Säure-Basen-Theorien

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Arrhenius[Bearbeiten]

Svante Arrhenius veröffentlichte 1887 seine "chemische Theorie der Elektrolyte", in diesem Zusammenhang schlug er vor, dass Elektrolyte in wässriger Lösung dissoziieren. hierauf basierend wurde eine Säure als Stoff definiert, die in wässriger Lösung ein H+ abgeben kann. Basen dagegen bilden ein OH-. Die Stärke der Säuren oder Basen ist abhängig davon in welchem Ausmaß die Säuren und Basen dissoziieren. Starke Basen oder Säuren dissoziieren vollständig. Neutralisationsreaktionen sind definiert als Reaktionen bei denen H+ und OH- zu Wasser reagieren. Der Nachteil dieses Konzepts ist, dass es sich nur auf wässrige Systeme bezieht und das Säuren und Basen nur diejenigen sind, die H+ und OH--Ionen ausbilden.

Kurz:

  • Säure gibt H+ ab: HCl H+ + Cl-
  • Base gibt OH- ab: NaOH Na+ + OH-
  • Dissoziation in Ionen
  • Nachteil: beschränkt sich auf Wasser als Lösemittel, keine quantitative Beschreibung der Säure/Basestärke und Ammoniak wäre nach Arrhenius keine Base

Brönstedt[Bearbeiten]

Johannes Brönstedt und Thomas Lowry haben unabhängig von einander ein erweitertes Säure-Basen-Konzept entwickelt. Danach ist eine Säure eine Substanz, die Protonen abgeben kann (Protonendonator). Eine Base ist eine Substanz, die Protonen aufnehmen kann (Protonenakzeptor). Die Säure-Base-Reaktion ist eine Übergabe von Protonen der Säure an eine Base. Bei der Reaktion

CH3COOH (aq) + H2O  H3O+ (aq) + CH3COO-

spielt die Essigsäure die Rolle der Säure. Essigsäure gibt ein Proton an das Wasser-Molekül ab und Wasser fungiert als Base. Die Reaktion ist reversibel, es stellt sich ein Gleichgewicht ein. Bei der Rückreaktion fungiert H3O+ als Säure und CH3COO- fungiert als Base. Säurebasenpaare nennt man konjugiert oder korrespondiert. Somit sind 2 Säurenbasenpaaare an der Reaktion beteiligt. Entsprechend bilden CH3COOH und CH3COO- bzw. H2O und H3O+ die jeweiligen Paare. Hat man eine starke Säure wie z.B. H-Cl ist Cl- die entsprechende schwache Base.

Säure1 + Base2  Base1 + Säure2 {Hinreaktion}
Base1 + Säure2  Säure1 + Base2 {Rückreaktion}


Kurz:

  • Säure gibt H+ ab: HCl + H2O H3O+ + Cl-
  • Base nimmt H+ auf: H2O + NH3 NH4+ + OH-
  • Vorteile: keine Beschränkung auf bestimmte Lösemittel, quantitative Beschreibung der Säure/Basenstärke und es erklärt warum Fe(III) sauer reagiert:

Fe3+: [Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(H2O)5OH]2+ + H3O+

Lewis[Bearbeiten]

Das Konzept von Brönstedt erweitert den Begriff der Base weitausmehr als den Säurebegriff. 1923 entwickelt Gilbert Lewis ein neues Konzept. Dieses Konzept ist unabhängig von H+-Ionen. Das Konzept wurde 1938 vollständig ausgearbeitet. Nach Lewis verfügt ein Atom einer Base über ein einsames Elektronenpaar. Eine Säure kann entsprechend ein Elektronenpaar einer Base aufnehmen und eine kovalente Bindung herstellen. Die Base wirkt als Elektronenpaar-Donator und die Säure als Elektronenpaarakzeptor.

Ein Beispiel für eine Säure-Basen-Reaktion die nur vom Lewiskonzept als solche erfasst wird ist die Reaktion von BF3 mit einer Base (F-) zu BF4-. Diese Moleküle wären vorher nicht als Säuren oder Basen aufgetreten, da weder H+- noch OH--Ionen an der Reaktion beteiligt sind.

Zu den Lewis-Säure zählen folgende Spezies:

  • Moleküle oder Atome mit unvollständigem Elektronenoktett, z.B. BF3, AlCl3 oder das S-Atom.
  • Viele einfache Kationen sind als Lewis-Säuren aufzufassen
Cu2+ + 4 |NH3 -> [Cu(-NH3)4]2+
  • Die Atome mancher Metalle können als Lewissäuren auftreten, zum Beispiel bei der Bildung von Metall-Carbonyl-Verbindungen wie Tetracarbonylnickel, das durch die Reaktion des Metalls mit Kohlenmonooxid entsteht:
Ni + 4CO -> [Ni(-CO)4]
  • Verbindungen von Elementen, deren Valenzschale über das Elektronenoktett hinaus aufgeweitet werden kann, wirken bei Reaktionen mit Oktettaufweitung als Lewis-Säuren, zum Beispiel SiF4, SnCl4, PF5; durch Reaktion mit Basen wie F- oder Cl- kommen sie zu 12 Valenzelektronen.
SiF4 + 2F- -> BF62-


Lösungsmittel saures Ion basisches Ion
H2O H3O+ OH-
NH3 NH4O+ NH2O-
H2NOH H3NOH+ HNOH-
CH3COOH CH3COOH2+ CH3COO-


Kurz:

  • Säure: Elektronenpaarakzeptor (elektrophil)
  • Base: Elektronenpaardonatot (nukleophil)
  • Nachteil: hier besteht ebenfalls (wie bei Arrhenius) nicht die Möglichkeit die Säure/Basenstärke quantitativ zu beschreiben.