Säuren und Basen nach Brönsted

Säuren und Basen nach Brönsted in der Chemie

Kannst du erklären, was Säuren und Basen genau sind? In diesem Text wird die Definition für Säuren und Basen nach Brönsted einfach erklärt. Es werden dir außerdem die Strukturmerkmale von Brönsted-Säuren und -Basen sowie die Abgrenzung der Brönsted-Säuren und -Basen zu anderen Säure-Base-Theorien gezeigt.

Säuren und Basen nach Brönsted – Definition

Was sind Säuren und Basen nach Brönsted? Nach Brönsted sind Säuren Verbindungen, die Protonen $(\ce{H+})$ abgeben können. Säuren werden nach Brönsted auch als Protonendonatoren bezeichnet.

Nach Brönsted sind Basen Verbindungen, die Protonen $(\ce{H+})$ aufnehmen können. Basen werden nach Brönsted auch als Protonenakzeptoren bezeichnet.

Nach Brönsted sind chemische Reaktionen dann Säure-Base-Reaktionen, wenn ein Wasserstoffproton zwischen den Molekülen übertragen wird. Die Säure 1 gibt das Wasserstoffproton an die korrespondierende Base (Base 2) ab. Daraus entsteht die Säure 2. Die Base 1 bildet sich aus der korrespondierenden Säure (Säure 1). Bei einer Säure-Base-Reaktion nach Brönsted liegen also zwei korrespondierende Säure-Base-Paare vor. Die korrespondierenden Säure-Base-Paare werden auch als konjugierte Säure-Base-Paare bezeichnet.

Allgemein kannst du die Säure-Base-Definition in der folgenden Reaktionsgleichung sehen:

$\ce{\underset{Säure 1}{HA} + \underset{Base 2}{B} <=> \underset{Base 1}{A-} + \underset{Säure 2}{BH+}}$

$\ce{Säure 1 + Base 1 \Rightarrow 1{.} konjugiertes Säure-Base-Paar}$
$\ce{Base 2 + Säure 2 \Rightarrow 2{.} konjugiertes Säure-Base-Paar}$

Als Ampholyte (Säure-Base-Paar) werden Verbindungen bezeichnet, die sowohl als Säuren als auch als Basen fungieren. Ein bekanntes Beispiel für einen Ampholyt ist Wasser $(\ce{H2O})$. Und was bedeutet das? Wasser kann also sowohl eine Base als auch eine Säure sein. Die Reaktionsgleichung der Autoprotolyse des Wassers verdeutlicht das:

$\ce{\underset{Säure 1}{H2O} +\underset{Base 2}{H2O} <=> \underset{Base 1}{OH-} +\underset{Säure 2}{H3O+}}$

Brönsted-Säuren und Brönsted-Basen – Beispiele

Doch was bedeutet die Definition nach Brönsted für Säuren und Basen einfach erklärt? Um zu verstehen, was Säuren und Basen nach Brönsted sind, schauen wir uns ein paar Beispiele dazu an.

Wasser $(\ce{H2O})$ reagiert mit Ammoniak $(\ce{NH3})$ in einer Gleichgewichtsreaktion zu Hydroxidionen $(\ce{OH-})$ und zu Ammoniumionen $(\ce{NH4^{+}})$. Wasser gibt dabei ein Proton $(\ce{H+})$ an das Ammoniak ab. Das Ammoniak nimmt also ein Proton $(\ce{H+})$ auf. Nach dem Säure-Base-Begriff nach Brönsted ist das Wasser also eine Brönsted-Säure und Ammoniak eine Brönsted-Base. Das Säure-Base-Konzept nach Brönsted kann auch auf der Produktseite angewendet werden. Weil die Hydroxidionen Protonen aufnehmen können, handelt es sich bei ihnen um Brönsted-Basen. Die Ammoniumionen geben Protonen ab. Sie werden deswegen als Brönsted-Säuren bezeichnet. Hier kannst du die zugehörige Gleichgewichtsreaktion sehen:

$\ce{\underset{Säure 1}{H2O} +\underset{Base 2}{NH3} <=> \underset{Base 1}{OH-} +\underset{Säure 2}{NH4+}}$

Auch die Dissoziation von Säuren kann mit der Säure-Theorie nach Brönsted beschrieben werden. Wenn Salzsäure $(\ce{HCl})$ in wässriger Lösung zu Hydroniumionen $(\ce{H3O+})$ und Chloridionen $(\ce{Cl-})$ dissoziiert, kann die Salzsäure als Brönsted-Säure und das Wasser als Brönsted-Base definiert werden. Die Reaktionsgleichung kannst du hier sehen:

$\ce{\underset{Säure 1}{HCl} +\underset{Base 2}{H2O} <=> \underset{Base 1}{Cl-} +\underset{Säure 2}{H3O+}}$

Definition nach Brönsted und Lowry – Hintergrund und Abgrenzung

Johannes Nicolaus Brönsted und Thomas Lowry entwickelten im Jahr 1923 unabhängig voneinander die Säure-Base-Theorie nach Brønsted. Du hast richtig gelesen – eigentlich wird Brønsted mit ø geschrieben. Doch in der deutschen Literatur wird häufig ö verwendet.

Die Brönsted-Definition ist damit eine Weiterentwicklung des Säure-Base-Konzepts nach Arrhenius. Arrhenius definierte im Jahr 1884 Säuren als Verbindungen, die in wässriger Lösung Wasserstoffprotonen $(\ce{H+})$ liefern, während Basen in wässriger Lösung Hydroxidionen $(\ce{OH-})$ liefern. Doch mit dieser Definition nach Arrhenius ist die Reaktion von Wasser und Ammoniak aus dem ersten Beispiel nicht zu erklären. Ammoniak bildet selbst keine Hydroxidionen und kann nicht dissoziieren. Es ist aber in der Lage, Wasserstoffprotonen aufzunehmen.

Lewis entwickelte, ebenfalls im Jahr 1923, eine weitere Säure-Base-Theorie. Bei dem Säure-Base-Konzept nach Lewis nehmen Säuren Elektronen auf – Säuren sind also Elektronenpaarakzeptoren. Basen geben nach Lewis Elektronenpaare ab – es sind also Elektronenpaardonatoren.

Im folgenden Bild kannst du dir die Säure-Base-Konzepte im Vergleich ansehen:

Säure-Base-Indikatoren

Säure-Base-Indikatoren sind, nach Brönsteds Definition, selbst schwache Säuren. Indikatoren können dir beispielsweise den $pH$-Wert von Säuren und Basen anzeigen, indem sie ihre Farbe ändern. Jeder Indikator besitzt eine andere Farbskala in saurer, neutraler oder basischer Lösung. Beispiele für pH-Indikatoren sind Phenolphthalein, Methylrot oder Lackmus.

Zusammenfassung der Säuren und Basen nach Brönsted

Wir haben den Säure-Base-Begriff nach Brönsted kennengelernt. Du weißt nun, was man unter einer Brönsted-Säure versteht und was eine Brönsted-Base macht. Nach Brönsted sind Säuren Protonendonatoren und Basen Protonenakzeptoren.