Säure-Base-Konzepte

Um die Begriffe Säure und Base haben sich in der Chemie verschiedene Konzepte entwickelt, die auf unterschiedlichen Begriffsdefinitionen beruhen. Der Antrieb dieser Entwicklung beruht einerseits auf der Suche nach einer möglichst umfassenden und allgemeingültigen Definition, anderseits auf einen bestimmten Anwendungsbereich eines Konzeptes. Die Definition nach Brønsted und Lowry beschäftigt sich mit Protonenübertragungsreaktionen (auch) in Wasser. Sie ist eher eine speziellere Definition, hat aber eine sehr breite Anwendung in der Chemie und ist die üblichste Grundlage der Säure-Base-Definition.

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Definition nach Arrhenius

S. Arrhenius sah 1887 als charakteristische Merkmal einer Säure, dass sie in wässriger Lösung zu freibeweglichen, positiv geladenen Wasserstoffionen (H⁺-Ionen) und freibeweglichen negativ geladenen Anionen dissoziiert. Im Gegensatz dazu dissoziierte eine Base nach Arrhenius zu Kationen und OH⁻-Ionen. In dieser Definition sind Säuren und Basen auf Wasser als Lösungsmittel beschränkt. Im Gegensatz zu späteren Modellvorstellungen sagte Arrhenius nichts über die Wechselwirkungen der Wasserstoffionen mit Wasser aus. Saure oder basische Reaktionen von Substanzen, die weder H⁺ noch OH⁻-Ionen abgeben können, werden mit diesem Modell nicht erklärt.

• Beispiel für eine Säure nach Arrhenius:

• Beispiel für eine Base nach Arrhenius:

Definition nach Brønsted und Lowry

Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Lowry beschrieben 1923 unabhängig voneinander eine Säure als ein Teilchen, welches Protonen (H⁺-Ionen) an einen Reaktionspartner, die sogenannte Base übertragen kann. Im Gegensatz zu Arrhenius sind Basen und Säuren nicht mehr bestimmte Stoffklassen, sondern definierte Teilchen, welche bestimmte Eigenschaften in einer Reaktion mit H⁺-Ionen zeigen. Eine Säure-Base-Reaktion nennt man Protolyse.

• Man bezeichnet die Teilchen, welche die Protonen abgeben können, somit als Säuren oder Protonendonator.
• Teilchen, welche Protonen aufnehmen können, werden als Basen und demzufolge als Protonenakzeptoren bezeichnet.

Freie Protonen (H⁺) existieren zu keinem Zeitpunkt. Jede saure Reaktion hängt mit einer Base zusammen, an die die Säure ein Proton übertragen kann. Solche Systeme werden als Säure-Base-Paare bezeichnet, zwischen denen sich ein chemisches Gleichgewicht einstellt.

In dieser Reaktionsgleichung sind HX und HY⁺ Säuren, Y und X⁻ Basen. Säuren und Basen unterscheiden sich durch ihre Fähigkeit, Protonen aufzunehmen oder Protonen abzugeben. Die praktisch bedeutsamsten Reaktionen sind Reaktionen mit Wasser:

Die Lage des Gleichgewichts dieser Reaktion wird durch die Säurestärke bestimmt und wird durch Säurekonstante der Säure HX beschrieben.

Kann ein chemischer Stoff sowohl Protonen aufnehmen als auch abgeben, spricht man von einem Ampholyten oder der Eigenschaft amphoter zu sein. Der bekannteste Ampholyt ist Wasser, das sowohl die Bildung von OH⁻ als auch H₃O⁺ erlaubt.

Der Säurebegriff von Brønsted und Lowry erklärt im Gegensatz zu Arrhenius auch die Säure-Base-Reaktion von Wasserstoffchlorid-(HCl)- und Ammoniak-(NH₃)-Gas zu Ammoniumchlorid (NH₄Cl) trotz Abwesenheit von Wasser.

Beispiele für die Reaktion nach Brønsted:

• Reaktion von Chlorwasserstoffsäure und Wasser

• Reaktion von Schwefelsäure und Wasser

Definition nach Lewis

Gilbert Newton Lewis veröffentlichte 1938/1939 eine Abhandlung über seine Säure-Base-Theorie. Demnach ist eine Lewis-Säure ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor und eine Lewis-Base ein Elektronenpaardonator.

Zu den Lewis-Säuren zählen:

• Verbindungen mit unvollständigem Elektronenoktett wie: B(CH₃)₃, BF₃, SO₃, AlCl₃
• Metallkationen als Zentralatome in chemischen Komplexen
• Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen, beispielsweise CO₂
• Halogenide mit ungesättigter Koordination, beispielsweise SiCl₄ oder PF₅

Alle Basen nach Brønstedt und Lowry sind ebenfalls Basen nach Lewis.

Beispiel für eine Lewis Säure-Base Reaktion

Die Lewis-Säure AlCl₃ reagiert mit der Lewis-Base Cl^- unter Bildung des Lewis-Säure-Base-Addukts AlCl₄^-.

Definition nach Lux und Flood

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

Nach Lux und Flood sind Säuren Oxidionen-Akzeptoren, Basen Oxidionen-Donatoren. Man betrachtet dabei Nichtmetalloxide (beispielsweise SO₂, CO₂) als Säureanhydride, da sie in wässriger Lösung sauer reagieren, entsprechend sind Metalloxide (beispielsweise MgO, Fe₂O₃) Basenanhydride, da sie in wässriger Lösung Hydroxidionen bilden.

Definition nach Usanovich

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

„Eine Säure ist jede chemische Verbindung, die mit Basen reagiert, Kationen abgibt oder Anionen beziehungsweise Elektronen aufnimmt. Entsprechend ist eine Base jede Verbindung, die mit Säuren reagiert, Anionen oder Elektronen abgibt oder sich mit Kationen vereinigt.“

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

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

Konzept der harten und weichen Säuren und Basen nach Pearson

Ralph G. Pearson entwickelte 1963 das Konzept der harten und weichen Säuren und Basen (Hard and Soft Acids and Bases, HSAB-Konzept). Es lautet:

„Harte Säuren verbinden sich bevorzugt mit harten Basen und weiche Säuren verbinden sich bevorzugt mit weichen Basen.“

Betrachtet wird hierbei die Elektronegativität und die Polarisierbarkeit des betrachteten Teilchens:

Das Konzept gibt Tendenzen wieder, es gibt wenige absolut harte oder weiche Teilchen. Es hilft jedoch bei der Abschätzung über die Stabilität von Verbindungen. So kommt z. B. das weichere Fe²⁺ in der Natur als Sulfid vor, während das härtere Fe³⁺ als Hydroxid oder Oxid vorliegt.