Säuren

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Säuren

S√§uren sind im engeren Sinne alle chemischen Verbindungen, die in der Lage sind, Protonen (H+) an einen Reaktionspartner zu √ľbertragen ‚Äď sie k√∂nnen als Protonendonator fungieren. In w√§ssriger L√∂sung ist der Reaktionspartner im Wesentlichen Wasser. Es bilden sich Oxonium-Ionen (H3O+), der pH-Wert der L√∂sung wird damit gesenkt. S√§uren reagieren mit sogenannten Basen unter Bildung von Wasser und Salzen. Eine Base ist somit das Gegenst√ľck zu einer S√§ure und vermag diese zu neutralisieren.

Im weiteren Sinn beschreiben verschiedene S√§ure-Base-Konzepte wesentlich breitere Paletten von chemischen Reaktionen, die weit √ľber die oben erw√§hnten Reaktionen hinausreichen k√∂nnen.

Inhaltsverzeichnis

Historische Entwicklung des Wissens um Säuren

Wohl die √§lteste bekannte S√§ure (lat. acidum) ist Essig (lat. acetum), eine etwa f√ľnfprozentige w√§ssrige L√∂sung der Verbindung Essigs√§ure. S√§uren waren etwas Essigartiges (oxos od. acidus). In der Alchemie galt S√§ure als ein Urstoff. Die sauren Eigenschaften basierten auf einer einzigen Urs√§ure, die in verschiedenen Substanzen zur Wirkung kam. S√§uren lassen Kalk bzw. Carbonate aufsch√§umen, haben eine √§tzende Wirkung und einen sauren Geschmack. Bis Ende des 13. Jh. waren wohl neben Essig und anderen Pflanzens√§ften keine S√§uren bekannt. Erweiterte Kenntnisse bez√ľglich S√§uren wurden dem im 8. Jh. lebenden Geber zugeschrieben, sie basieren jedoch auf Schriften der deutlich j√ľngeren, sogenannten Pseudo-Geber. Es entwickelten sich Kenntnisse √ľber verschiedene anorganische S√§uren, die alle den Variet√§ten des Elements Wasser zugeschrieben wurden. Ab dem 18. Jh. wurden sie als Minerals√§uren bezeichnet.

  • Eine Herstellung von Salpeters√§ure (HNO3) wurde von den Pseudo-Geber vermutlich nach dem 13. Jh. als ‚Äěaufl√∂sendes Wasser‚Äú (aqua dissolutiva) oder ‚Äěstarkes Wasser‚Äú (aqua fortis) beschrieben. Dabei wurde Kupfervitriol mit Salpeter und Alaun auf Rotglut erhitzt. Es entweichen nitrose Gase, die mit Wasser Salpeters√§ure bilden. Man nannte diese S√§ure auch Scheidewasser, da sie Silber in einer chemischen Reaktion l√∂st, aber Gold nicht. J. R. Glauber beschrieb 1648 die Herstellung der konzentrierten (rauchenden) Salpeters√§ure (spiritus acidus nitri) durch Umsetzung mit Schwefels√§ure.
  • K√∂nigswasser, aus heutiger Sicht eine Mischung aus Salpeter- und Salzs√§ure, d√ľrfte √§hnlich fr√ľh bekannt gewesen sein, da es sich relativ einfach durch Umsetzung von Salpeters√§ure mit dem bekannten Salmiak gewinnen l√§sst. K√∂nigswasser war die K√∂nigin aller S√§uren, der nicht einmal Gold, der K√∂nig der Metalle, widerstehen konnte.
  • Schweflige S√§ure (H2SO3) ist sicher lange bekannt, da sie durch Verbrennung von elementarem Schwefel zu erhalten ist. Sicherlich war bei vielen Prozessen auch Schwefels√§ure (mit) dabei. Genauere Prozesse zur Darstellung von Schwefels√§ure (H2SO4) wurden aber erst 1597 von A. Libavius genauer beschrieben: a) Gl√ľhen von Eisen- oder Kupfersulfat, dem sogenannten Eisen- bzw. Kupfervitriol ‚Äď siehe hierzu auch Vitriolverfahren ‚Äď zum Oleum vitrioli (rauchender Schwefels√§ure) und b) Verbrennung von Schwefel und anschlie√üende Oxidation, die zu verd√ľnnten L√∂sungen (Oleum sulphuris) f√ľhrten. Eine technische Umsetzung gelang im 19. Jh. mit dem Bleikammerverfahren.
  • Salzs√§ure (HCl) als eigenst√§ndige Verbindung wurde erst Ende des 16. Jh. bekannt. Durch Gl√ľhen einer Mischung Kochsalz und Ton beschrieb A. Libavius eine Synthese. B. Valentinus beschrieb die Umsetzung von Vitriol und Kochsalz zu aqua caustica, dem √§tzenden Wasser. Intensive Untersuchungen durch J. R. Glauber im 17. Jh. f√ľhrten zu Glaubers Salzgeist (Spiritus salis Glauberianus) der sehr konzentrierten, sogenannten rauchenden Salzs√§ure bzw. dem Gas Wasserstoffchlorid.

