Säure-Base-Theorien: Arrhenius, Brønsted und Lowry im Überblick

Die Arrhenius-Theorie der Elektrolyte

Ein Elektrolyt ist eine Substanz, die in wässriger Lösung die elektrische Leitfähigkeit erhöht. Arrhenius stellte fest, dass ein Elektrolyt, wenn er in Wasser gelöst wird, in zwei entgegengesetzt elektrisch geladene Teilchen zerfällt: positiv geladene Kationen und negativ geladene Anionen. Diese Theorie gilt für alle Stoffe, die in wässriger Lösung Elektrizität leiten. Da Säuren und Basen (Laugen) elektrischen Strom leiten, wurden diese Konzepte auf diese Stoffe angewendet.

Eine Säure ist nach dieser Definition jeder Stoff, der unter Bildung von Protonen dissoziiert. Eine Base ist jeder Stoff, der in wässriger Lösung dissoziiert und Hydroxyl-Anionen bildet. Diese Theorie weist jedoch einige Einschränkungen auf: Sie beschränkt das Konzept ausschließlich auf wässrige Lösungen und stößt bei der Interpretation der Eigenschaften von Ammoniak (NH₃) an ihre Grenzen.

Das Konzept nach Brønsted und Lowry

Säuren und Basen wirken nicht isoliert, sondern in sogenannten Säure-Base-Reaktionen. Eine Säure ist eine Substanz, die in der Lösung in der Lage ist, Protonen abzugeben (Protonendonator). Eine Base ist jede Substanz, die Protonen aufnimmt (Protonenakzeptor). Brønsted und Lowry (B & L) führten zudem das Konzept der konjugierten Säure-Base-Paare ein.

Säuren und Basen existieren nicht isoliert; laut Brønsted und Lowry muss es, wenn eine Säure Protonen abgibt, stets einen anderen Stoff geben, der diese Protonen aufnimmt.

Relative Stärke von Säuren und Basen

Eine Säure gilt als stark, wenn sie eine große Neigung besitzt, Protonen abzugeben. Eine starke Base zeichnet sich durch eine hohe Tendenz aus, Protonen zu akzeptieren. Die Quantifizierung dieser Stärke ist komplex, da sie von der jeweiligen Substanz abhängt, die der Säure oder Base gegenübersteht. Um einen Maßstab für die Stärke festzulegen, vergleicht man die Stoffe auf qualitativer Ebene mit einer Referenzsubstanz, in der Regel Wasser.

Quantitativ kann die Stärke einer Säure als prozentuale Ionisation im Verhältnis zu Wasser ausgedrückt werden:

Zudem kann die Stärke einer Säure als Ionisationsgrad (bezogen auf den Wert 1) angegeben werden. Die Ionisation einer Säure kann als Dissoziation eines Moleküls in zwei Teile betrachtet werden (Anion und hydratisiertes Proton). Der Dissoziationsgrad berechnet sich wie folgt:

Eine Säure wird als stark bezeichnet, wenn sie in verdünnter wässriger Lösung vollständig ionisiert ist, was einem Dissoziationsgrad von 1 entspricht. Der Prototyp der starken Base ist das Hydroxid-Ion. Hydroxide der Alkali- und Erdalkalimetalle (wie Natrium oder Kalium) verhalten sich ebenfalls als starke Basen, zeigen jedoch keine direkte Tendenz, Protonen zu gewinnen. Diese Stoffe sind Elektrolyte, die in Wasser vollständig ionisieren und hohe Konzentrationen an OH^- produzieren, welche wiederum Protonen anziehen. Im Gegensatz dazu ionisieren die meisten Säuren und Basen in Wasser nicht vollständig, da im Gleichgewichtszustand die ionisierten Arten mit den Ausgangsprodukten der Reaktion koexistieren.

Dissoziationskonstanten schwacher Säuren und Basen

Wenn eine schwache Säure in wässriger Lösung in Ionen dissoziiert, ergibt sich nach dem Massenwirkungsgesetz für die Gleichgewichtskonstante folgendes Verhältnis:

In verdünnten wässrigen Lösungen besteht das Medium fast vollständig aus Wasser, weshalb die Konzentration des Wassers als konstant angesehen werden kann. Das Produkt aus der Gleichgewichtskonstante und der Wasserkonzentration wird als Dissoziationskonstante einer Säure (Ka) bezeichnet:

Analog dazu lässt sich die Dissoziationskonstante einer Base (Kb) bestimmen:

Zur Bestimmung der Stärke einer Säure oder Base werden die Werte von Ka und Kb herangezogen: Je höher der Ka-Wert, desto stärker ist die Säure. Je höher der Kb-Wert, desto stärker ist die Base und desto schwächer sind die jeweiligen konjugierten Partner.

Das Ionenprodukt des Wassers (Kw)

Es ist bekannt, dass reines Wasser schwach elektrischen Strom leitet und somit als Elektrolyt fungiert. In reinem Wasser ist die Konzentration der Hydroniumionen gleich der Konzentration der Hydroxylionen, da jedes ionisierte Wassermolekül jeweils ein Ion beider Typen bildet. Die Reaktion findet wie folgt statt: