Säuren

Grundbegriff und Verhalten in Wasser

Säuren sind chemische Verbindungen, die eines oder mehrere ihrer gebundenen Wasserstoff-Atome als Proton (H+) an einen Reaktionspartner übertragen können. Dieser Reaktionspartner muss für jedes zu bindende Proton ein freies Elektronenpaar besitzen und wird Protonenakzeptor genannt. Die Protonenübertragung heißt Protolyse oder Protonenübertragungsreaktion. Je nachdem, an welches Atom ein Wasserstoff-Atom gebunden ist, kann es unterschiedlich leicht abgegeben werden; deshalb spricht man von mehr oder weniger stark sauren Protonen oder Verbindungen.

In rein wässrigen Lösungen nimmt Wasser die Protonen auf. Dabei entstehen Oxonium- oder Hydroniumionen (H3O+), und der pH-Wert sinkt. Reines Wasser unterliegt selbst der Autoprotolyse:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH−

Dabei entstehen in sehr kleinen und gleichen Mengen Oxoniumionen und Hydroxidionen (OH−). Reines Wasser hat den pH-Wert 7 und wird als neutral bezeichnet. Neutral bedeutet jedoch nicht, dass keine Reaktion stattfindet: Bildung und Vereinigung der Ionen zu Wasser laufen ständig und gleich häufig ab.

Eine chemische Verbindung kann als Säure gelten, wenn sie in wässriger Lösung H3O+-Ionen bildet oder OH−-Ionen zu Wassermolekülen überführt. Eine Base besitzt umgekehrt die Fähigkeit, OH−-Ionen zu bilden oder H3O+ zu H2O umzusetzen. Säuren und Basen neutralisieren sich unter Bildung von Wasser und Salzen.

Ein Beispiel ist Essigsäure (H3C–COOH), eine Carbonsäure:

H3C–COOH + H2O ⇌ H3C–COO− + H3O+

Dabei entstehen Acetat-Anionen (H3C–COO−) und Oxoniumionen. Essigsäure ist schwächer als anorganische Säuren wie Chlorwasserstoff; in ihrer wässrigen Lösung liegt ein großer Teil der Moleküle undissoziiert vor. Die Reaktion ist ein Gleichgewicht und kann auch von rechts nach links gelesen werden. Acetat-Ionen reagieren dann basisch mit Oxoniumionen zu Wasser und Essigsäure. Natriumacetat kann die saure Wirkung einer Essigsäurelösung durch die basische Wirkung des Acetats kompensieren.

Salzsäure ist dagegen eine wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoffs (HCl). In ihr liegt nahezu vollständig folgende Reaktion vor:

HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl−

Die praktische chemische Wirkung der Salzsäure geht daher vor allem auf H3O+-Ionen zurück. Der Säuregehalt beziehungsweise die Konzentration wird durch den pH-Wert beschrieben; bei schwächeren Säuren steht zusätzlich die Säurestärke im Mittelpunkt.

Säure-Base-Konzepte

Für Säuren und Basen gibt es mehrere Konzepte mit unterschiedlich weit gefassten Definitionen:

• Nach Arrhenius dissoziiert eine Säure in wässriger Lösung in positiv geladene Wasserstoffionen (H+-Ionen) und negativ geladene Anionen.

• Nach Brønsted und Lowry ist eine Säure ein Protonendonator, also ein Molekül oder Teilchen, das Protonen abgeben kann. Diese Definition beschreibt die wichtigste allgemeine Grundlage der Säure-Base-Reaktionen.

• Nach Lewis ist eine Säure ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor. Sie kann also Elektronenpaare anlagern.

Die Brønsted-Definition erklärt auch Säure-Base-Reaktionen in Medien, in denen Wasser nicht beteiligt ist. Bei einer Protolyse wird ein Proton übertragen; dies ist von einer Redoxreaktion abzugrenzen, bei der Elektronen übertragen werden.

Säurestärke und Säure-Base-Gleichgewicht

Die allgemeine Protolyse einer Säure HA in wässriger Lösung lautet:

HA + H2O ⇌ H3O+ + A−

Die unterschiedlichen Tendenzen von Säuren, Protonen an Wasser zu übertragen, werden durch die Säurestärke KS beschrieben. KS ist die Gleichgewichtskonstante der Säurereaktion:

KS = [c(H3O+) · c(A−)] / c(HA)

Häufig wird der pKS-Wert verwendet. Er ist als negativer dekadischer Logarithmus der Säurekonstante definiert:

pKS = −log KS

Ein großer KS-Wert beziehungsweise ein kleiner pKS-Wert kennzeichnet eine starke Säure. Starke Säuren bilden in Wasser besonders leicht H3O+-Ionen, schwache Säuren deutlich weniger. Liegt der pH-Wert einer säurehaltigen Lösung zwei Einheiten unter ihrem pKS-Wert, wird nur noch ein Hundertstel der H3O+-Ionen gebildet.

