Säuren und Basen - Einführung

Säuren und Basen nach Brönsted und Lowry – Einführung

1. Definition Säure Base

Wir verwenden die Definition nach Brönsted und Lowry:

• Säuren sind Protonen-Donatoren
• Basen sind Protonen-Akzeptoren

das heißt: Säuren können Protonen abgeben, Basen können Protonen aufnehmen.

Beispiele für Säuren und saure Wirkung (1:06) : Schwefelsäure H₂SO₄,Chlorwasserstoff (=Salzsäure) HCl und die organische Essigsäure CH₃COOH.
Grund für die saure Eigenschaft dieser Stoffe ist eine Bindung zwischen Sauerstoff und Wasserstoff: -O – H .
Die Säurestärke eines Stoffes hängt ab von der Elektronegativitäts-Differenz zwischen dem Wasserstoff-Atom und dem Atom, an das es im Molekül gebunden ist, hier Sauerstoff. Je stärker der Bindungspartner die Bindungselektronen an sich zieht, desto ionischer ist der Bindungscharakter und desto leichter kann das Wasserstoff-Atom in wässriger Lösung als H⁺, also als Proton, abgespalten werden.
Wichtig für die Säurestärke ist auch der Unterschied in der Atomgröße: Je größer der Unterschied, desto leichter ist das Proton abspaltbar und desto stärker ist die saure Wirkung.

Beispiele für Basen und basische Wirkung (2:33): Natronlauge NaOH, Ammoniak NH₃:
Basen verfügen über ein freies Elektronenpaar, das eine Bindung zu einem Proton eingehen kann, z.B.: NH₃     +    H⁺     →     NH₄⁺
Ammoniak und ein Proton reagieren zum Ammonium-Ion.
Ein Stoff ist also je basischer, je besser das freie Elektronenpaar verfügbar ist. Dies hängt von der Hybridisierung des Zentralatoms ab. Im Beispiel ist der Stickstoff sp³-hybridisiert. Der s-Charakter der Hybridorbitale ist also sehr gering; also halten sich die freien Elektronen relativ weit entfernt vom Kern auf,  sind also bindungsfreudiger.
Allgemein: Je geringer der s-Charakter des Orbitals, in dem sich die freien Elektronen befinden, desto basischer ist ein Stoff.

Bei Säuren und Basen spielt auch noch die Stabilität des entstehenden Ions eine Rolle:
Je besser es mesomeriestabilisiert ist, desto eher wird es gebildet.

2. Definition pH-Wert (4:44)

Der pH-Wert ist nur für wässrige Lösungen definiert. Er gibt Aufschluss über den sauren bzw. basischen Charakter von Lösungen. Seine Grundlage ist, aufgrund des Lösungsmittel Wassers, die Autoprotolyse des Wassers (5:05) : Wasser dissoziiert zu Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen:

2 H₂0   ⇄ H₃O⁺   +  OH^- 

Diese Gleichgewichts-Reaktion hat Gleichgewichtskonstante K, die besagt, zu wie viel Prozent diese Reaktion stattfindet. Für dieses spezielle Protolyse-Gleichgewicht nennt man diese Konstante K_W, das Ionenprodukt des Wassers, der Wert ist 10^-14 (Mol/L)².

Dieser Zahlenwert ergibt sich so:  K_W =  c(H₃O⁺ )  x c(OH^- )

Da gleich viele Oxonium-Ionen entstehen wie Hydroxid-Ionen gilt: c(H₃O⁺ )  = c(OH^- ) .
Nach der Konzentration der Oxonium-Ionen aufgelöst ergibt sich aus dem K_W der Wert c(H₃O⁺ )  =  10^-7  

Die Formel für den pH-Wert lautet (6:48):

pH  =  -lg (c(H₃O⁺ ) )

Der pH-Wert ist immer dimensionslos. Gibt man den Wert für normales, destilliertes Wasser ein, so erhält man:

pH  =  -lg (10^-7  ) = 7

Dh. der pH-Wert von Wasser ist sieben, das bedeutet neutral, also weder sauer noch basisch. Bei Zugabe einer Säure in Wasser stellt sich wieder ein Gleichgewicht ein:

HA  +  H₂0   ⇄   H₃O⁺    +   A^-

Durch Zugabe einer Säure erhöht sich also die Konzentration der Oxonium-Ionen in der Lösung. Wenn in der pH-Wert-Formel diese Konzentration größer als  10^-7   eingesetzt wird, so ergibt sich ein pH von 0 bis 7. Das heißt, saure Lösungen haben einen pH von Null bis sieben.

Bei Zugabe einer Base wird die Konzentration der freien Oxonium-Ionen erniedrigt. Eingesetzt in die Formel ergeben sich pH-Werte größer als sieben.

⇒  sauer (0 ≤ pH < 7 ) ... neutral (pH = 7 ) ... basisch (7 < pH ≤ 14)