Die Theorien von Arrhenius, Brönsted und Lewis

Arrhenius (1883):

• Säuren:
  Wasserstoffverbindungen, die in wässriger Lösung $H^+$-Ionen abgeben
  (z.B. $HX\quad (X=Cl, Br, I), H_2SO_4,{} HNO_3{}, H_3PO_4, HAc$
  aber auch $NH_4Cl$ ).
  

  Kleine, hochgeladene, elektronegative (Nichtmetall-)Kationen bilden mit Sauerstoff i.d.R. Säureanhydride oder saure Oxide

  $$E + \frac{y}{2} O_2 \rightleftharpoons EO_y$$

  bzw.

  $$S + O_2 \rightleftharpoons SO_2,$$

  die sich mit Wasser zu Säuren umsetzen.
  (Formulieren Sie einige solcher Umsetzungen).
  
  

• Basen:
  Hydroxylverbindungen, die in wässriger Lösung $OH^-$-Ionen bilden
  (z.B. $MOH  (M = Li, Na, K, Rb, Cs), M'(OH)_2$
  $(M' = Ca, Sr, Ba$ )
  

  Grosse, niedriggeladene, elektropositive Kationen bilden mit Sauerstoff i.d.R. Basenanhydride oder basische Oxide

  $$M + \frac {y}{2} O_2 \rightleftharpoons MO_y$$

  bzw.

  $$2Na + \frac {1}{2}O_2 \rightleftharpoons Na_2O,$$

  die sich mit Wasser zu Basen umsetzen.
  (Formulieren Sie einige solcher Umsetzungen).
  
  

• Neutralisation:
  Bildung von Wasser und Säure-Base-Paaren (= Salze)

  $$H^+ + OH^- \rightleftharpoons H_2O \qquad \Delta H \ll 0$$ (3)

  
  

  $$NaOH + HCl \rightleftharpoons NaCl + H_2O \qquad \Delta H \ll 0$$ (4)

  
  

Tabelle 1: Anhydride, ihre Säuren, Basen und Wertigkeit

Anhydrid	Säure	Wertigkeit
$N_2O_5$	$HNO_3$	1
$P_2O_5$	$H_3PO_4$	3
$SO_2$	$H_2SO_3$	2
$CO_2$	$H_2CO_3$	2
$I_2O_7 \hat{=}  I_2O_5 + O_2$	$H_5IO_6 \hat{=}  HIO_4(H_2O)_2$	1
	Base
$Na_2O$	$NaOH$	1
$CaO$	$Ca(OH)_2$	2
$Al_2O_3$	$Al(OH)_3$	3

Arrheniussäuren und -basen dissoziieren in $H_2O$ mehr oder weniger stark:

$$HXO_y \rightleftharpoons H^+ + XO_y \qquad MOH \rightleftharpoons M^+ + OH^-$$

Die Stärke von Säuren und Basen (Säurestärke, Basenstärke) wird durch die Dissoziationskonstanten bestimmt.

Die Neutralisationswärme geht im wesentlichen auf die Bildung von undissoziiertem $H_2O$ zurück (s. Gleichung 3 und 4) .

Die Arrheniusdefinition ist auf Wasser als Lösungsmittel beschränkt.

Brönsted (1923):

• Protonen werden von Säuren abgegeben und von Basen aufgenommen.
  $HA \rightleftharpoons H^+ + A^- \qquad S\uml {a}ure \rightleftharpoons H^+ +$   konjugierte Base
  

  $H^+ + B \rightleftharpoons HB^+ \qquad H^+ + Base \rightleftharpoons$   konjugierte Säure

  Zwischen Säuren und Basen entsteht eine Konkurrenz um das Proton, das sogenannte Protolysengleichgewicht:
  

  $HA + B \rightleftharpoons HB^+ + A^-$
  

  $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH^+_4 + OH^-$

  
  

• Ampholyte (amphotere Stoffe) können je nach Reaktionspartner oder nach Lösungsmittel als Säuren oder Basen wirken:
  $H_2O,  NH_3,  Al(OH)_3, \dots$
  

  
  

Die Brönsted-Definition ist nicht mehr auf Wasser als Lösungsmittel beschränkt. Sie gilt für alle protischen, d.h. $H^+$-liefernden Lösungsmittel.

Lewis (1923):

• Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren

  
  

• Basen sind Elektronenpaardonatoren

  
  

• Säure-Base-Reaktion: Bildung einer Bindung zwischen einer Säure und einer Base über ein Elektronenpaar.
  
  $$BF_3 + NH_3 \longrightarrow BF_3NH_3$$

  
  

  $$SnCl_4 + Cl^- \longrightarrow SnCl_5^{ -}$$
  $$SnCl_5^{ -} + Cl^- \longrightarrow SnCl_6^{ 2-}$$
  $$Cu^{2+} + NH_3 \longrightarrow CuNH_3^{ 2+}$$

(Machen Sie sich klar welche Spezies Säuren und welche Basen sind).

Die Theorie von Lewis (1875 - 1946) hat den Säure-Base-Begriff nochmals erweitert und vom Proton bzw. vom Hydroxidion völlig unabhängig gemacht.