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Der Säurebegriff
...im Alltag und in der Chemie
a) Der Säurebegriff im Alltag
Im alltäglichen Sprachgebrauch
meint man mit einer Säure einen Stoff, der sauer schmeckt oder ätzend
wirkt, bzw. andere Stoffe angreift. Die Säuren im Labor wie Salzsäure,
Schwefelsäure oder Salpetersäure
sind meist verdünnte Lösungen der reinen Säuren.
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Säuren sind auch in
vielen Stoffen des Alltags vorhanden. Entkalker enthalten eine Säure,
die Kalkverschmutzungen auflöst. Säuren
benötigt man auch zum Haltbarmachen von Lebensmitteln. Als Lebensmittel-Zusatzstoffe
befinden sie sich in vielen Getränken (Weinsäure,
Kohlensäure). Sie kommen in der Natur auch zahlreich vor (Essigsäure,
Milchsäure, Buttersäure).
Säuren wirken sauer und färben Universalindikatorlösung
rot.
Säuren können
unterschiedlich stark sein. Ihre Stärke hängt vom pH-Wert
ab. Je kleiner der pH-Wert umso stärker ist die Säure. Zu den
stärksten herkömmlichen Säuren gehören die Salpetersäure,
die Salzsäure und die Schwefelsäure.
Die Stärke der sogenannten "Supersäuren" lässt sich mit
dem pH-Wert allerdings nicht mehr ausdrücken. So ist ein Gemisch aus
10% Fluorsulfonsäure HSO3F und 90% Antimonfluorid
SbF5 eine Trillion mal (1015) so sauer wie
konzentrierte Schwefelsäure.
b) Der Säurebegriff in der chemischen
Fachsprache
Bei den Griechen und Römern
war eine Säure ein Stoff, der essigähnliche Eigenschaften aufwies.
Das lateinische Wort für sauer (acidus) leitete sich vom Essig
(lat. acetum) ab. Johann Rudolph
Glauber (1604-1670) stellte eine ganze Reihe an neuen Säuren her,
so gelang ihm erstmals die Herstellung von konzentrierter Salzsäure
und deren Salze. Der französische Chemiker Antoine
Lavoisier (1743-1794) glaubte noch im Jahre 1789, dass Sauerstoff
in allen Säuren vorhanden war. Das Prinzip "oxygène" sah er
als säureerzeugendes Prinzip im Sauerstoff vorliegen. Humphry
Davy (1778-1829) widerlegte Lavoisiers Theorie und zeigte 1812, dass
sich vom Chlor kein Sauerstoff abtrennen lassen konnte. Daraus folgerte
er, dass auch die Salzsäure keine sauerstoffhaltige Verbindung sein
kann, sondern dass Wasserstoff das kennzeichnende
Element von Säuren sein muss.
Den ionischen Charakter
von Säuren (und von Salzlösungen) erkannte der schwedische Chemiker
Svante Arrhenius (1859-1927). Nach
ihm enthalten wässrige Säuren in ihrer Lösung positiv geladene
Wasserstoff-Ionen und negativ geladene Säurerest-Ionen, Basen dagegen
positiv geladene Baserest-Ionen und Hydroxid-Ionen. Der dänische Chemiker
Johannes Nicolaus Brönstedt (1879-1947) erweiterte im Jahre 1923 den
Säure-Basebegriff. Nach Broenstedt
geben Säuren Protonen ab:
Säuren sind Protonenspender
Das folgende Beispiel
zeigt, was passiert, wenn sich die Säure Chlorwasserstoff
im Wasser löst. Der Chlorwasserstoff gibt ein Proton an das Wassermolekül
ab. Beim Chlor-Atom bleibt das übrige Elektron des Wasserstoff-Atoms
zurück und bildet dadurch einen negativen Ladungsüberschuss.
Es wird zu einem negativ geladenen Chlorid-Ion:
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Eine wässrige Lösung,
die Chlorid-Ionen und Hydronium-Ionen (H3O+-Ionen)
enthält, wird zwar als "Salzsäure" bezeichnet, doch für
einen Chemiker ist der Chlorwasserstoff die eigentliche Säure. Hier
zeigt sich, dass die Fachsprache nicht immer mit der Alltagssprache übereinstimmt.
In der Fachsprache ist die Base das Gegenteil
einer Säure. Basen nehmen Protonen auf. Daher wirkt das Wasser in
unserem Beispiel als Base. Das Vorhandensein von Ionen
in den wässrigen Lösungen der Säuren bewirkt eine elektrische
Leitfähigkeit der Flüssigkeit. Mit Metallen bilden Säuren
Salze, jede Säure bildet ein eigenes, typisches
>Salz.
Brönstedt-Säuren
und Brönstedt-Basen
Nach Brönstedt sind
Säuren Verbindungen, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren).
Basen sind demnach Verbindungen, die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren).
Die Protonenübertragungsreaktionen nach
Brönstedt nennt man auch Säure/Base-Reaktionen
(gelegentlich auch Protolyse
genannt). Beispiel:
Die Säure HA gibt
ein Proton an die Base B ab. Der Doppelpfeil verdeutlicht, dass die Reaktion
in beide Richtungen abläuft und sich ein chemisches Gleichgewicht
einstellt. Die Paare HA/A- und B/HB+ nennt
man korrespondierende Säure/Base-Paare.
Zur Verdeutlichung wird die oben beschriebene Säure/Base-Reaktion
des Chlorwasserstoffs mit Wasser herangezogen:
Hier ist das Chlorid-Ion
(Cl-) die korrespondierende Base zur Säure Chlorwasserstoff
(HCl) und das Hydronium-Ion (H3O+) die korrespondierende
Säure zur Base Wasser (H2O). Im Wasser selbst kann eine
Protolyse auch ohne ein Reaktionspartner stattfinden, es handelt sich dann
um eine >Autoprotolyse.
Die Stärke einer
Säure (oder einer Base) hängt davon ab, in wie weit sie in wässriger
Lösung zu Ionen dissoziiert. Starke Säuren wie die Salzsäure
oder die Salpetersäure sind in
wässriger Lösung zu fast 100% dissoziiert. Eher schwache Säuren
wie die Essigsäure dissoziieren
nur teilweise:
Wasser + Essigsäure 
Hydronium-Ion + Acetat-Ion
H2O
+ CH3COOH
H3O+ +
CH3CO2-
Bei einer Essigsäurelösung
mit der Konzentration 1mol/l stellt sich beispielsweise ein Gleichgewicht
ein, das noch stark auf der Seite links in der Gleichung liegt. Es sind
hierbei nur 0,4% der Essigsäuremoleküle zu Acetat-Ionen dissoziiert.
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