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B978-3-437-42836-4.00012-6

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978-3-437-42836-4

Abb. 12.1

[L253]

FluorwasserstoffFluorwasserstoff

Abb. 12.2

[L253]

Protonierung von Ammoniak zu Ammonium

Wichtige SäurenSäure – Überblick

Tab. 12.1
Säure Summenformel Strukturformel Protonigkeit Anionen
Chlorwasserstoff (Salzsäure) HCl einprotonig Cl Chlorid
Salpetersäure HNO3 NO3 Nitrat
Essigsäure C2H4O2 CH3–COO Acetat
Blausäure HCN CN Cyanid
Schwefelsäure H2SO4 zweiprotonig HSO4SO42− HydrogensulfatSulfat
Schwefelwasserstoff H2S HSS2− HydrogensulfidSulfid
Kohlensäure H2CO3 HCO3CO32− HydrogencarbonatCarbonat
Oxalsäure C2H2O4 Oxalat
Phosphorsäure H3PO4 dreiprotonig H2PO4 Dihydrogenphosphat (primäres Phosphat)
HPO42− Hydrogenphosphat (sekundäres Phosphat)
PO43− Phosphat (tertiäres Phosphat)
Citronensäure C6H8O7 Citrat

Säuren und Basen

Definitionen

SäureBaseIn vielen Lehrbüchern werden die Definitionen von Säuren und Basen im Verlauf der vergangenen Jahrhunderte aufgeführt. Wir kommen sofort zu den beiden Definitionen, die euch im Studium begegnen werden.
  • BrønstedBrønsted-Säure (die wichtigere): Säuren sind Verbindungen, die ein Proton abgeben (Protonen-DonatorenProtonenDonatoren). Basen sind Verbindungen, die ein Proton aufnehmen (Protonen-AkzeptorenProtonenAkzeptoren).

  • LewisLewis-Säure: Säuren lagern Elektronenpaare an (Elektronenpaar-AkzeptorenElektronenpaarAkzeptoren). Basen geben Elektronenpaare ab (Elektronenpaar-DonatorenElektronenpaarDonatoren).

Bernd singt polnische Dancehits – Brønsted-Säure = Protonen-Donator

Weil die Definitionen überaus wichtig sind, gibt es nun eine kleine Beispielfrage. Nutzt die Eselsbrücken, damit auch unter Stress keine Unsicherheiten aufkommen!
Welche Aussage ist richtig?
a) Lewis-Säuren sind Protonen-Akzeptoren.
b) Brønsted-Basen sind Protonen-Akzeptoren.
c) Lewis-Basen sind Elektronenpaar-Akzeptoren.
Ihr seht, dass hier mit den Begriffen Akzeptor/Donator, wie auch mit Proton/Elektron, „gespielt“ wird. Am wenigsten verwirrt werdet ihr sein, wenn ihr euch nur den Anfang der Antwortmöglichkeit anschaut, euch die Definition (also z. B. was eine Lewis-Säure macht) selbst herleitet und dann schaut, ob dies mit dem Rest der Antwort übereinstimmt! Dieser Ansatz ist bei MC-Klausuren generell hilfreich.
In diesem Fall ist b) die richtige Antwort.

Mithilfe der Definitionen von Säure und Base lassen sich chemischen Reaktion vorhersagen.

