Brønsted-Säuren, Brønsted-Basen und konjugierte Paare
Wie man Teilchen nach Brønsted als Säure oder Base einordnet und konjugierte Säure-Base-Paare an ihren Formeln erkennt.
Das Wichtigste in Kürze
- Nach Brønsted ist eine Säure ein Protonendonator mit mindestens einem H-Atom und eine Base ein Protonenakzeptor mit mindestens einem freien Elektronenpaar.
- Eine Brønsted-Base muss kein Anion sein und keine Hydroxidionen abgeben, wie \(\ce{NH3}\) zeigt.
- Konjugierte Paare unterscheiden sich um genau ein Proton, etwa \(\ce{H2PO4-}\)/\(\ce{HPO4^2-}\) oder \(\ce{HS-}\)/\(\ce{S^2-}\). \(\ce{H9O4+}\) und \(\ce{H3O+}\) bilden kein Paar.
- Schwefelsäure protoniert Salpetersäure zu \(\ce{H2NO3+}\), ihrer konjugierten Säure. Nitrat, Nitrit und Sulfat sind Anionbasen.
- Kationsäuren wie \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\) geben ein Proton eines Wasserliganden ab. Der koordinativ abgesättigte Komplex ist keine Lewis-Säure.
Worum es geht
Säuren und Basen begegnen dir in der Pharmazie ständig, von der Salzbildung eines Arzneistoffs bis zum Puffer in Augentropfen. Das Brønsted-Konzept beschreibt sie über die Übertragung von Protonen. Es ist die Grundlage für pH-Wert, Säurestärke und Puffer.
Säure-Base-Konzepte
Der Säurebegriff hat sich mehrfach gewandelt. Nach Arrhenius bilden Säuren in Wasser \(\ce{H+}\)-Ionen, Basen setzen \(\ce{OH-}\)-Ionen frei. Diese Sicht ist an Wasser gebunden und erfasst etwa Ammoniak nur umständlich.
Brønsted und Lowry verallgemeinerten den Begriff 1923. Bei ihnen zählt allein die Übertragung eines Protons von einem Teilchen auf ein anderes. Säure und Base sind damit Rollen in einer Reaktion und keine festen Stoffklassen. Wie man solche Protolysen formuliert, zeigt die Einheit zur Säure-Base-Reaktion.
Noch weiter geht das Lewis-Konzept. Es betrachtet statt des Protons das Elektronenpaar. Eine Lewis-Säure nimmt ein Elektronenpaar auf, eine Lewis-Base stellt es bereit. Details stehen bei den Lewis-Säuren und -Basen.
Definitionen
Eine Brønsted-Säure ist ein Protonendonator. Sie gibt ein \(\ce{H+}\) ab und geht dabei in ihre konjugierte Base über. Weil sie ein Proton abgeben muss, enthält jede Brønsted-Säure mindestens ein Wasserstoffatom.
Eine Brønsted-Base ist ein Protonenakzeptor. Um ein Proton zu binden, braucht sie mindestens ein freies Elektronenpaar. Dieses Paar bildet die neue Bindung zum Proton. Die Definition beruht trotzdem auf der Aufnahme des Protons und nicht auf einer Aufnahme von Elektronen.
Ammoniak zeigt, wie weit dieser Begriff reicht. \(\ce{NH3}\) ist ungeladen und enthält keine Hydroxidgruppe. Trotzdem holt es sich mit dem freien Elektronenpaar am Stickstoff ein Proton aus dem Wasser:
\[\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}\]
Das Hydroxid-Ion stammt hier aus dem Wasser, nicht aus der Base. Eine Brønsted-Base muss also kein Anion sein. Sie muss auch selbst keine Hydroxidionen abgeben, anders als bei Arrhenius. Es zählt nur, ob das Teilchen ein Proton aufnehmen kann.