Der wichtige Begriff Base als ph√§nomenologisches Gegenst√ľck zu S√§uren wurde im 17. Jahrhundert von Alchimisten wie G. E. Stahl, R. Boyle und G. F. Rouelle verwendet, weil ‚Äěbasische‚Äú Stoffe die nichtfl√ľchtige Grundlage zur Fixierung fl√ľchtiger S√§uren bildeten und die (√§tzende) Wirkung von S√§uren aufheben k√∂nnen. Grundlegende Schritte in die Chemie gelangen A. L. Lavoisier im 18. Jh., der bestimmten chemischen Verbindungen bestimmte Eigenschaften zuwies. Er dachte, dass S√§uren stets aus Nichtmetalloxiden und Wasser, sowie Basen aus Metalloxiden und Wasser entst√ľnden. J. von Liebig hingegen sah S√§uren als Wasserstoff-Verbindungen, die sich durch Metalle in Salze √ľberf√ľhren lassen.

1887 definierte S. Arrhenius S√§uren als Stoffe, die beim Aufl√∂sen in Wasser unter Abgabe von Protonen (H+) und Basen als Stoffe, die beim Aufl√∂sen in Wasser unter Abgabe von Hydroxidionen (OH‚ąí) dissoziieren. Gibt man S√§uren und Basen zusammen, neutralisieren sie sich unter Bildung von Wasser. Die Theorie war jedoch noch unzureichend, da Verbindungen ohne Sauerstoff nicht einbezogen wurden: Auch Ammoniak neutralisiert eine S√§ure. J. N. Br√łnsted und T. Lowry beschrieben 1923 unabh√§ngig voneinander die heute noch wichtigste Definition von S√§uren und Basen. Sie bilden die Basis der unten erl√§uterten Erkl√§rungen zur S√§ure.

Was sind Säuren?

Ohne n√§her auf verschiedene S√§ure-Base-Konzepte einzugehen, soll hier als Einstieg eine m√∂gliche und √ľbliche Betrachtungsweise beschrieben werden. Im engen Zusammenhang mit S√§uren stehen in der Regel und h√§ufig ohne ausdr√ľckliche Erw√§hnung die Anwesenheit und bestimmte Eigenschaften des Wassers. Reines Wasser unterliegt einer sogenannten Autoprotolyse. Hierbei entstehen aus dem Wasser in sehr kleinen und gleichen Mengen Oxoniumionen (H3O+) und Hydroxidionen (OH‚ąí):

\mathrm{1. \ H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}

In dieser Reaktionsgleichung des Wassers zeigt sich die Eigenschaft einer S√§ure, n√§mlich die F√§higkeit der Bildung von H3O+-Ionen in Wasser. Gleichzeitig bilden sich OH‚ąí-Ionen in Wasser ‚Äď eine der Eigenschaften, √ľber die eine Base verf√ľgen kann. Man bezeichnet jedoch Wasser weder als eine Base noch als eine S√§ure und nennt sein Verhalten neutral. Dies bezieht sich auf den pH-Wert, der die Konzentration der H3O+-Ionen in Wasser angibt. Reines Wasser hat den pH-Wert von 7, also eine sehr kleine Konzentration. Diese Reaktion ist, wie alle in diesem Abschnitt beschriebenen Reaktionen, eine Gleichgewichtsreaktion: Die Bildung der Ionen sowie deren Vereinigung zu Wasser findet st√§ndig und mit gleicher H√§ufigkeit statt. Neutral hei√üt also nicht, dass nichts passiert.