Betrachten wir eine Verbindung der Elemente Wasserstoff und Fluor (Atombindung) (Abb. 12.1).
Um zu verstehen, warum dieser Stoff ein Proton abgibt, erinnern wir uns an das Konzept der ElektronegativitätElektronegativität (das Vermögen eines Stoffes, Elektronen an sich zu ziehen). Wie bereits erklärt, nimmt diese im Periodensystem von „links unten“ nach „rechts oben“ zu.
In unserem Fall bedeutet das, dass Fluor das bindende Elektronenpaar fast gänzlich zu sich zieht. Sobald nun ein anderer Stoff auftaucht, der z. B. ein freies Elektronenpaar besitzt, wird sich das positiv geladene Proton zur negativen Ladung dieses Elektronenpaars hingezogen fühlen und an dieses binden. Das ursprünglich bindende Elektronenpaar des HF verbleibt beim Fluor und verursacht dort eine negative Ladung. Als Beispiel soll uns die Reaktion des Fluorwasserstoffs (auch Flusssäure genannt) mit Wasser dienen:
Das „Zerfallen“ einer Säure (in diesem Fall ist HF schließlich der Protonen-Donator) bezeichnet man auch als Dissoziation oder Protolyse. Zu beachten ist, dass dieser Zerfall nur stattfindet, wenn auch ein Akzeptor für das Proton vorhanden ist. Warum? Weil das Proton eine im Vergleich zu seiner Ladung sehr kleine Masse hat. Es wird quasi von seiner Ladung sofort zu einem Teilchen „geschleift“, an das es binden kann. Bei der Reaktion geladene sind Teilchen entstanden: Ionen. Das positiv geladene H3O+-Ion wird Oxonium-Ion genannt.
Warum kann man die Begriffe Proton, Wasserstoffkern und H+ als Synonyme verwenden? Aus dem Periodensystem erkennt ihr, dass Wasserstoff die Ordnungs- und Massenzahl 1 hat. Sein Kern besteht folglich nur aus einem Proton. Da er keine Ladung hat, muss sich in seiner Hülle noch ein negativ geladenes Elektron befinden. Ein Wasserstoffkern ist also ein Wasserstoff-Atom ohne das Elektron in der Hülle – und der besteht eben aus dem Proton. Ohne das Elektron kommt es zu einer positiven Ladung, weshalb man H+ schreibt, um den Unterschied zum ungeladenen Atom zu verdeutlichen.
Wir haben gesehen, dass Moleküle Protonen abgeben, wenn ein Wasserstoffteilchen an einer kovalenten Bindung beteiligt ist, bei der ihm das bindende Elektronenpaar fast völlig entzogen ist. Wann könnte ein Stoff außerdem Protonen abgeben? Ganz einfach: Wenn es mehr hat „als es braucht“, also das Molekül insgesamt positiv geladen ist. Dies trifft u. a. auf das Oxonium-Ion aus unserem Beispiel zu.
Wir erkennen: Aus dem Wasser, das ein Proton aufnimmt, also als Base reagiert, entsteht ein Stoff, der selbst ein Proton abgeben könnte, also als Säure reagieren kann. Umgekehrt ist aus HF ein Ion entstanden, das negativ geladen ist, sodass positiv geladene Protonen von ihm angezogen werden. Es kann demnach Protonen akzeptieren und als Base reagieren (Warum es das meistens aber nicht tun wird, erfahrt ihr später)!
Dass aus einer Säure im Zuge einer Dissoziation eine Base wird, ist nicht ungewöhnlich, sondern die Regel. Eine Säure und die aus ihr entstandene Base bezeichnet man als konjugiertes/korrespondierendes Säure-Base-Paar (das gilt natürlich auch für die aus einer Base entstandene Säure!).

Typische Säuren

Man kann Säuren grob in zwei Gruppen gliedern: Die Sauerstoff- bzw. OxosäurenOxosäure, in denen die Protonen, die abgegeben werden sollen, an Sauerstoff-Atome gebunden sind, und alle anderen Säuren. Auch wenn dies i. d. R. nicht abgeprüft wird, kann man mit einigen zusätzlichen Informationen leicht die Stärke von Säuren, auch ohne Kenntnis der pH- und pKs-Werten, die ihr noch kennenlernen werdet, abschätzen, was durchaus nützlich ist:
  • Die „Nicht-Oxosäuren“: Wie im Fluorwasserstoff ist das Proton direkt an ein elektronegatives Atom gebunden. Grundsätzlich ist zu beachten, dass die Säurestärke, wie oben beschrieben, mit hoher Elektronegativität zunimmt. Allerdings spielt der Atomradius noch eine größere Rolle. H+-Ionen können sich leichter von Atomen mit großem Radius lösen als von solchen mit einem kleinen Radius. Daher ist etwa Tellurwasserstoff trotz der geringeren Elektronegativität des Tellurs eine wesentlich stärkere Säure als Schwefelwasserstoff.

