Dieses Referat fasst das Thema Säuren zusammen und beinhaltet eine allgemeine Definition, Säure/Base-Reaktionen, Bildung von Säuren, mehrprotonige Säuren, Eigenschaften von Säuren, Umgang mit Säuren, Verwendung von Säuren und den pH-Wert.
1. Allgemeine Definition
Säuren sind nach der allgemeinen Definition des dänischen Chemikers Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) Teilchen, die die Funktion besitzen, bei einer Reaktion Protonen abzugeben. Sie werden daher auch als Protonendonatoren (Donator: lat. donare „schenken“) bezeichnet. Eine Säure muss nach der Brønsted-Definition also mindestens ein als Proton abspaltbares Wasserstoffatom aufweisen.
1.1. Säure/Base-Reaktionen
HCl (g) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Wie in der obigen Reaktionsgleichung dargestellt, sind Säuren Stoffe, deren wässrige Lösungen hydratisierte positiv geladene Oxoniumionen und hydratisierte negativ geladene Säurerestionen enthalten.
Das Gas Chlorwasserstoff löst sich sehr gut in Wasser. Dabei bildet sich Salzsäure. Die Lösung leitet den elektrischen Strom, sie enthält also Ionen. Die Ionen entstehen in einer exothermen Reaktion der Chlorwasserstoffmoleküle mit den Wassermolekülen. Bei der voranstehenden Reaktion wird ein Wasserstoffion, also ein Proton vom Chlorwasserstoffmolekül auf ein Wassermolekül übertragen. Freie Protonen liegen in wässriger Lösung nicht vor, weshalb sich das Proton an das Wassermolekül anlagert. Dieses Oxoniumion ist, wie auch andere Ionen, in wässriger Lösung von Wassermolekülen umhüllt (hydratisiert). Diese hydratisierten Oxoniumionen werden auch Hydroniumionen genannt.
Das Chlorwasserstoffmolekül fungiert demnach als Protonendonator und ist damit in dieser Reaktion eine Brønsted-Säure. Das Wasser-Molekül ist bei dieser Reaktion ein Protonenakzeptor, nach Brønsted also in dieser Reaktion eine Base. Eine solche Protonenübertragungsreaktion, also eine Protolyse, bezeichnet man als Säure/Base-Reaktion. Ob ein Stoff als Brønsted-Säure oder Brønsted-Base reagiert, hängt jeweils vom Reaktionspartner ab. Teilchen wie Wasser, die einerseits als Brønsted-Säure (zum Beispiel mit einem HCl-Molekül), andererseits als Brønsted-Base (zum Beispiel mit einem NH3-Molekül) reagieren können, bezeichnet man als Ampholyte.
2. Bildung von Säuren
Säuren bilden sich bei der Reaktion von Nichtmetalloxiden (Säureanhydriden) mit Wasser. Dieses Prinzip lässt sich beispielsweise in der Natur bei der Bildung von saurem Regen wiederfinden und nachvollziehen. Die Schwefeloxide (Schwefeldioxid und Schwefeltrioxid), die durch Einsatz schwefelhaltiger fossiler Brennstoffe wie Kohle und Heizöl entstehen, lösen sich in Wasser und bilden dabei schweflige Säure (H2SO3) und Schwefelsäure (H2SO4). Saurer Regen kann durch Versauerung des Bodens Pflanzen oder gar ganze Wälder schädigen.
Nicht nur Schwefeloxide reagieren mit Wasser zu einer Säure, auch andere Nichtmetalloxide zeigen ein ähnliches Verhalten. So entsteht bei der Reaktion von Kohlenstoffdioxid mit Wasser die Kohlensäure (1) oder bei der Reaktion von Phosphorpentoxid mit Wasser die Phosphorsäure (2).
(1) CO2 + H2O → H2CO3
(2) P4O10 + 6H2O → 4H3PO4
2.1. Mehrprotonige Säuren
Säuren können sich in ihrer Anzahl an Protonen unterscheiden. Dies beeinflusst auch, ob die Dissoziation einer Säure vollständig oder nur teilweise abläuft. Die schrittweise Dissoziation der Phosphorsäure ist in den nachfolgenden Reaktionen dargestellt. Bei einer vollständigen Reaktion gibt das H3PO4-Molekül alle drei Protonen ab, wie im dritten Schritt zu sehen ist.