Konjugierte Säure-Base-Paare
Gibt eine Säure ein Proton ab, bleibt ihre konjugierte Base zurück, auch korrespondierende Base genannt. Nimmt diese wieder ein Proton auf, entsteht die Säure neu. Beide bilden ein konjugiertes Säure-Base-Paar und unterscheiden sich um genau ein Proton.
\[\ce{HA <=> A- + H+}\]
Die Säure ist im Paar immer das Teilchen mit dem zusätzlichen H und der um eins höheren Ladung.
| Säure | konjugierte Base |
|---|---|
| \(\ce{HCl}\) | \(\ce{Cl-}\) |
| \(\ce{H2O}\) | \(\ce{OH-}\) |
| \(\ce{HS-}\) | \(\ce{S^2-}\) |
| \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\) | \(\ce{[Al(H2O)5(OH)]^2+}\) |
| \(\ce{H2NO3+}\) | \(\ce{HNO3}\) |
Mehrprotonige Säuren bilden eine Kette von Paaren. Bei der Phosphorsäure folgen drei Stufen aufeinander. \(\ce{H2PO4-}\) ist die konjugierte Säure von \(\ce{HPO4^2-}\), und \(\ce{PO4^3-}\) ist dessen konjugierte Base. Ein mittleres Teilchen gehört so zu zwei Paaren, einmal als Base und einmal als Säure.
Auch Salpetersäure kann in einem Paar die Base sein. Konzentrierte Schwefelsäure protoniert sie:
\[\ce{HNO3 + H2SO4 <=> H2NO3+ + HSO4-}\]
\(\ce{H2NO3+}\) ist die konjugierte Säure der Salpetersäure. Zugleich bilden \(\ce{H2SO4}\) und \(\ce{HSO4-}\) ein zweites Paar.
Paare an Formeln erkennen
Ob zwei Formeln ein Paar bilden, prüfst du in drei Schritten:
- Gerüst vergleichen: Abgesehen vom Wasserstoff enthalten beide Formeln dieselben Atome in gleicher Zahl.
- H-Atome zählen: Die Differenz beträgt genau ein H.
- Ladung prüfen: Das Teilchen mit dem zusätzlichen H trägt eine um eins höhere Ladung. Es ist die Säure.
So fällt \(\ce{H2SO4}\)/\(\ce{SO4^2-}\) durch, denn hier liegen zwei Protonen dazwischen. Auch \(\ce{H3O+}\)/\(\ce{OH-}\) ist kein Paar, die beiden Teilchen liegen zwei Stufen auseinander.
\(\ce{H9O4+}\) ist ein \(\ce{H3O+}\) mit drei angelagerten Wassermolekülen. Die beiden Teilchen unterscheiden sich um \(\ce{3 H2O}\) statt um ein Proton und bilden daher kein konjugiertes Paar.
Neutral-, Anion- und Kationsäuren
Brønsted-Säuren und -Basen lassen sich nach ihrer Ladung ordnen. Eine Neutralsäure ist ein ungeladenes Molekül. Eine Anionbase ist ein negativ geladenes Ion, eine Kationsäure ein positiv geladenes.
| Typ | Ladung | Beispiele |
|---|---|---|
| Neutralsäure | ungeladen | \(\ce{HCl}\), \(\ce{HNO3}\), \(\ce{HNO2}\), \(\ce{H2SO4}\), \(\ce{H2SO3}\), Essigsäure, Ethanol |
| Anionbase | negativ | \(\ce{NO3-}\), \(\ce{NO2-}\), \(\ce{SO4^2-}\) |
| Kationsäure | positiv | \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\), \(\ce{[Fe(H2O)6]^3+}\) |
Neutralsäuren
Zu den Neutralsäuren zählen die Mineralsäuren Chlorwasserstoff, Salpetersäure, salpetrige Säure, Schwefelsäure und schweflige Säure. Auch organische Verbindungen geben Protonen ab. Essigsäure überträgt das Proton ihrer Carboxylgruppe auf Wasser:
\[\ce{CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+}\]
Ethanol ist eine viel schwächere Säure. Erst sehr starke Basen deprotonieren es zum Ethanolat \(\ce{C2H5O-}\). Wie man Säurestärken vergleicht, zeigt die Einheit zur Säurestärke.