  • Oxosäuren: Die Mehrzahl der Säuren, die euch im Verlauf der Medizinerkarriere begegnen werden, sind Sauerstoffsäuren. Die Summenformel einer solchen Säure besteht typischerweise aus mehreren Wasserstoff-Atomen, Sauerstoff-Atomen und einem Atom einer anderen Sorte.

Die PhosphorsäurePhosphorsäure soll uns als typisches Beispiel einer Oxosäure dienen. Ihre Summenformel lautet:
Versucht, bevor ihr weiterlest, die Strukturformel dieser Säure zu zeichnen. Ihr werdet hier mit dem Problem konfrontiert, die OktettregelOktettregel nicht erfüllen zu können, egal wie ihr die Atome auch anordnet. Das müsst ihr allerdings auch nicht: Da ab der dritten Periode eine sog. OktettaufweitungOktettaufweitung möglich ist, kann der Phosphor mehr als 8 Valenzelektronen haben, also die Edelgaskonfiguration überschreiten. Wenn ihr eine Sauerstoffsäure zeichnen wollt, könnt ihr euch mit einer zugegebenermaßen recht unwissenschaftlichen Methode helfen, solange euch die Summenformel bekannt ist:
  • 1.

    Ordnet alle Sauerstoff-Atome um das „Nicht-Wasser-nicht-Sauerstoff-Atom“ an.

  • 2.

    Ordnet jedem Sauerstoff- ein Wasserstoff-Atom zu (sofern genug vorhanden).

  • 3.

    Zeichnet die Bindungselektronenpaare ein (Sauerstoff will i. d. R. zwei Bindungen eingehen).

  • 4.

    Ergänzt die freien Elektronenpaare.

Mit diesem Wissen könnt ihr alle für euch wichtigen Sauerstoffsäuren zeichnen. Versucht nun einmal einige Säuren, ausgehend von ihrer Summenformel, zu zeichnen und schaut euch im Anschluss ihre Strukturformeln an.
Wovon hängt nun die Stärke einer Sauerstoffsäure ab? Vor allem von der Elektronegativität des Atoms in der Mitte.
Hier wird der etwas umständliche Begriff „Atom in der Mitte“ verwendet, da Zentralteilchen oder Zentralatom Begriffe aus der Komplexchemie sind!
Denn je stärker diese ist, desto mehr werden die Elektronen des Sauerstoffs zu ihm hingezogen, sodass auch das bindende Elektronenpaar zwischen Wasserstoff und Sauerstoff vom Kern des Wasserstoffs weggezogen wird, was es diesem erleichtert, sich zu lösen. Wenn mehrere OH-Gruppen um das Atom in der Mitte angeordnet sind, „ziehen“ sie quasi alle an dessen negativ geladenen Elektronen, was dazu führt, dass das Atom selbst positiver wird und nun ebenfalls stärkere Anziehungskräfte auf die Elektronen der gesamten Verbindung auswirkt. Folglich steigt die Säurestärke auch mit der Anzahl der O-Atome, die sich um das Atom in der Mitte anordnen, was sich ganz leicht aus der Summenformel herauslesen lässt.
Wichtige Säuren sind Schwefelsäure, Chlorwasserstoff, „Kohlensäure“, Phosphorsäure, Zitronensäure.
Wann spricht man von einer starken Säure? Auch bei der Dissoziation von Säuren und Basen stellt sich ein Gleichgewicht ein. Da die Reaktion nicht vollständig abläuft, geben nicht alle Säuremoleküle ihre Protonen ab. Bei starken Säuren ist das aber nur bei vergleichsweise wenigen Molekülen der Fall.
Das Gleichgewicht der Protolyse liegt auf der Produktseite. Somit liefert eine starke Säure in Wasser wesentlich mehr H3O+-Ionen als die gleiche Menge einer schwachen Säure.

