Brönsted Säure-Base-Theorie

Definition der Brönsted Säure-Base-Theorie

Wie zu Beginn erwähnt, gibt es also nach Brönsted Verbindungen, die Protonen abgeben und Verbindungen, die Protonen aufnehmen.

Es ist wichtig zu verstehen, dass Brönsted-Säuren keine Protonen abgeben, wenn keine Brönsted-Base da ist, um die abzugebenden Protonen aufzunehmen.

Dieses "Donator-Akzeptor-Prinzip" genannte Grundprinzip findet beispielsweise auch bei Redoxreaktionen Anwendung.

Eigenschaften von Säuren und Basen nach Brönsted

Damit Säuren ihren Reaktionspartner protolysieren können, müssen sie ein Proton besitzen. Deshalb erkennst du Brönsted-Säuren daran, dass sie ein Proton bzw. ein "H" (Wasserstoffatom) in ihrer Summen- bzw. Strukturformel haben. Beispiele für Brönsted-Säuren sind H₃PO₄ (Phosphorsäure), HCl (Salzsäure) undH₂SO₄ (Schwefelsäure).

Basen müssen freie Elektronenpaare aufweisen, an die das Proton (das positiv geladen ist) binden kann (elektrostatische Anziehung). Schließlich bringt das Proton selbst keine Elektronen mit, mit denen eine Bindung zur Base gebildet werden kann. Die freien Elektronenpaare erkennt man in der Strukturformel der Base.

Abbildung 1: Strukturformel von Ammoniak

Ammoniak (NH₃) ist ein Beispiel für eine Base. In der Strukturformel ist zu erkennen, dass Ammoniak ein freies Elektronenpaar besitzt (der Querstrich über dem N). Das heißt, dass es ein weiteres Proton aufnehmen kann.

Wichtig ist zu verstehen, dass sich Protonen, die positiv geladen sind, und ein freies Elektronenpaar elektrostatisch anziehen. So kommt es zur Bildung einer kovalenten Bindung am Stickstoffatom.

Die beiden Bindungspartner teilen sich nun die Elektronen des Elektronenpaares. Dabei ist ein Elektron näher am Proton; das andere Elektron näher am Stickstoffatom. Somit können dem Stickstoff formal nur noch vier Elektronen zugeordnet werden (ein Elektron pro N-H-Bindung), anstelle der üblichen fünf Elektronen im Ammoniakmolekül mit dem freien Elektronenpaar. Wird Ammoniak also protoniert, entsteht das einfach positiv geladene Ammoniumion NH₄⁺.

Allgemeine Protolysegleichung

Ganz allgemein sieht eine Protolyse folgendermaßen aus:

$\mathit{H}\mathit{X}+\mathrm{Y}\rightleftharpoons {\mathrm{X}}^{-}+{\left(\mathrm{HY}\right)}^{+}$

Man sagt, dass die Säure (HX) die Base (Y) protoniert (= nimmt Proton auf), während die Säure selbst deprotoniert (= gibt Proton ab) wird.

Beachte, dass die Säure hier nur ein Proton abgeben kann. Es existieren jedoch auch mehrprotonige Säuren wie die Kohlensäure (H₂CO₃) oder die Schwefelsäure (H₂SO₄). Diese können dann auch mehrere Protonen abgeben.

Beachte außerdem, dass es sich bei der Protolyse um eine Gleichgewichtsreaktion handelt. Das heißt, dass unter bestimmten Umständen die protonierte Base dieses wieder an die deprotonierte Säure zurückgeben kann.

Im Prinzip kann die Base nach Aufnahme der Protonen als Säure fungieren, während die Säure nach Abgabe der Protonen eine Base nach Brönsted darstellt. Nach jeder Protolyse findet also ein "Rollentausch" statt.

Sonderfälle der Brönsted Säure-Basen-Theorie

Einige Moleküle können nach Brönsted sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren. Diese Substanzen bezeichnet man als Ampholyte.

Neben Ampholyten existieren auch mehrprotonige Säuren, die ihre Protonen stufenweise abgeben. Im folgenden Abschnitt erfährst du mehr über diese beiden Sonderfälle.

Wasser als Ampholyt

Dem Wassermolekül kommt in der Säure-Base-Theorie von Brönsted eine besondere Bedeutung zu. Denn Wasser (H₂O) kann sowohl ein Proton aufnehmen, als auch ein Proton abgeben – es ist ein Ampholyt.

Dadurch, dass Wasser ein Ampholyt ist, kann man in einfachen Fällen immer erwarten, dass der Kontakt von Wasser mit einer Säure bzw. Base zu einer Protolyse führt.

Dabei nimmt Wasser jeweils die passende Rolle ein:

Wenn Wasser mit einer Base reagiert, fungiert Wasser als Säure und wird damit deprotoniert. Es entsteht das sogenannte Hydroxidanion (OH^–).

Wenn Wasser mit einer Säure reagiert, fungiert Wasser als Base und wird damit protoniert. Es entsteht das sogenannte Hydroniumkation (H₃O⁺).

Autoprotolyse des Wassers

Da Wasser sowohl als Säure als auch als Base fungieren kann, besteht die Möglichkeit, dass ein Wassermolekül mit einem anderen Wassermolekül reagiert. Diesen Vorgang nennt man Autoprotolyse (griechisch auto = selbst).

Dabei läuft folgende Reaktion ab:

$$\begin{gathered} 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-} \\ \mathrm{bzw}. \\ {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-} \end{gathered}$$

Mehrprotonige Säuren mit amphoteren Zwischenstufen

Der Säurebegriff nach Brönsted ist nicht ausschließlich auf Säuren beschränkt, die nur ein Proton abgeben können, wie es bisher in den Beispielen der Fall war.

Wie schon erwähnt, existieren Säuren, die mehr Protonen besitzen und entsprechend mehr Protonen abgeben können. Sie sind mehrprotonig.

Mehrprotonige Säuren übertragen ihre Protonen in mehreren Schritten an den jeweiligen Reaktionspartner. Dabei treten Säure-Zwischenstufen auf, die Protonen sowohl aufnehmen als auch abgeben können. Sie haben einen sogenannten amphoteren Charakter.

Wie wahrscheinlich es ist, dass diese amphotere Zwischenstufe ein Proton abgibt bzw. aufnimmt und in welche Richtung sie damit reagiert, hängt von der sogenannten Säurestärke ab. Diese wird meist in Form des pK_S-Wertes angegeben. Der pK_S-Wert ist für jede Säure spezifisch und gibt an, in welchem Umfang sie protolysiert wird. Je höher der pK_S-Wert, desto höher der Protolysegrad.

Für Säuren verschiedener Protolysestufen ergeben sich verschiedene pK_S-Werte, wobei bei zunehmender Protolysestufe – und damit auch weniger Protonen am Säuremolekül – die Säurestärke zunimmt.