Als S√§uren kann man chemische Verbindungen bezeichnen, die in einer bestimmten Wechselwirkung mit Wasser stehen k√∂nnen. Sie verf√ľgen √ľber Wasserstoffatome, die ionen√§hnlich (ionogen) gebunden sind. So reagiert reine Essigs√§ure (H3C-COOH) mit Wasser und bildet dabei weitere H3O+-Ionen. Tritt eine solche Reaktion auf, kann man eine Verbindung als S√§ure bezeichnen. Neben dem Oxoniumion entstehen auch das Acetat-Anion H3C-COO‚ąí:

\mathrm{2. \ H_3C{-}COOH + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}COO^- + H_3O^+}

Essigs√§ure ist eine Carbons√§ure und im Vergleich zu anorganischen S√§uren wie Chlorwasserstoff eine eher schwache S√§ure. In w√§ssriger L√∂sung liegen ein guter Teil der Molek√ľle undissoziiert als H3C-COOH vor. Auch hier stellt sich z√ľgig ein Gleichgewicht ein. Die obige Reaktionsgleichung (2) l√§sst sich aus diesem Grund mit gleicher Berechtigung von rechts nach links lesen. Ein Acetat-Anion reagiert mit einem Oxoniumion zu Wasser und Essigs√§ure. In dieser Leserichtung findet eine basische Reaktion statt: die Umsetzung von Hydroxoniumionen zu Wassermolek√ľlen. Setzt man einer Essigs√§urel√∂sung in geeigneter Menge Acetat-Anionen, beispielsweise in Form des gut l√∂slichen Natriumacetats zu, kann die saure Eigenschaft der Essigs√§ure vollst√§ndig durch die basische Eigenschaft des Acetat-Ions kompensiert werden. Die w√§ssrige L√∂sung wird neutralisiert. Neutral hei√üt auch hier keineswegs, dass nichts in der L√∂sung passiert. Nur die Konzentration der H3O+-Ionen ist so gering wie in reinem Wasser.

Ergänzend soll nun die basische Reaktion betrachtet werden, die auftritt, wenn Natriumacetat in reinem Wasser gelöst wird:

\mathrm{3. \ H_3C{-}COO^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ OH^- + H_3C{-}COOH}

Hier bilden sich Hydroxidionen (OH‚ąí). F√ľgt man dieser Acetatl√∂sung eine geeignete Menge an w√§ssriger Essigs√§urel√∂sung zu, wird die L√∂sung neutral. Es stellt sich zwischen H3O+ und OH‚ąí das Gleichgewicht (1) ein, das zu Anfang als Grundeigenschaft von Wasser vorgestellt wurde und als Gleichung (1a) andersherum dargestellt ist.

\mathrm{1a) \ H_3O^+ + OH^- \ \rightleftharpoons \ H_2O + H_2O}
Eine S√§ure kann man als chemische Verbindung auffassen, die √ľber die F√§higkeit verf√ľgt, in w√§ssriger L√∂sung H3O+-Ionen zu bilden oder OH‚ąí-Ionen zu Wassermolek√ľlen zu √ľberf√ľhren. Eine Base hingegen verf√ľgt in w√§ssriger L√∂sung √ľber die F√§higkeit, OH‚ąí-Ionen zu bilden oder H3O+ zu H2O zu √ľberf√ľhren.

Viele als S√§ure bezeichnete Substanzen sind von vornherein w√§ssrige L√∂sungen und k√∂nnen nicht ohne weiteres als chemische Verbindungen verstanden werden, die √ľber ionogen gebundene Wasserstoffatome verf√ľgen. Salzs√§ure ist eine w√§ssrige L√∂sung des Gases Chlorwasserstoff (HCl) und gilt als eine starke S√§ure. In dieser L√∂sung liegt ‚Äď vor jeder praktischen Verwendung der S√§ure ‚Äď bereits das Gleichgewicht (4) vor, bei dem das Gleichgewicht fast vollst√§ndig auf der rechten Seite liegt.

