Chemie Grundlagen

Säuren und Basen

Für Säuren und Basen gibt es mehrere Definitionen. In diesem Beitrag gehen wir näher auf deren Eigenschaften und Reaktionen ein.

Du möchtest dir das Thema lieber erklären lassen? Dafür haben wir dir hier ein Video erstellt.

Inhaltsübersicht

Säuren und Basen Chemie einfach erklärt

In der Chemie gibt es verschiedene Begriffsdefinitionen der Säuren und Basen. Die gängigste Definition, welche du auch in der Schule kennengelernt hast, ist die von Johannes Brønsted und Thomas Lowry. Sie definiert Säuren als Teilchen, die Protonen an andere Teilchen den Basen abgeben können. Somit gibt die Säure Protonen ab und eine Base nimmt Protonen auf.

Definition nach Brønsted und Lowry

Säuren sind Protonendonatoren und Basen sind Protonenakzeptoren.

Basen und Säuren

Ein Proton wird in der Chemie häufig als H+ dargestellt. Das ist das Kation des Wasserstoffs. Wird ein Elektron von dem normalen Wasserstoff entfernt, so bleibt nur noch das Proton im Atomkern übrig. Das ist der Grund, weshalb das Kation auch als Proton bezeichnet wird.

Für Reaktionsgleichungen  von Säuren und Basen nach Brønsted und  Lowry bedeutet das nichts anderes als, dass Säuren Wasserstoff-Ionen abgeben und Basen Wasserstoff-Ionen aufnehmen möchten.

Als Merkhilfe kannst du dir vorstellen, dass Säuren sauer sind und deshalb ihre Protonen nicht mehr haben wollen und abgeben. Wichtig ist aber, dass die Abgabe nur stattfindet, wenn das Proton eine Base aufnimmt. Ein freies Proton ist sehr reaktiv und kann aus dem Grund nur abgegeben werden, wenn es woanders aufgenommen werden kann.

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Säuren und Basen nach Brønsted

Mit dieser Definition gilt folgende Gleichgewichtsreaktion:

Säure ⇌ Base + Proton

Säure Base Reaktion

Bei einer Säure Base Reaktion, reagiert, wie der Name schon sagt eine Säure mit einer Base. Wir schauen uns jetzt das Ergebnis von einer solchen Reaktion an.

Eine Brønsted-Säure stellt man mit der Abkürzung HA und eine Base mit B dar.

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Brønsted Säure und Base Reaktion

Bei einer Säure Base Reaktion reagiert die Säure HA zu ihre korrespondierende Base A und eine Base B wird zu ihrer korrespondierenden Säure HB+. An der allgemeinen Darstellung kannst du sehen, dass ein Proton H+ von der Säure zur Base übergeht.

Schauen wir uns eine Beispielreaktion von Salzsäure (HCl) mit Wasser (H2O) an:

HCl + H2O ⇌ Cl + H3O+

Hier ist HCl die Säure und Wasser die Base. Diese Reaktion lässt sich jetzt in zwei Teilreaktionen aufteilen, die auch zusammen als Protolyse bezeichnet werden. Einmal in die Protonenabgabe und einmal in die Protonenaufnahme:

  • Protonenabgabe: HCl → Cl + H+
  • Protonenaufnahme: H2O + H+ → H3O+

HCl gibt sein Proton ab und wird dadurch zu Cl. Dieses Proton reagiert nun mit Wasser zu einem Hydronium-Ion H3O+.

Wir haben dir ein paar Säuren und Basen mit ihren jeweiligen Gegenionen gesammelt:

Name Summenformel Gegenion
Flusssäure HF F
Salpetersäure HNO3 NO_3^-
Salpetrige Säure HNO2 NO_2^-
Phosphorsäure H3PO4 PO_4^3-
Kohlensäure H2CO3 CO_3^2-
Salzsäure HCl Cl
Schwefelsäure H2SO4 SO_4^{2-}
Schwefelwasserstoff H2S S2-
Ammoniak NH3 NH_4^+
Kaliumhydroxid KOH K+
Natriomhydroxid NaOH Na+

Um herauszufinden, ob eine Säure stark sauer ist kann man sich den pKS-Wert anschauen. Dieser Wert gibt an wie stark das Bestreben der Säure ist, ein Proton abzugeben und ist auf die Säurekonstante zurückzuführen, die für jede Säure anders ist. Analog gibt es für Basen einen pKB-Wert der von der jeweiligen Basenkonstante abhängig ist.

Bei Säuren bedeutet ein hoher pKS-Wert, dass die Säure stark sauer ist. Für Basen ist das genau andersrum. Je niedriger der pKB-Wert, desto stärker die Base.

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Säure- und Basenkonstante

Nun zum charakteristischen pH Wert . Dieser gibt an wie sauer oder basisch sich eine Lösung verhält und damit auch wie viele Hydronium- bzw. Hydroxid-Ionen in dieser vorhanden sind. Der pH-Wert hat keine Einheit und ist auf einer logarithmischen Skala von 0 bis 14 definiert. 7  bedeutet dabei, dass eine Lösung neutral ist und weder Säure- noch Basencharakter aufweist. Da die Skala dem Zehnerlogarithmus folgt, bedeutet das, dass eine Säure mit pH-Wert 4 bereits 10-mal saurer ist, als eine Säure mit pH-Wert 5. Und sogar 100-mal saurer als eine Säure mit pH-Wert 6.

Wasser ist neutral und hat den pH-Wert 7 und Cola beispielsweise 2,5. Für Fische – und auch für alle anderen Lebewesen – können zu viele Hydronium- bzw. Hydroxid-Ionen schädlich sein.

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pH-Wert

Neutralisation

Genauso wie sich zwei gleichstarke Kräfte aufheben können, können sich eine Säure und eine Base gegenseitig ausgleichen, wenn sie gleich stark sind. Mischt man zum Beispiel zu gleichen Teilen Salzsäure und Natronlauge zusammen, entsteht dabei eine neutrale Kochsalzlösung mit einem pH-Wert von 7. Diesen Vorgang nennt man Neutralisation.

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Neutralisation

Ampholyte

Es gibt ein paar chemische Stoffe, die sich sowohl als Base oder auch Säure verhalten. Zum Beispiel die Schwefelsäure H2SO4 , Wasser H2O und Ammoniak NH3. Diese werden dann auch als Ampholyte bezeichnet.

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Wasser mit Salzsäure oder Ammoniak

In Gegenwart von Salzsäure verhält es sich als Base und nimmt ein Proton auf, aber in Gegenwart von Ammoniak gibt Wasser ein Proton ab und zeigt somit Säure-Charakter.

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Wasser als Ampholyt

Autoprotolyse

Ampholyte können mit sich selbst reagieren. Ein solcher Stoff besitzt die Fähigkeit zur Eigendissoziation. Das bedeutet, dass sich die H2O-Moleküle selbst in Hydronium– und Hydroxidionen zersetzen. Hierbei wandern dann Protonen von einem Wassermolekül zum anderen und bilden somit ein Hydroxidion und ein Hydronium-Ion. Die Eigendissoziation bezeichnet man auch als Autoprotolyse. Sie ist der Grund dafür, dass auch destilliertes Wasser schwach elektrisch leitend ist.

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Eigendissoziation von Wasser

Die Autoprotolyse von Wasser ist dabei folgende Gleichgewichtsreaktion:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH


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