Die Einteilung in starke, schwache und teilweise auch Supersäuren ist eine grobe Vereinfachung. Tatsächlich besteht ein Kontinuum von ganz starken über mittelstarke und schwache bis zu ganz schwachen Säuren.

Mehrprotonige Säuren

Mehrprotonige oder mehrbasige Säuren können mehrere Protonen abspalten. Schwefelsäure (H2SO4) ist zweiprotonig beziehungsweise diprotonig, Phosphorsäure (H3PO4) dreiprotonig beziehungsweise triprotonig. Die einzelnen Protonen werden nicht gleich leicht abgegeben. Für die aufeinanderfolgenden Protolyseschritte gilt allgemein:

KS(I) > KS(II) > KS(III)

beziehungsweise

pKS(I) < pKS(II) < pKS(III).

Für Phosphorsäure gelten folgende Gleichgewichte und Werte:

H3PO4 + H2O ⇌ H2PO4− + H3O+ KS = 7,4 · 10−3; pKS = 2,23

H2PO4− + H2O ⇌ HPO4²− + H3O+ KS = 6,3 · 10−8; pKS = 7,20

HPO4²− + H2O ⇌ PO4³− + H3O+ KS = 4,4 · 10−13; pKS = 12,36

Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als Säuren wirken. Solche Stoffe werden saure Salze genannt; Beispiele sind Hydrogensulfate und Hydrogenphosphate.

Eigenschaften und Sicherheitsaspekte

Die Eigenschaften und Gefahren von Säuren sind sehr unterschiedlich. Salpetersäure (HNO3) ist vor allem ätzend, Blausäure ist ein starkes Gift und Pikrinsäure ist ein Sprengstoff.

• Säuren greifen besonders unedle Metalle und Kalk an. Auch Kleidung, Haut, Augen und allgemein organische Materialien können durch Kontakt zerstört werden.

• Chlorwasserstoff ist eine starke Säure und dissoziiert in Wasser vollständig; die wässrige Lösung heißt Salzsäure. Essigsäure dissoziiert nur teilweise.

• Beim Verdünnen mit Wasser wird die Wirkung je nach Verdünnung schwächer. Starke Säuren und Basen lassen sich jedoch nur begrenzt entschärfen. Um den pH-Wert um eine Stufe in Richtung Neutralbereich zu verschieben, ist die zehnfache Menge Wasser erforderlich.

• Das Verdünnen konzentrierter Säuren ist exotherm, setzt also Wärme frei. Besonders konzentrierte Schwefelsäure kann dabei unkontrolliert wegspritzen. Deshalb gilt: „Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure.“ Die konzentrierte Säure wird langsam und vorsichtig in das Wasser gegeben.

• Säuren können fest, flüssig oder gasförmig sein. Vitamin C und Citronensäure liegen rein als Feststoffe vor; Chlorwasserstoff ist eine gasförmige Säure.

• Wässrige Säurelösungen verändern die Farbe von Indikatoren, zum Beispiel färben sie blaues Lackmuspapier rot.

• Basen sind die Gegenspieler der Säuren und können diese neutralisieren. Basische Lösungen heißen Laugen. Auch Basen sind ätzend und greifen viele Stoffe an.

• In Wasser gelöste Säuren leiten elektrischen Strom. Bei der Elektrolyse entsteht an der Kathode, dem Minuspol, Wasserstoff; an der Anode, dem Pluspol, bildet sich der neutralisierte Stoff des Säureanions, bei Salzsäure beispielsweise Chlor. An der Kathode findet Reduktion, an der Anode Oxidation statt.

Säuren außerhalb wässriger Lösungen und wichtige Beispiele

Säure-Base-Reaktionen können auch in anderen Medien stattfinden, etwa in Alkoholen oder in der Gasphase. In wasserfreiem Ethanol übernimmt Ethanol die Rolle einer Base:

H3C–CH2–OH + HCl ⇌ H3C–CH2–OH2+ + Cl−

In der Gasphase reagieren Ammoniak und Chlorwasserstoff zu Ammoniumchlorid:

NH3 + HCl ⇌ NH4Cl

Auch flüssiges Ammoniak kann als Reaktionspartner an einer Autoprotolyse teilnehmen:

NH3 + NH3 ⇌ NH4+ + NH2−

Wichtige Säuren und ihre im Artikel genannten Anwendungen sind:

• Schwefelsäure (H2SO4): industrielle Verwendung, saurer Regen
• Salzsäure (HCl): industrielle Verwendung
• Phosphorsäure (H3PO4): Lebensmittelindustrie, unter anderem Cola, sowie DNA
• Kohlensäure (H2CO3): Lebensmittelindustrie, Technik, Atmosphäre
• Essigsäure (CH3COOH): Salatbereitung und Lebensmittelindustrie
• Benzoesäure: Konservierungsmittel für Lebensmittel
• Flusssäure (HF): Computerchipherstellung
• Salpetersäure (HNO3): industrielle Verwendung