronenpaar-Donoren). Die Lewis-Theorie hat noch weitere Vorzüge: Zum einen ist sie auch auf Reaktionen anwendbar, die in nichtwässrigen Lösungsmitteln ablaufen. Zum anderen fordert sie nicht die Bildung eines Salzes oder von korrespondierenden Säure-Base-Paaren. Danach ist beispielsweise Ammoniak als Base anzusehen, weil sein Molekül ein Elektronenpaar an das Molekül des Bortrifluorids abgibt, wobei ein Säure-Base-Komplex entsteht. In der folgenden Reaktionsgleichung symbolisiert der Doppelpunkt das Elektronenpaar:

H3N: + BF3 ⇄ H3N8BF3

6.

HSAB-Konzept

Ein weiteres Modell für Säuren und Basen ist das so genannte HSAB-Konzept (englische Abkürzung für Hard and Soft Acids and Bases: Harte und Weiche Säuren und Basen), wonach Säuren und Basen anhand bestimmter chemischer und physikalischer Eigenschaften in die Kategorien „hart” und „weich” eingeteilt werden. Unter bestimmten Voraussetzungen lassen sich mit Hilfe dieses empirischen Konzepts (auf Erfahrungen beruhend) Vorhersagen treffen, ob eine chemische Reaktion stattfindet oder nicht. Demzufolge reagieren harte Säuren bevorzugt mit harten Basen, weiche Säuren dagegen eher mit weichen Basen. Dieses Prinzip entwickelte der amerikanische Physikochemiker Ralph Pearson Anfang der sechziger Jahre.

Im Mittelpunkt des HSAB-Konzepts steht die Elektronenwolke, die das jeweilige Ion bzw. Molekül umgibt. Betrachtet werden dabei Eigenschaften wie Ladungskonzentration, Elektronenaffinität, Ionenradius und Polarisierbarkeit (im Sinne von Verschieben der Elektronenwolke). In diesem Zusammenhang handelt es sich bei harten Säuren (z. B. Li⁺, Al³⁺, CO₂) meist um hochgeladene Kationen mit kleinem Ionenradius, während weiche Säuren (z. B. Ag⁺, H₃C⁺, Br₂) hohe Elektronenaffinität, hohe Polarisierbarkeit und einen großen Ionenradius aufweisen. Harte Basen (z. B. F^-, OH^-, PO₄^3-) besitzen meist hohe Elektronenaffinität, hohe Ladung und kleinen Ionenradius. Im Gegensatz dazu haben weiche Basen (z. B. CN^-, Br^-, CO) einen großen Ionenradius und eine hohe Polarisierbarkeit.