Anionbasen
Die Anionen der Mineralsäuren sind deren konjugierte Basen. Nitrat, Nitrit und Sulfat binden ein Proton und werden zu \(\ce{HNO3}\), \(\ce{HNO2}\) und \(\ce{HSO4-}\). Bei Nitrat und Sulfat ist diese Basizität in Wasser sehr schwach, formal bleiben beide aber Brønsted-Basen. Salpetersäure selbst kann ebenfalls als Base reagieren. Gegenüber Schwefelsäure nimmt sie ein Proton auf und wird zu \(\ce{H2NO3+}\).
Kationsäuren
In Wasser liegen Metallionen als Aquakomplexe vor, etwa \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\) oder das Hexaaquaeisen(III)-Ion \(\ce{[Fe(H2O)6]^3+}\). Ihren Aufbau erklärt die Einheit Aufbau und Bindung in Komplexverbindungen. Das kleine, hoch geladene Zentralion zieht Elektronendichte aus den O-H-Bindungen der Liganden. Dadurch lockert sich das Proton, und ein Wasserligand wird zum Hydroxido-Liganden:
\[\ce{[Al(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Al(H2O)5(OH)]^2+ + H3O+}\]
Hydratisierte Metallionen heißen deshalb Kationsäuren. Sie erklären, warum Lösungen von Aluminium- und Eisen(III)-salzen sauer reagieren. Mehr dazu bei der Protolyse von Salzen.
Das freie \(\ce{Al^3+}\) hat Elektronenpaarlücken und ist eine Lewis-Säure. Im \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\) ist das Zentralion mit sechs Liganden koordinativ abgesättigt. Dieser Komplex ist daher keine Lewis-Säure, wohl aber eine Brønsted-Säure.
Quiz
Aussage 1
Damit ein Teilchen als Brønsted-Base gilt, muss es in wässriger Lösung selbst Hydroxidionen freisetzen.
Das ist die Vorstellung nach Arrhenius. Eine Brønsted-Base muss nur ein Proton aufnehmen können. Bei \(\ce{NH3}\) stammt das \(\ce{OH-}\) aus dem Wasser.
Aussage 2
\(\ce{H9O4+}\) und \(\ce{H3O+}\) bilden ein konjugiertes Säure-Base-Paar.
\(\ce{H9O4+}\) ist ein hydratisiertes \(\ce{H3O+}\). Die beiden unterscheiden sich um drei Wassermoleküle und nicht um ein Proton.
Aussage 3
Das Hexaaquaaluminium-Ion ist eine Lewis-Säure, weil sein Zentralion noch Elektronenpaare aufnehmen kann.
Im \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\) ist das Zentralion mit sechs Liganden koordinativ abgesättigt. Der Komplex ist eine Brønsted-Säure (Kationsäure). Lewis-Säure ist das freie \(\ce{Al^3+}\).
Aussage 4
\(\ce{H2PO4-}\) ist die konjugierte Säure des Hydrogenphosphat-Ions \(\ce{HPO4^2-}\).
Beide unterscheiden sich um genau ein Proton. Das Teilchen mit dem zusätzlichen H und der höheren Ladung ist die Säure.
Aussage 5
Jede Brønsted-Säure enthält mindestens ein Wasserstoffatom.
Eine Brønsted-Säure gibt ein Proton ab, sie muss also Wasserstoff enthalten.
Aussage 6
In konzentrierter Schwefelsäure nimmt Salpetersäure ein Proton auf und geht in \(\ce{H2NO3+}\) über.
Salpetersäure reagiert hier als Brønsted-Base. \(\ce{H2NO3+}\) ist ihre konjugierte Säure.
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