Typische Basen

Nach Brønsted-Definition sind Basen Protonen-Akzeptoren. Eine Verbindung wie AmmoniakAmmoniak kann in Wasser an seinem freien Elektronenpaar H+-Ionen anlagern, und bildet so ein Ammonium-Ion (Abb. 12.2). Das Wassermolekül, das ein H+-Ion abgegeben hat, ist nun ein negativ geladenes OH-Ion. Alle Basen bilden in Wasser OH–-Ionen. So gibt es auch Verbindungen, die bereits ein OH-Ion enthalten, und dieses in Wasser lediglich freisetzen, wie z. B. NaOH (Natriumhydroxid, in Wasser gelöst spricht man von NatronlaugeNatronlauge). Das heißt allerdings nicht, dass alle OH-Ionen, die letztlich im Wasser herumschwimmen, genau die aus dem NaOH sind. Schließlich kann ein OH-Ion auch ein Proton von einem Wassermolekül aufnehmen, das nun seinerseits zu einem OH-Ion wird.
Da OH-Ionen negativ geladen sind, enthalten die basisch reagierenden Verbindungen, in denen sie vorkommen, meist noch positive Metallionen, wodurch sie sich gut identifizieren lassen.

Ampholyte

AmpholytWir haben gesehen, dass Wasser, wenn es mit Fluorwasserstoff (HF) reagiert, Protonen aufnimmt und H3O+-Ionen bildet, also als Base reagiert. In der Reaktion mit Ammoniak (NH3) gibt Wasser jedoch Protonen ab, bildet also OH-Ionen. Es reagiert als Säure. Verbindungen, die sowohl als Base wie auch als Säure reagieren können, bezeichnet man als amphotere Verbindungen oder auch Ampholyte.

Zusammengesetzte Ionen

IonenVielleicht erinnert ihr euch: Es gibt Ionen, die nicht nur aus einem einzigen geladenen Atom bestehen. Mittlerweile habt ihr schon Ionen kennengelernt, bei denen es sich nicht um geladene Atome, sondern um geladene Moleküle handelt, wie etwa das OH-Ion. Ihr könnt die Salzformeln für Salze, die solche Ionen enthalten, nach dem gleichen Muster aufstellen, mit dem ihr bereits arbeitet, denn die Verhältnisse der Ionen im Salz richten sich nur nach der Ladung.
Um euch die Ladung von solchen Ionen schnell herleiten zu können, müsst ihr eigentlich nur die Verbindungen kennen, aus denen sie entstehen. Wenn ihr wisst, dass Hydroxid-Ionen aus Wasser durch Abgabe eines Protons entstehen, wisst ihr, dass sie einfach negativ geladen sein müssen.
Die Nomenklatur dieser Ionen kann sich allerdings schwieriger gestalten: Da sie i. d. R. aus Stoffen hervorgehen, die als Säure reagieren, sind sie negativ geladen, also Anionen, sodass man den lateinischen Namen des Elements verwendet. Für große Verwirrung unter Studenten sorgen häufig die Endungen: Normalerweise verwenden wir für Anionen id. Sind die Anionen allerdings durch Dissoziation einer Sauerstoffsäure entstanden, kommen die Endungen at oder it infrage. Sich hier zu sehr in Details zu verlieren, lohnt sich nicht. Prägt euch einfach Namen von zusammengesetzten Ionen, die euch oft begegnen, ein (Tab. 12.1).

Zusammenfassung

  • Säuren sind Verbindungen, die ein Proton abgeben (Protonen-Donatoren). Basen sind Verbindungen, die ein Proton aufnehmen (Protonen-Akzeptoren).

  • Ampholyte können als Säuren und als Basen reagieren.

  • Man unterscheidet Oxosäuren von „Nicht-Oxosäuren“.

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