Säure Base Reaktion

Säure-Base-Reaktion nach Brönsted und Lewis

Im Folgenden lernst du, was Säuren und Basen eigentlich sind. Um diese beiden Teilchen beschreiben, gibt es mehrere Theorien.

Säure-Base-Theorie nach Brönsted

Die gebräuchlichste Säure-Base-Theorie ist die von Johannes Nicolaus Brönsted. In dieser definierte der dänische Chemiker 1923 Säuren und Basen wie folgt:

Wie du bereits oben gelesen hast, reagieren Säuren und Basen nach Brönsted im Rahmen einer Protolyse miteinander.

Säure-Base-Theorie nach Lewis

Im gleichen Jahr wie Brönsted veröffentlichte der US-amerikanische Chemiker Gilbert Newton Lewis seine eigene Säure-Base-Theorie. Nach Lewis stellen Säuren Elektronenpaarakzeptoren dar. Demnach sind Säuren in der Lage, Elektronenpaare aufzunehmen. Basen hingegen können Elektronenpaare abgeben und sind Elektronenpaardonatoren.

Somit umfasst die Lewis-Säure-Base-Theorie eine sehr viel größere Anzahl an Verbindungen, die als Säure oder Base gezählt werden, wobei auch alle Säuren und Basen nach Brönsted inkludiert sind.

Ein Beispiel für eine Lewis-Säure ist Aluminiumchlorid (AlCl₃). Ammoniak (NH₃) ist beispielsweise eine Lewis-Base.

Grundlagen zur Säure Base Reaktion

Bevor du dich an ein paar Beispiele für Säure-Base-Reaktionen wagst, solltest du dir ein paar Grundbegriffe anschauen.

Säuren in einer Säure Base Reaktion

Säuren sind nach Brönsted Donatoren von Protonen. Reagieren Säuren mit Wasser, geben sie ein Proton ab, welches schließlich von den Wassermolekülen aufgenommen wird. Dadurch bildet sich aus der Säure ein Säurerest-Ion und ein sogenanntes Oxoniumion aus Wasser:

$$\begin{gathered} \mathrm{HA}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{A}}^{-}+{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+} \\ \mathrm{Säure}+\mathrm{Wasser}\to \mathrm{Säurerestion}+\mathrm{Oxoniumion} \end{gathered}$$

Bekannte Säuren aus der Chemie sind Salzsäure HCl und Schwefelsäure H₂SO₄. Säuren, die mehrere Protonen abspalten können, nennt man mehrprotonige Säuren.

Säuren haben einen pH-Wert, der kleiner 7 ist. Mithilfe des pK_S-Wertes können starke Säuren und schwache Säuren unterschieden werden. Der pK_S-Wert ist ein Maß, das angibt, wie stark eine Protolyse bei einer Säure in Wasser erfolgt.

Basen in einer Säure Base Reaktion

Brönsted-Basen sind Akzeptoren von Protonen. Es werden also Protonen von der Base aufgenommen. Basen haben einen pH-Wert, der größer als 7 ist. Bekannte Basen sind Natronlauge (NaOH), Natriumhydrogencarbonat (NaHCO₃), und Ammoniak (NH₃).

Pufferlösungen

Puffer sind Gemische, die aus schwachen Säuren beziehungsweise Basen und ihrer konjugierten Base beziehungsweise Säure bestehen. Innerhalb eines bestimmten Bereiches ändern sie ihren pH-Wert bei Zugabe von Säuren und Basen kaum.

Bei diesen Gemischen aus konjugierenden Säuren und Basen kann die Henderson-Hasselbalch-Gleichung, auch Puffergleichung genannt, eingesetzt werden. Die Gleichung stellt die Beziehung zwischen dem pH-Wert und der Gleichgewichtslage einer Säure-Base-Reaktion dar. Sie wird bei Pufferlösungen genutzt, um deren pH-Wert zu berechnen.

Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung aus der Chemie lautet wie folgt:

$\mathrm{pH}={\mathrm{pK}}_{\mathrm{S}}-{\log }_{10}\left(\frac{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}{\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)}\right)$

In der Henderson-Hasselbalch-Gleichung ist c(HA) die Konzentration der Säure und c(A^-) ist die Konzentration des Salzes der Säure. Es wird zur Berechnung des pH-Werts der pK_S-Wert der Säure benötigt.

Titration von Säuren und Basen

Um die Konzentration von Säuren oder Basen bestimmen zu können, wird in der Chemie die Titration verwendet. Dafür wird eine Probelösung mit einer unbekannten Säure/Base-Konzentration mit einem pH-Wert-Indikator versehen.

