Säure-Base-Definitionen einfach erklärt: Brønsted & Co.

Hast du schon einmal ein Spiel gespielt, bei dem die Regeln plötzlich geändert werden mussten, weil jemand ein geniales Schlupfloch gefunden hat? Genau das ist in der Chemie bei den Säure-Base-Definitionen passiert!

Lange Zeit dachten Chemiker, sie wüssten genau, was eine Säure und was eine Base ist. Doch dann fanden sie Stoffe, die sich einfach nicht an die alten Regeln hielten. In dieser Lektion erfährst du, wie die Wissenschaftler die Regeln umschreiben mussten, um die wahre Identität von Säuren und Basen zu enthüllen.

Vorwissen

• Ionen: Elektrisch geladene Teilchen. Beispiel: Wasserstoff-Ionen ($\text{H}^+$) und Hydroxid-Ionen ($\text{OH}^-$).
• Säuren und Basen: Stoffe mit bestimmten Eigenschaften. Beispiel: Säuren schmecken sauer und färben bestimmte Farbstoffe rot, Basen (Laugen) fühlen sich seifig an.

Aufgabentyp 1: Die alten Regeln nach Boyle und Arrhenius

Wissenschaftler haben im Laufe der Zeit immer wieder versucht, Säuren und Basen zu definieren.

Im 17. Jahrhundert beschrieb Robert Boyle sie anhand von Dingen, die man sehen konnte: Säuren verändern die Farbe von Pflanzenfarbstoffen, und Basen sind Stoffe, die mit Säuren zu Salzen reagieren.

Im Jahr 1887 stellte Svante Arrhenius eine genauere Regel auf:

• Säuren sind Stoffe, die in Wasser Wasserstoff-Ionen ($\text{H}^+$) freisetzen.
• Basen sind Stoffe, die in Wasser Hydroxid-Ionen ($\text{OH}^-$) freisetzen.

Diese Regel funktionierte lange Zeit sehr gut. Aber es gab ein großes Problem: das Gas Ammoniak ($\text{NH}_3$). Wenn man Ammoniak in Wasser löst, entsteht eine basische Lösung. Nach der Arrhenius-Regel müsste Ammoniak also $\text{OH}^-$-Ionen freisetzen.

Wenn wir uns aber die Formel $\text{NH}_3$ ansehen, stellen wir fest: Da ist gar kein Sauerstoff ($\text{O}$) drin! Ammoniak kann also von sich aus gar keine $\text{OH}^-$-Ionen abgeben. Die Arrhenius-Regel hatte ein Schlupfloch und musste verbessert werden.

Aufgabentyp 2: Das Brønsted-Modell

Im Jahr 1923 löste der Chemiker Johannes Brønsted das Problem mit einer neuen Regel. Er erkannte, dass es bei Säure-Base-Reaktionen eigentlich um die Übergabe eines einzigen Teilchens geht: das Proton ($\textcolor{#08BFFF}{\text{H}^+}$).

• Säuren sind Protonendonatoren: Sie sind die 'Werfer'. Sie geben in einer Reaktion ein $\textcolor{#08BFFF}{\text{H}^+}$ ab.
• Basen sind Protonenakzeptoren: Sie sind die 'Fänger'. Sie nehmen das $\textcolor{#08BFFF}{\text{H}^+}$ auf.

Damit eine Base das Proton überhaupt fangen kann, muss sie eine wichtige strukturelle Voraussetzung erfüllen: Sie braucht ein freies Elektronenpaar. Das ist ein nicht-bindendes Elektronenpaar am Molekül, das wie ein Fanghandschuh wirkt, um das Proton festzuhalten.

Schauen wir uns die Bildung von Ammoniumchlorid an, um das zu verstehen:

Chlorwasserstoff ($\text{HCl}$) reagiert mit Ammoniak ($\text{NH}_3$).

$\textcolor{#08BFFF}{\text{H}}\text{Cl} + \text{NH}_3 \to \text{Cl}^- + \text{NH}_4^+$

Hier wirft die Säure $\text{HCl}$ ihr Proton zur Base $\text{NH}_3$. Das Ammoniak-Molekül hat ein freies Elektronenpaar, fängt das Proton auf und wird zum Ammonium-Ion ($\text{NH}_4^+$). Die entstandenen Ionen ($\text{NH}_4^+$ und $\text{Cl}^-$) bilden zusammen das Salz Ammoniumchlorid. Die alte Arrhenius-Regel ist damit überholt, denn wir brauchen gar kein Hydroxid-Ion mehr, um eine Base zu sein!

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Vergleiche die Teilchen auf der linken Seite (Vorher) mit der rechten Seite (Nachher) und achte auf die H⁺-Ionen.
2. Finde das Teilchen, das ein H⁺ abgegeben hat – das ist der Protonendonator (Säure).
3. Finde das Teilchen, das ein H⁺ aufgenommen hat – das ist der Protonenakzeptor (Base).

Durchgerechnete Beispiele

Aufgabentyp 3: Amphotere Teilchen

Manche Stoffe können sich nicht entscheiden – sie sind wie chemische Chamäleons. Je nachdem, mit wem sie reagieren, verhalten sie sich entweder als Säure oder als Base. Solche Stoffe nennt man amphotere Teilchen.

Das bekannteste Beispiel dafür ist Wasser ($\text{H}_2\text{O}$).

Fall 1: Wasser reagiert als Säure (Protonendonator)

Wenn Wasser auf Ammoniak ($\text{NH}_3$) trifft, gibt es ein Proton ab:

$\text{H}_2\text{O} + \text{NH}_3 \to \text{OH}^- + \text{NH}_4^+$

Hier wirft das Wasser das Proton zum Ammoniak.

Fall 2: Wasser reagiert als Base (Protonenakzeptor)

Wenn Wasser auf Chlorwasserstoff ($\text{HCl}$) trifft, nimmt es ein Proton auf:

$\text{H}_2\text{O} + \textcolor{#08BFFF}{\text{H}}\text{Cl} \to \text{H}_3\text{O}^+ + \text{Cl}^-$

Hier fängt das Wasser das Proton auf und wird zum Oxonium-Ion ($\text{H}_3\text{O}^+$). Wasser passt sich also immer seinem Reaktionspartner an!

Wichtige Erkenntnisse

• Säuren sind Protonendonatoren (sie geben $\textcolor{#08BFFF}{\text{H}^+}$ ab).
• Basen sind Protonenakzeptoren (sie nehmen $\textcolor{#08BFFF}{\text{H}^+}$ auf) und benötigen dafür ein freies Elektronenpaar.
• Amphotere Teilchen (wie Wasser) können je nach Partner sowohl als Säure als auch als Base reagieren.