\mathrm{4. \ HCl + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + Cl^-}

Der Chlorwasserstoff hat sein Potential, eine S√§ure zu sein schon l√§ngst ausgespielt, und es haben sich H3O+-Ionen gebildet. Die chemischen Auswirkungen, die durch eine praktische Anwendung der Salzs√§ure auftreten, sind auf Reaktionen der H3O+-Ionen zur√ľckzuf√ľhren. Die S√§ure ist das H3O+-Ion. Das Ma√ü f√ľr den S√§uregehalt (Konzentration) ist hier der pH-Wert, w√§hrend bei schw√§cheren S√§uren, wie Essigs√§ure das Ma√ü f√ľr die S√§urest√§rke, der pKs-Wert im Vordergrund steht. Starke und schwache S√§uren unterscheiden sich durch ihre Tendenz, ‚Äěgerne‚Äú oder ‚Äěweniger gerne‚Äú H3O+-Ionen in Wasser zu bilden. Im Abschnitt S√§ure-Base-Gleichgewicht werden diese Tendenzen n√§her beschrieben.

Die chemische Wirkung bei der praktischen Verwendung einer S√§ure geht meist auf H3O+-Ionen zur√ľck. Man kann die Oxoniumionen als die wichtigste S√§ure auffassen.

Säure-Base-Gleichgewicht

Bei der Protolyse nimmt ein Reaktionspartner (in der Regel Wasser), das von der S√§ure abgegebene Proton auf. Dies ist abzugrenzen von den Redoxreaktionen, bei denen Elektronen√ľberg√§nge stattfinden.

Die allgemeine Gleichgewichtsreaktion einer Säure HA in wässriger Lösung lautet:

\mathrm{5. \ HA + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + A^-}

Die S√§uren unterscheiden sich in ihrer Tendenz, H+-Ionen an Wasser zu √ľbertragen. Diese wird als S√§urest√§rke Ks bezeichnet und gibt die Gleichgewichtskonstante (S√§urekonstante) der S√§urereaktion an. Die S√§urekonstante wird h√§ufig in Form des pKs-Wertes angegeben, der als negativer dekadischer Logarithmus der S√§urekonstante definiert ist.

K_\mathrm{S} = \frac{c(\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+) \cdot c(\mathrm{A}^-)}{c(\mathrm{HA})}
\mathrm{p}K_\mathrm{S}=-\mathrm{log} \ K_\mathrm{S}

Säuren mit großem Ks-Wert (kleinem pKs-Wert) sind starke Säuren. Liegt ein pH-Wert einer Lösung, die eine Säure enthält, zwei Einheiten unter dem pKs-Wert, werden nur noch ein Hundertstel der H3O+-Ionen gebildet.

Mehrprotonige Säuren

S√§uren, die mehrere Protonen abspalten k√∂nnen, nennt man mehrprotonige S√§uren oder auch mehrbasige S√§uren. Schwefels√§ure (H2SO4) ist eine zweiprotonige (auch diprotonige), Phosphors√§ure (H3PO4) eine dreiprotonige (auch triprotonige) S√§ure. Das Bestreben der Abgabe der einzelnen Protonen (Protolyse) ist unterschiedlich gro√ü und l√§sst sich durch die S√§urekonstante (Ks) beschreiben. F√ľr die einzelnen Protolyseschritte gilt allgemein: Ks(I) > Ks(II) > Ks(III) (bzw. pKs(I) < pKs(II) < pKs(III)).

F√ľr Phosphors√§ure gilt:

\mathrm{H}_3\mathrm{PO_4 + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2PO_4^- + H_3O^+} K_\mathrm{S} = 7{,}4 \cdot 10^{-3} \mathrm{p}K_\mathrm{S} = 2{,}13 \
\mathrm{H_2PO_4^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ HPO_4^{2-} + H_3O^+} K_\mathrm{S} = 6{,}3 \cdot 10^{-8} \mathrm{p}K_\mathrm{S} = 7{,}20 \
\mathrm{HPO_4^{2-} + H_2O \ \rightleftharpoons \ PO_4^{3-} + H_3O^+} K_\mathrm{S} = 4{,}4 \cdot 10^{-13} \mathrm{p}K_\mathrm{S} = 12{,}36 \

pKS-Werte wichtiger Säuren

Siehe pKs- und pKb-Werte einiger Verbindungen.

