Säuren und Laugen

So, mal wieder Zeit für eine Folge des Chemie Grundkurses. Heute beschäftige ich mich mal mit dem Konzept von Säuren und Basen. Die meisten können ja ein paar Säuren aufzählen. Populär sind z.B. Salzsäure und Schwefelsäure. Manche kennen auch Basen (Laugen im Volksmund) wie Kalilauge oder Natronlauge. Aber mal zum chemischen Konzept.

Es wurde entdeckt, dass im Wasser selbst im reinsten Fall nicht nur aus Wassermolekülen besteht. Das Wassermolekül zerfällt zu einem kleinen Teil in ein H⁺ und ein OH^– Ion. Das geschieht recht selten, nur bei jedem 10 Millionensten Wassermolekül geschieht dies. So gibt es 10^-7 H+ und 10^-7 OH^– Ionen im Wasser. Das Produkt ergibt dann eine wichtige Konstante: 10^-14. Säuren sind nun Stoffe die leichter als das Wasser H⁺ Ionen abgeben und dadurch die Menge an H⁺ im Wasser erhöhen und Basen geben leichter OH^– ab und erhöhen so die Konzentration an OH^–.

Dabei ist das Produkt der Konzentration von OH^– und H⁺ immer konstant. Hat also eine Säure die Konzentration von H+ auf 10^-4 erhöht, so sinkt die von OH^– auf 10^-10, sodass das Produkt immer noch 10^-14 beträgt. Daher hat man diese Eigenschaft des Wassers genommen, um die Menge einer Säure oder die Stärke einer Säure (analog Basen) zu quantifizieren. Logarithmiert man die Konzentration an H⁺, so erhält man im Wasser einen Wert von 0 (10⁰) bis 14 (10^-14). Neutrales Wasser hat einen Wert von 7. Das ist der ominöse pH Wert, von dem man ab und an hört. Säuren haben einen von kleiner als 7, basische Lösungen einen von mehr als 7.

Klassische Säuren nennt der Chemiker auch Brönstedt Säuren. (Brönstedt Säuren/Basen). Es sind Verbindungen die Protonen abgeben, die dann im Wasser zu dem H₃O⁺ Ion reagieren. Salzsäure, Schwefelsäure oder Salpetersäure reagieren so. Sie enthalten entweder ein stark elektronegatives Zentralatom wie die Salzsäure, oder Sauerstoffatome entziehen dem Zentralatom Elektronen, sodass es gerne von einem Wasserstoff sich die Elektronen „ausleiht“. Im Allgemeinen findet man diesen Effekt bei zahlreichen Säuren. Das Gegenteil ist bei Basen der Fall. Kalilauge oder Natronlauge bestehen aus Zentralatomen die nur eine geringe Elektronegativität aufweisen. (siehe dieser Blog von mir). Brönstedt Basen sind daher Protonen Akzeptoren. Die einen Substanzen geben also Protonen an das Wasser ab und die anderen entziehen aus diesem die Protonen, wodurch die Anzahl der OH^– Ionen ansteigt.

Bei organischen Verbindungen findet man z.B. die Säuregruppe -COOH, d.h. an einem Kohlenstoffatom ist ein Sauerstoff doppelt gebunden und einer über einer Einfachbindung. Das shwächt die dortige -OH Bindung so sehr, dass dort das Proton komplett abgegeben wird. Übrigens schlägt auch hier die Edelgaskonfiguration zu: Das Proton hat gar keine Elektronen mehr und der Sauerstoff nun acht.

Im Prinzip kann man damit alle Säuren und Laugen erklären, die man als Laie so kennt. Ich will der Vollständigkeit halber noch erwähnen, dass es noch eine weitere Definition gibt, die der Lews-Säure/Base. Sie löst sich los von den Protonen und geht über auf eine allgemeine chemische Eigenschaft, die freier Elektronenpaare. Doch für einfache Säuren reicht die alte Brönstedt Definition aus. Jede Brönstedt Säure ist auch eine Lewissäure. Andere Verbindungen die nur schwach sauer reagieren kann man aber nur nach Lewis erklären.

Wichtig wäre noch zu wissen, das Säuren unterschiedliche Stärken haben können. Bei der Salzsäure wird praktisch jedes Molekül ein H⁺ Ion abgeben. Doch dem muss nicht so sein. Andere Säuren sind nur „mittelstark“ wie z.B. die Phosphorsäure. Zahlreiche organische Säuren wie die Essigsäure, Zitronensäure etc. sind schwach. Bei diesen Molekülen gibt nicht jedes Molekül ein H⁺ Ion ab, sondern nur ein kleiner Bruchteil. (Bei der Essigsäure nur etwa jedes 100.000 ste Molekül). Das merkt man auch beim p.H Wert: Gibt man ein Mol (eine bestimmte Anzahl an Atomen)  einer Starken Säure ins Wasser so sinkt der pH Wert auf 0, Bei einer schwachen Säure nur gering, bei vielen organischen Säuren z.B. maximal auf einen Wert von 3. Dasselbe Phänomen kennen wir auch bei Basen. Auch hier gibt es starke Basen wie Kalilauge, Natronlauge und schwache wie Pottasche, Soda oder Ammoniak. Starke Basen bewirken eine Verschiebung des p.H Werts in Richtung 14, während bei schwachen Basen er nur leicht über 7 steigt z.B. in Richtung 10+11. Die Stärke einer Säure ist über einen logarithmischen Wert quantifizierbar, den pKs Wert. Er ist der logarithmische wert der Dissoziationskonstante. Dissozieren 10% der Moleküle (10^-1) so beträgt der pkS Wert z.B. 1. Die Berechnung ist analog dem pH Wert. Starke Säuren haben einen von 0 bis 1. Schwache Säuren einen von mehr als 4. Mittelstrake dazwischen. Essigsäure als eine strake organische Säure hat z.B. einen von 4,75.