Brönsteds Theorie über Säuren
Johannes Nikolaus Brönsted (Chemiker, 1879-1974)
Er sagte: "Die den Säuren und Basen gemeinsame Funktion besteht in der Wanderung des Protons."(1923)
Dies lässt sich wie folgt erklären:
Säuren können Protonen abspalten und werden deshalb als Protonendonator bezeichnet. Man bezeichnet dagegen Basen als Protonenakzeptator, weil sie Protonen aufnehmen können.
Chemische Stoffe, die beides können, also sowohl Protonen aufnemen, als auch abgeben, bezeichnet man als Ampholyt. Ein Ampholyt, den jeder kennt ist das Wasser.
Brönsteds Schlussfolgerung
Brönsted erklärte auf Grund dieser Theorie, wie chemische Stoffe reagieren können, ohne dass Wasser beteiligt ist.
Protonenspender :
| H++Cl¯+ | + | H2O | --> | H++H2O | + | Cl¯ |
| --> | H3O+ | + | Cl¯ | |||
| Dissozierte Salzsäure + Wasser | --> | Salzsäure |
Protonenempfänger :
| 2Na+2H2O | --> | 2Na++2OH¯+H2 |
| 2NaOH+H2 | ||
| Natrium + Wasser | --> | Natronlauge + Wasserstoff |
Protolyse:
Die Protolyse wird auch Protonenübertragungsreaktion genannt. Das heißt: Jede Reaktion, bei der Protonen im oder zwischen den Molekülen "wandern", ist eine Protolyse. Daher kann man alle Säure-Basen-Reaktionen als Protolyse bezeichnen (siehe auch Autoprotolyse).
1) HA+B A¯ +HB+ (-> hierbei steht das A für Acid (Säure) und das B für Base.)
2) H2SO4+H2O-->H+ (aq)+HSO4¯ (aq)
3) H+(aq)+HSO4¯(aq)-->2H++SO4¯
Ampholyte:
Ampholyte sind Moleküle, die sowohl aus einem Säure- als auch aus einem Baseteil bestehen. Das bekannteste Beispiel ist das Wasser. Es kann sowohl Protonen aufnehmen, als auch welche abgeben.
OH¯+H+-->H2O => Deshalb hängt es vom Reaktionspartner ab, wie Wasser reagiert.
Korrespondierende Säure - Base - Paare
Säuren haben das Bestreben, Protonen abzugeben, Basen Protonen aufzunehmen. Allerdings gibt es Basen, die Protonen stärker anziehen (starke Basen) und welche, die Protonen schwächer anziehen (schwache Basen). Es gibt Säuren, die ein größeres Bestreben haben, Protonen abzugeben (starke Säuren --> Säurestärke) und welche, die ein nicht so starkes Bestreben haben, Protonen abzugeben (schwache Säuren).
H2O (l)+ NH3(aq)-->OH¯(aq)+NH4+(aq)
Neutralisation
Als neutral bezeichnet man Lösungen, in denen die Ladungen ausgeglichen sind. Eine solche erhält man, wenn man die gleiche Menge der gleichen Konzentration von einer Base und Säure zusammengibt. Es wird ein pH-Wert (siehe:pH-Skala) von 7 erreicht. Das heißt, dass die Wirkungen von der Säure und der Base aufgehoben sind.
Dieses wird an folgender Gleichung deutlich:
H3O++ Cl¯+Na++OH¯--> Na++Cl¯+2H2O
Salzsäure + Natronlauge --> Kochsalzlösung
Versuchsbeschreibung
Geräte: 2 Messzylinder 100mL, 1 Becherglas 250mL
Chemikalien:
25 ml Natronlauge c =1 mol/L,
25 ml Salzsäure c =1 mol/L
Durchführung:
1. Abmessen von jeweils 25 ml Natronlauge und Salzsäure.
2. Beides ins Becherglas geben.
3. Mit pH-Streifen den pH-Wert der Lösung bestimmen, oder
3. Die Lösung eindampfen
Auswertung: Es entsteht eine neutrale Kochsalzlösung oder beim Eindampfen NaCl.
Übung:
Wieviel Natriumhydroxid (NaOH) wird benötigt, um 1 Liter Natronlauge der Konzentration c(NaOH)=1mol/L herzustellen?
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Quellen:
- Chemie heute - Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, ISBN 3-507-10630-2, S. 108/109.
- Encarta Enzyklopädie (Artikel: Brönsted)
- Römpp Lexikon Chemie (Artikel: Säuren-Basen-Theorie)
- Bild von Brönsted : http://notes.chem.usyd.edu.au