Zu der Probelösung wird nun eine Maßlösung tropfenweise hinzugegeben. Die Maßlösung enthält ebenfalls entweder eine Säure oder Base. Möchtest du die Konzentration einer Säure in der Probelösung bestimmen, enthält deine Maßlösung also eine Base.

Wird die Maßlösung nun zur Probelösung gegeben, findet eine Reaktion zwischen der Säure und Base statt. Dies führt früher oder später zu einer Neutralisation. Die Maßlösung wird so lange dazu getropft, bis die Stoffmengen von Säure und Base gleich sind. Das ist der sogenannte Äquivalenzpunkt. Dieser wird meist durch eine Farbänderung des Indikators angezeigt.

Nach Erreichen des Äquivalenzpunkts wird das Volumen der verbrauchten Maßlösung bestimmt. Da Säure und Base am Äquivalenzpunkt in dem gleichen Verhältnis vorliegen, lässt sich daraus die Konzentration der Säure/Base in der Probelösung bestimmen.

Säure-Base-Reaktion aufstellen

Im Folgenden findest du Beispiele, mit denen du dein Wissen prüfen und vertiefen kannst.

Sonderfall: Autoprotolyse des Wassers

In Wasser kommt es spontan zu einer sogenannten Autoprotolyse. Wassermoleküle können sowohl Protonen abgeben als auch Protonen aufnehmen. Es entstehen so permanent kleine Mengen Oxoniumionen (H₃O⁺) sowie Hydroxidionen (OH^-) im Wasser. Das kannst du mit folgender Reaktionsgleichung beschreiben:

$2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-}$

Da Wasser in diesem Fall sowohl eine Säure als auch eine Base ist, bezeichnet man Wasser auch als Ampholyt.

Diese Verhalten zeigt Wasser auch bei der Reaktion mit anderen Säuren oder Basen, wie du an den folgenden allgemeinen Reaktionsgleichungen sehen kannst:

$$\begin{gathered} \mathrm{HA}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{A}}^{-}+{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+} \\ \mathrm{B}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{BH}}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-} \end{gathered}$$

Protolyse zwischen einer Säure und Wasser

Oft werden Säuren in Wasser verdünnt. Eine häufig verwendete Säure ist Salzsäure (HCl). Was passiert, wenn du Salzsäure in Wasser löst, siehst du in der folgenden Reaktionsgleichung:

$$\begin{gathered} {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+\mathrm{HCl}\to {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-} \\ \mathrm{Base}2+\mathrm{Säure}1\to \mathrm{Säure}2+\mathrm{Base}1 \end{gathered}$$

Salzsäure gibt als Säure ihr Proton ab und es bleibt ein Chloridion (Cl^-) übrig. Das Wasser nimmt das Proton der Säure auf und wird zu einem Oxoniumion (H₃O⁺). Somit stellt in diesem Fall Wasser eine Base dar, da dieses ein Proton aufgenommen hat. HCl kann somit als Säure 1 und Wasser als Base 2 bezeichnet werden.

Das Säurerest-Ion Cl^- hat die Fähigkeit, ein Proton aufzunehmen. Aufgrund dessen ist das Cl^--Ion rein formal eine Base und kann als Base 1 bezeichnet werden. Wasser hat ein Proton aufgenommen und hat somit das Vermögen, dieses Proton wieder abzugeben. Deswegen kann das H₃O⁺-Ion Säure 2 genannt werden.

HCl als Säure 1 und Cl^- als Base 1 sowie die H₂O als Base 2 und H₃O⁺ als Säure 2 sind korrespondierende Säure- und Basenpaare. Das kann auf jede Säure Base Reaktion in der Chemie angewendet werden.

Protolyse zwischen einer Base und Wasser

Basen können in der Chemie auch mit Wasser reagieren. Als Beispiel für solch eine Protolyse wird die Reaktion von Ammoniak als Base mit Wasser verwendet:

${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+{\mathrm{NH}}_3\to {\mathrm{OH}}^{-}+{{\mathrm{NH}}_4}^{+}$

Auch hier ergeben sich dann zwei konjugierte Säure-Base Paare.

Protolyse zwischen starken Säuren und Basen

Auch starke Säure und Basen können miteinander reagieren. Für diese Protolyse wird die Reaktion von Salzsäure (HCl) mit Ammoniak (NH₃) als Base verwendet:

$\mathrm{HCl}+{\mathrm{NH}}_3\to {\mathrm{Cl}}^{-}+{{\mathrm{NH}}_4}^{+}$

Salzsäure gibt als Säure 1 ein Proton ab und Ammoniak nimmt dieses als Base 2 auf. Dadurch erhält man ein Cl^--Ion, welches die Base 1 ist, und NH₄⁺-Ion, das die Säure 2 ist und die konjugierte Säure zu NH₃ darstellt.