Brönsted Säure
Brönsted-Säuren sind Teil der Säure-Base-Theorie nach Brönsted. Was es damit auf sich hat und wie sie funktioniert, erfährst du in diesem Beitrag und unserem Video .
Inhaltsübersicht
Was sind Brönsted-Säuren und -Basen?
Zu Säuren und Basen begegnen dir in der Chemie unterschiedliche Erklärungen. Das am meisten genutzte Modell ist die Säure-Base-Theorie nach Brönsted. Das ist eine Erklärung von Säuren und Basen, die die beiden Chemiker Johannes N. Brönsted und Thomas Lowry unabhängig voneinander aufgestellt haben.
Sie unterscheiden die Brönsted-Säuren und -Basen danach, ob sie Protonen aufnehmen oder abgeben:
- Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben. Du kannst sie deswegen auch Protonendonatoren (engl.: to donate = spenden) nennen.
- Basen nehmen im Gegensatz dazu Protonen auf. Sie bezeichnest du als Protonenakzeptoren (weil sie Protonen akzeptieren).
Aber Achtung: die Übergabe von Protonen funktioniert nur, wenn es sowohl eine Säure gibt, die ein Proton abgibt, als auch eine Base, die eines aufnimmt.
Brönsted: Säure-Base-Theorie
Gibt eine Brönsted-Säure ein Proton ab, bezeichnest du das als Deprotonierung, Säuren deprotonieren also. Nimmt die Brönsted-Base dann das Proton auf, heißt das Protonierung. Du sagst: Basen protonieren. Den kompletten Prozess der Protonierung und Deprotonierung nennst du Protolyse.
Damit eine Säure ein Protonendonator sein kann, muss sie mindestens ein Proton zur Abgabe besitzen. Du findest in ihrer chemischen Formel also mindestens ein Wasserstoffatom H. Beispiele für Brönsted-Säuren sind unter anderem Salzsäure (HCl) und Salpetersäure (HNO3).
Um das abgegebene Proton aufnehmen zu können, braucht die Brönsted-Base ein freies Elektronenpaar. Das ist nötig, weil sich das negativ geladene freie Elektronenpaar und das positiv geladene Proton elektrostatisch anziehen.
In der Strukturformel von Ammoniak (NH3) kannst du direkt am Stickstoff-Atom (N) einen Querstrich erkennen. Dieser steht für ein freies Elektronenpaar. Die Verbindung Ammoniak kann also ein weiteres Proton aufnehmen.
Protolysegleichung
Die Protolyse zwischen einer Säure und einer Base kannst du allgemein so darstellen:
HX + Y ⇌ X– + (HY)+
Das heißt, die Säure HX gibt hier also ihr Wasserstoffatom H an die Base Y ab.
Sehen wir uns beispielsweise einmal den Protonenübergang zwischen Salzsäure (HCl) und Ammoniak (NH3) an. In der Reaktionsgleichung sieht das so aus:
HCl + NH3 ⇌ Cl– + NH4+
Nach dem Zusammentreffen und der Protolyse von Salzsäure und der Base Ammoniak bleiben zwei neue Verbindungen übrig: Ein negativ geladenes Chlorid-Ion (Anion ) und ein positiv geladenes Ammonium-Ion (Kation ). Du sagst, Salzsäure deprotoniert zu einem Chlorid-Ion. Ammoniak protoniert dahingegen zu einem Ammonium-Ion.
Im Gegensatz zum Ammoniak kannst du bei der Strukturformel des Ammonium-Ions vier statt drei Wasserstoffatome (H) sehen. Das liegt daran, dass ein neues Wasserstoffatom bei der Protolyse aufgenommen wurde. Das Plus außerhalb der Klammer zeigt dir die positive Ladung der Verbindung. NH3 wurde also zu NH4+ protoniert.
Ampholyte
Ein sogenannter Ampholyt kann sowohl Protonen aufnehmen, als auch welche abgeben. Ein Beispiel dafür ist Wasser. Es kann nach Brönsteds Theorie sowohl als Säure, als auch als Base reagieren. Das ist abhängig von der Verbindung, mit der es reagiert.
Sieh dir zum Beispiel die Protolyse zwischen der Säure Chlorwasserstoff (HCl) und Wasser (H2O) an:
HCl + H2O ⇌ Cl– + H3O+
Hier übernimmt Wasser die Rolle der Base und wird protoniert. Übrig bleibt das positiv geladene Ion H3O+.
Betrachten wir nun statt dieser Reaktion einmal die Protolyse zwischen Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3). Die Gleichgewichtsreaktion sieht dabei folgendermaßen aus:
H2O + NH3 ⇌ OH– + NH4+
Die Base Ammoniak wird protoniert. Das Wasser tritt dabei als Brönsted-Säure auf und deprotoniert. Nach der Protolyse findest du statt Ammoniak ein positiv geladenes Ammonium-Ion vor. Außerdem hast du statt Wasser jetzt das negativ geladene Ion OH–.
Besonderheit: Als Ampholyte können Wasserstoffmoleküle auch untereinander reagieren. Du sprichst dabei von der Autoprotolyse.
Mehrprotonige Säuren
Mehrprotonige Säuren sind Säuren, die mehrere Protonen besitzen. Dementsprechend können sie auch mehr als ein Proton abgeben. Diese Säuren geben ihre Protonen dann immer nacheinander ab. Zwischen den einzelnen Protonenübergängen können sie durch die „frei gewordenen Plätze“ wieder neue Protonen aufnehmen.
Sie haben dann zeitweise einen amphoteren Charakter. Diese Bezeichnung kommt daher, dass sie dann wie Ampholyte sowohl als Säure als auch als Base auftreten können. Sie geben also entweder ein weiteres Proton ab, oder aber nehmen eines auf.
Ein Beispiel für eine mehrprotonige Säure ist Schwefelsäure (H2SO4). Du siehst an ihrer Strukturformel, dass sie zwei Protonen abgeben kann. Jedes Mal, wenn sie eines abgibt, hat sie wieder Platz, ein neues Proton aufzunehmen.
Wie wahrscheinlich es ist, dass eine Säure mit amphoterem Charakter Protonen aufnimmt oder abgibt, erkennst du an der Säurestärke. Sie wird mit dem pKs-Wert angegeben, über den du hier auch einen Beitrag finden kannst.
Säure
Brönsteds Säure-Base-Theorie ist aber nicht der einzige Ansatz zur Unterscheidung von Säuren und Basen. Falls du dir die Sichtweisen von Arrhenius oder Lewis dazu ansehen möchtest, empfehlen wir dir unseren Beitrag zur Säure .
