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-