Säure-Base-Theorie nach Brönsted: Unterschied zwischen den Versionen

Version vom 3. April 2006, 20:32 Uhr

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 (Protolyse) 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

Protonenempfänger

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)

Datei:Broensted.jpg

Neutralisation

Als neutral bezeichnet man Lösungen, in denen das Verhältnis von H⁺ und OH¯ Ionen ausgeglichen sind. Eine solche erhält man, wenn man eine Base und Säure unter folgenden Bedingungen zusammengibt:

• gleiches Volumen
• gleiche Konzentration
• vergleichbare Säure- und Basestärke
• gleiche Anzahl der abspaltbaren H⁺ und OH¯ Ionen.

Sind alle vier Bedingungen erfüllt, bzw. ausgeglichen, wird ein pH-Wert von 7 erreicht, wie bei der folgenden Neutralisation:

H₃O⁺+ Cl¯ + Na⁺ + OH¯ --> Na⁺ + Cl¯ + 2 H₂O
Salzsäure + Natronlauge --> Kochsalzlösung

Versuchsbeschreibung

Geräte: 2 Messzylinder 100 mL, 1 Becherglas 250 mL

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
4. 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) = 1 mol/L herzustellen?

Antwort auf der Seite: Brönsted-Theorie Lösungen.

Quellen

1. Chemie heute - Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, ISBN 3-507-10630-2, S. 108/109.
2. Encarta Enzyklopädie (Artikel: Brönsted)
3. Römpp Lexikon Chemie (Artikel: Säuren-Basen-Theorie)
4. Bild von Brönsted : http://notes.chem.usyd.edu.au

Beitrag erstellt von:
Anja und
Jenny