Eigenschaften von Säuren

Die Eigenschaften von Säuren, insbesondere die von ihnen ausgehenden Gefahren, sind sehr unterschiedlich. Als Beispiele seien hier Salpetersäure (Hauptgefahr: ätzend), Blausäure (Starkes Gift) und Pikrinsäure (ein Sprengstoff) genannt.

  • S√§uren greifen besonders unedle Metalle und Kalk an, aber auch Kleidung, Haut und Augen (allgemein alle organischen Materialien) laufen bei Kontakt Gefahr, von der S√§ure zerst√∂rt zu werden.
  • Es gibt starke und schwache S√§uren. Chlorwasserstoff ist eine starke S√§ure und dissoziiert in Wasser vollst√§ndig. Die w√§ssrige L√∂sung nennt man Salzs√§ure. Essigs√§ure ist eine schw√§chere S√§ure und dissoziiert in Wasser nur zum Teil.
  • S√§uren kann man mit Wasser verd√ľnnen, dabei wird ihre Wirkung je nach Verd√ľnnung deutlich schw√§cher. Das Verd√ľnnen von konzentrierten S√§uren ist eine exotherme Reaktion. Es entsteht also viel W√§rme. Vor allem beim Verd√ľnnen von konzentrierter Schwefels√§ure kann die S√§urel√∂sung unkontrolliert wegspritzen. Daher gilt beim Verd√ľnnen die Regel, die S√§ure in das Wasser zu geben, nicht umgekehrt: ‚ÄěZuerst das Wasser, dann die S√§ure, sonst geschieht das Ungeheure.‚Äú
  • Es ist ein weit verbreiteter Irrtum, dass S√§uren immer Fl√ľssigkeiten sind. Bekannte Vertreter von S√§uren, die rein als Feststoff vorliegen, sind Vitamin C und Citronens√§ure, eine gasf√∂rmige S√§ure ist beispielsweise Chlorwasserstoff.
  • W√§ssrige L√∂sungen von S√§uren bewirken eine Farbver√§nderung von Indikatoren, zum Beispiel f√§rben sie blaues Lackmuspapier rot.
  • Die ‚ÄěGegenspieler der S√§uren‚Äú sind die Basen (Basenl√∂sung = Lauge). Sie k√∂nnen S√§uren neutralisieren. Auch Basen sind √§tzend und greifen viele andere Stoffe an, die mit S√§uren nicht unbedingt reagieren.
  • In Wasser gel√∂st leiten S√§uren den elektrischen Strom. Hierbei erfolgt eine Elektrolyse, bei der sich an der Kathode (dem Minuspol) Wasserstoff und an der Anode (dem Pluspol) der neutralisierte Stoff des S√§ureanions bilden, bei der Salzs√§ure z. B. Chlor. An der Kathode erfolgt eine Reduktion (Elektronenaufnahme) und an der Anode erfolgt eine Oxidation (Elektronenabgabe).

Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser

Analog zu den S√§ure-Base-Reaktionen die in w√§ssrigen L√∂sungen und unter Beteiligung des Wassers ablaufen, existieren Reaktionen in anderen Medien. In wasserfreiem Ethanol findet mit Chlorwasserstoff eine Reaktion statt, bei dem Ethanol die Rolle einer Base √ľbernimmt:

\mathrm{H_3C{-}CH_2{-}OH + HCl \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}CH_2{-}OH_2^+ + Cl^-}

In der Gasphase reagieren die Gase Ammoniak und Chlorwasserstoff unter Bildung des Salzes Ammoniumchlorid.

\mathrm{NH_3 + HCl \ \rightleftharpoons \ NH_4Cl}

In S√§ure-Base-Reaktionen k√∂nnen neben Wasser auch andere hinreichend polare L√∂sungsmittel als Reaktionspartner wirken. Ein gutes Beispiel ist die Autoprotolyse des fl√ľssigen Ammoniaks:

\mathrm{NH_3 + NH_3 \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + NH_2^-}

Beispiele f√ľr S√§uren

Wichtige Säuren sind:

Auch Salze mehrprotoniger S√§uren k√∂nnen als S√§uren wirken (‚Äěsaure Salze‚Äú), beispielsweise

Literatur

Historische Entwicklung der Säuren:

Siehe auch

Weblinks


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