Was sind Säuren und Basen?

In reinem Wasser sind bei 25 °C nur etwa zwei von einer Milliarde Molekülen in Ionen gespalten. Bei dieser winzigen Menge beginnt die Erklärung von Säuren und Basen.

Essig, Zitronensaft und Magensäure schmecken sauer oder wirken scharf. Seife, Natron und Backofenreiniger fühlen sich glitschig an und schmecken bitter. Lange bevor Menschen Atome kannten, ordneten sie Stoffe diesen beiden Gruppen zu. Robert Boyle beschrieb Säuren 1680 als Lösungen, die viele Stoffe auflösen, die Farbe mancher natürlicher Farbstoffe verändern und diese Eigenschaften beim Zusammentreffen mit einer Lauge verlieren. Chemiker ergänzten im 18. Jahrhundert, dass Säuren mit Kalkstein unter Gasentwicklung reagieren. Heute wissen wir: Das Gas ist Kohlenstoffdioxid. Außerdem entstehen beim Zusammengeben von Säuren und Laugen neutrale Stoffe.

Vom Wasserstoff zum Oxoniumion

Humphry Davy zeigte 1815, dass Wasserstoff und nicht Sauerstoff der wesentliche Bestandteil von Säuren ist. Svante Arrhenius formulierte 1884 die erste moderne Definition: Eine Säure ist eine Verbindung, die beim Lösen in Wasser Wasserstoffionen bildet. Eine Base bildet dabei Hydroxidionen, OH⁻. Ein ungebundenes Wasserstoffion ist nur ein Proton. In Wasser bleibt es nicht allein, sondern bindet sich an ein Wassermolekül zum Oxoniumion H₃O⁺. Löst sich Chlorwasserstoffgas in Wasser, enthält die entstehende Salzsäure zahlreiche H₃O⁺- und Cl⁻-Ionen.

Säuren geben Protonen ab, Basen nehmen sie auf

Johannes Brønsted und Thomas Lowry schlugen 1923 eine umfassendere Vorstellung vor, die Chemiker noch heute verwenden. Eine Säure ist ein Protonendonator, eine Base ein Protonenakzeptor. Bei einer Säure-Base-Reaktion wird einfach ein Proton von einem Teilchen auf das andere übertragen. Beim Lösen von Fluorwasserstoff gibt HF ein Proton an H₂O ab. Es entstehen H₃O⁺ und F⁻. Beim Lösen von Ammoniak nimmt NH₃ ein Proton von H₂O auf, sodass NH₄⁺ und OH⁻ entstehen. Wasser wirkt in der ersten Reaktion als Base, in der zweiten als Säure. Stoffe, die beides können, heißen Ampholyte.

Was nach der Protonenabgabe einer Säure übrig bleibt, kann wieder ein Proton aufnehmen und ist somit eine Base. Chemiker nennen sie die korrespondierende Base der Säure. F⁻ ist die korrespondierende Base von HF, Cl⁻ die von HCl. Umgekehrt ist NH₄⁺ die korrespondierende Säure von Ammoniak. An jeder Brønsted-Lowry-Reaktion sind zwei solche Paare beteiligt. Jedes verbindet eine Säure mit ihrer korrespondierenden Base auf der anderen Seite des Reaktionspfeils.

Wasser reagiert mit sich selbst

Da Wasser ein Ampholyt ist, können zwei Wassermoleküle untereinander ein Proton übertragen: H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Diese Autoprotolyse findet nur in geringem Umfang statt. Bei 25 °C sind etwa zwei von einer Milliarde Wassermolekülen ionisiert. Dadurch enthält jeder Liter 1.0 × 10⁻⁷ mol H₃O⁺ und dieselbe Menge OH⁻. Das Produkt ihrer Konzentrationen heißt Ionenprodukt des Wassers: Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. Gibt man eine Säure hinzu, steigt [H₃O⁺], während [OH⁻] sinkt. Das Produkt bleibt stets Kw. Auf dieser Gleichung beruht die gesamte pH-Skala der nächsten Einheit.