Säure

Das Maß für den Säuregehalt einer bzw. der Säure-Stärke ist der pH-Wert .

Inhaltsverzeichnis

1 Entwicklung der Theorie des Säure-Begriffes 1.1 Definition des Säurebegriffs nach Arrhenius 1.2 Definition des Säurebegriffs nach Brønsted und 1.3 Definition des Säurebegriffs nach Lewis 1.4 Definition des Säurebegriffs nach Lux und 1.5 Definition des Säurebegriffs nach Usanovich 2 Säure-Base-Reaktionen 3 Säure-Base-Gleichgewichte 4 Beispiele für Säuren

Entwicklung der Theorie des Säure-Begriffes

Definition des Säurebegriffs nach Arrhenius

Eine Säure dissoziiert in wässriger Lösung zu freibeweglichen positiv Hydroniumionen (Wasserstoffionen auch Oxoniumionen genannt) und freibeweglichen geladenen Säurerestionen.

Bsp.:

Definition des Säurebegriffs nach Brønsted und Lowry

Eine Säure ist ein chemischer Stoff der Protonen (H ₃ O ⁺ - Ionen ) an Reaktionspartner abgeben kann. Eine solche Reaktion nennt Säure- Base -Reaktion oder auch Protolyse .

Man bezeichnet Säuren deswegen auch oft Protonendonator .

Kann ein chemischer Stoff sowohl Protonen als auch abgeben ( Base ) spricht man von einem Ampholyt . Der bekannteste Ampholyt ist Wasser .

Definition des Säurebegriffs nach Lewis

Eine Lewis-Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaar akzeptor eine Lewis-Base ein Elektronenpaar donator . Zu den Lewis-Säuren zählen

• Verbindungen mit unvollständigem Elektronenoktett wie: B(CH ₃ ) ₃ BF ₃ SO ₃ AlCl ₃
• Metallkationen als Zentralatome in chemischen Komplexen
• Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen z.B. CO ₂
• Halogenide mit "ungesättigter Koordination" z.B. SiCl ₄ oder PF ₅

Definition des Säurebegriffs nach Lux und Flood

Im Mittelpunkt des 1939 von Lux aufgestellten und von Flood 1947 erweiterten Konzepts stehen statt Protonen die im Vordergrund. Dieses wurde aufgestellt um Säure-Base-Reaktionen in Protonenfreien Systemen beschreiben zu können wie in anorganischen Schmelzen vorkommt.

Nach Lux und Flood sind Säuren Oxidionen-Akzeptoren Basen Oxidionen-Donatoren. Man betrachtet dabei Nichtmetalloxide (z.B. ₂ CO ₂ ) als Säureanhydride da sie in wäßriger sauer reagieren entsprechend sind Metalloxide (z.B. MgO ₂ O ₃ ) Basenanhydride da sie in wäßriger Lösung bilden.

Definition des Säurebegriffs nach Usanovich

1939 stellte der russische Wissenschaftler Usanovich folgende des Säure-Base-Begriffs auf:

Eine Säure ist jede chemische Verbindung die mit reagiert Kationen abgibt oder Anionen bzw. Elektronen Entsprechend ist eine Base jede Verbindung die mit Säuren reagiert oder Elektronen abgibt oder sich mit Kationen

Diese Begriffsdefinition umfasst die Reaktionen nach Lewis-Konzept erweitert selbiges dadurch dass die Aufnahme Abgabe von Elektronen nicht auf gemeinsame Paare ist und umfasst alle Redox-Reaktionen bei denen vollständiger Elektronenübergang beteiligt ist.

Ein Kritikpunkt dieser wenig gebräuchlichen Theorie dass sie zu allgemeingültig sei und der Säure-Basen-Reaktion auf beinahe jede Art von Reaktion ist.

Säure- Base - Reaktionen

Der Reaktionspartner (die Base) nimmt dabei von der Säure abgegebene Proton auf. Dies ist abzugrenzen von den Redoxreaktionen bei denen Elektronenübergänge stattfinden. Jede Säure besitzt bei einer Reaktion eine korrespondierende Base:

Bsp:

 SI BII SII BI  

In diesem Fall ist Salzsäure die erste Säure da sie Wasserstoffionen abgibt an die Base Wasser . Diese ist nach der Reaktion als Hydroniumion selbst zu einer Säure geworden könnte dem Chloridion seinerseits Protonen überlassen.

Säure-Base-Gleichgewichte

Säuren sind Stoffe die H-Ionen angeben Die allgemeine Reaktion einer Säure HA lautet

Der Stoff A ^- ist die konjugierte Base zu HA.

Die Säuren unterscheiden sich in ihrer H-Ionen abzugeben. Diese wird als Säurestärke K _s bezeichnet und gibt die Gleichgewichtskonstante der an.

<math>K_S=\frac{[H^+]\cdot [A^-]}{[HA]}</math>

<math>pK_S=-log(K_S)</math>

Säuren mit großem K _s (kleinem pK _s ) sind stark. Liegt der pH-Wert zwei Einheiten unter pK _s werden nur noch nur noch 1/10 ² der H-Ionen freigesetzt.

Siehe hierzu auch: Nivellierender Effekt des Wassers

Beispiele für Säuren

Wichtige Säuren sind:

• Schwefelsäure : H ₂ SO ₄ (industrielle Verwendung Saurer Regen )
• Salzsäure : HCl (industrielle Verwendung)
• Phosphorsäure : H ₃ PO ₄ (Lebensmittelindustrie u.a. Cola Erbgut )
• Kohlensäure : H ₂ CO ₃ (Lebensmittelindustrie Technik Atmosphäre)
• Essigsäure : CH ₃ COOH (Lebensmittelindustrie)

Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als wirken ("saure Salze") beispielsweise

• Hydrogensulfate
• Hydrogenphosphate

Siehe auch: Liste der Säuren

Bücher zum Thema Säure

Dieser Artikel von Wikipedia unterliegt der GNU FDL.