1. Schritt H3PO4 + H2O ⇋ H2PO4- + H3O+
2. Schritt H2PO4- + H2O ⇋ HPO42- + H3O+
3. Schritt HPO42- + H2O ⇋ PO43- + H3O+
3. Eigenschaften von Säuren
Säuren besitzen typische Eigenschaften. Säuren wie beispielsweise die Ascorbinsäure (Vitamin C) oder die Zitronensäure schmecken sauer.
Des Weiteren können Säuren ätzend sein. Folgende Reaktionsgleichung ist ein Beispiel dafür, wie kohlenstoffhaltige Verbindungen, hier beispielsweise Zucker, durch konzentrierte Schwefelsäure verkohlen.
C6H12O6 + 6 H2SO4 → 6 C + 6 H2SO4 · H2O
Unedle Metalle werden durch Säuren zerstört. Zink beispielsweise reagiert mit Salzsäure heftig unter Bildung von Wasserstoff.
Zudem färben Säuren Indikatoren (lat. indicare „anzeigen“) charakteristisch. Universalindikator oder auch Lackmus wird von Säuren rot gefärbt. Wässrige saure Lösungen leiten zudem den elektrischen Strom, was auf die Anwesenheit von Ionen zurückzuführen ist.
3.1. Umgang mit Säuren
Beim Umgang mit Säuren muss aufgrund deren ätzender Eigenschaft dringend der Kontakt mit Haut oder Kleidung vermieden werden. Sollte es dennoch zu Hautkontakt kommen, muss die betroffene Stelle mit viel Wasser abgespült werden. Beim Verdünnen sollte explizit darauf geachtet werden, dass erst das Wasser und danach die Säure hinzugefügt werden. Gibt man Wasser zu einer Säure hinzu, reagiert das hinzugegebene Wasser direkt an der Oberfläche der Säure. Es kommt zu einer stark exothermen Reaktion, wobei sich das Wasser sehr schnell erhitzt und gemeinsam mit Säuretröpfchen schlagartig verdampfen kann.
3.2. Verwendung von Säuren
Auch im Alltag verwenden wir häufig Stoffe, die saure Lösungen enthalten. Diese begegnen uns beispielsweise in Reinigungsmitteln wie Entkalkern (mit Zitronensäure oder Essigsäure) oder in säuerlich schmeckenden Lebensmitteln (zum Beispiel gelöste Apfel- und Weinsäure in Äpfeln). Des Weiteren werden Säuren wie die Propionsäure, die Sorbinsäure oder auch die Benzoesäure zur Konservierung von Lebensmitteln eingesetzt, um Bakterien- und Schimmelpilzentwicklung zu verhindern. Eine chemisch-industrielle Bedeutung kommt der Schwefelsäure zu, die als Grundchemikalie vieler Produktionsprozesse benötigt wird. Außerdem findet sie in Autobatterien als Batteriesäure Verwendung, wo sie die elektrische Energie für das Starten des Motors liefert.
4. Der pH-Wert
Mithilfe eines Indikators lässt sich der pH-Wert einer Lösung bestimmen. Die Stoffmengenkonzentration an Oxoniumionen bestimmt den pH-Wert einer wässrigen Lösung. Der pH-Wert saurer Lösungen ist dabei kleiner als 7, der alkalischer Lösungen größer als 7. Die gebräuchliche pH-Skala für wässrige Lösungen erstreckt sich über den Bereich von pH = 0 bis pH = 14, sie endet aber nicht bei 0 und 14.
Der pH-Wert wird daher auch als negativer dekadischer Logarithmus der Stoffmengenkonzentration c der Oxoniumionen in Mol pro Liter beschrieben. Die Stoffmengenkonzentration an Oxoniumionen saurer Lösungen ist demnach größer als 10-7 Mol pro Liter, was dem neutralen Punkt entsprechen würde. Eine Verdünnung auf das zehnfache Volumen der Lösung bedeutet nach voranstehender Definition eine pH-Erhöhung um 1.
5. Quellenverzeichnis
Literatur: Wolfgang Asselborn, Manfred Jäckel, Karl T. Risch: Schroedel, Chemie heute SII (2009) sowie Paul Gietz, Axel Justus, Werner Schierle: Klett, Abiturwissen Chemie (2013)
Internet: Chemie.de, chemie.de/lexikon/Säuren.html (04. April 2016) sowie Seilnacht.com, seilnacht.com/Lexikon/Saeuren.htm (04. April 2016)
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- Quote paper
- Marcel Dehmer (Author), 2016, Säuren. Definiton, Reaktionen, Bildung, Eigenschaften, Umgang und Verwendung, Munich, GRIN Verlag, https://www.grin.com/document/366890
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