Geschichte einzelner Säuren
Säuren sind dem Menschen schon lange bekannt. Schon 2000 v. Chr.
verwendete man Essig zum Würzen von Speisen. Die Griechen und Römer
nutzten die erfrischende Wirkung von Zitrusfrüchten. Diese Erfrischung
kommt unter anderem von der in den Früchten enthaltenen Zitronensäure.
Diese Stoffe waren zwar in der Antike nicht unter dem Namen "Säuren" bekannt, aber ihr saurer Charakter und Geschmack wurde sehr geschätzt.
Im 13. Jahrhundert wurden die Salpeter- und die Schwefelsäure erstmals
in byzantinischen Schriften erwähnt. Ihre Gewinnung wurde 1250 erstmals
durch den Alchimisten GEBER beschrieben. Erstere gewinnt er durch „Destillation”
aus den Salzen Alaun und Vitriol, die zweite Mineralsäure, indem
er dem Salzgemisch noch Salpeter (Kaliumnitrat) zusetzt.
Die in der Renaissance noch als "scharfe
Wässer" bezeichneten Säuren bekamen eine immer stärkere
wirtschaftliche Bedeutung. Der wirtschaftliche Einsatz der Schwefelsäure
begann erst Mitte des 18. Jahrhunderts. Ihre Haupteinsatzgebiete waren
die Stofffärberei und die Bleicherei.
Die Salpetersäure dagegen wurde
schon früher zu gewerblichen Zwecken verwendet. Sie fand hauptsächlich
in der Edelmetallverarbeitung ihren Einsatz. Zum Beispiel in Venedig wurde
sie schon im 15. Jahrhundert zur Scheidung von Gold und Silber verwendet.
Die Salzsäure wurde im 16. Jahrhundert
entdeckt und GLAUBER beschrieb erstmals ausführlich ihre Herstellung.
GLAUBER empfahl Salzsäure zu verschiedenen Zwecken, unter anderem
zum Würzen von Speisen, aber ihre große wirtschaftliche Bedeutung
bekam sie erst im 19. Jahrhundert.
Die Entwicklung des Säurebegriffs
Doch wann sprach man eigentlich von "Säuren"? Und was ist
genau mit diesem Begriff gemeint?
Die erste Definition entstand wohl nach dem Geschmack. Wir können
"sauer" schmecken. Da man aber im chemischen Labor keine Stoffe
kosten kann, ohne die Gesundheit zu gefährden, wurden Messgeräte
und Indikatoren entwickelt und der Begriff "Säure" definiert. Die Definitionskriterien
wandelten sich dabei im Laufe der Zeit.
Der englische Forscher ROBERT BOYLE (1627-1691) unterschied als erster
Säuren und Basen. Er stellte fest, dass Säuren den Pflanzenfarbstoff
Lackmus rot färben und Marmor lösen. Basen hingegen färben
Lackmus blau und bilden beim Mischen mit sauren Lösungen Salze. Die
Begriffe "Säure" und "Base" für jeweils eine Stoffklasse wurden von R. BOYLE im 17. Jh. eingeführt.
Der Franzose ANTOINE DE LAVOISIER erkannte, dass beim Lösen vieler
Oxide (z. B. Schwefeloxide) in Wasser saure Lösungen entstehen. Daraus
schlussfolgerte er, dass Sauerstoff als Bestandteil der Oxide auch in
allen Säuren enthalten sein müsse.
Diese Annahme wurde durch JUSTUS VON LIEBIG widerlegt, der mit der von
ihm entwickelten Elementaranalyse nachwies, dass es Säuren gibt,
die keinen Sauerstoff enthalten. Nach LIEBIG sind Säuren Substanzen,
die Wasserstoff enthalten, der durch Metalle ersetzt werden kann. Es gibt
jedoch einige Stoffe (Methan, Metallhydride), die Wasserstoff enthalten
und überhaupt nicht sauer reagieren. Außerdem konnte LIEBIG
kein allgemeines Merkmal für Basen formulieren.
Definition nach ARRHENIUS
Die ersten Chemiker, die sich der Definition des Säurebegriffs annahmen,
waren der Schwede SVANTE ARRHENIUS
und der deutsche Chemiker WILHELM OSTWALD. Sie verstanden in ihrer 1887
aufgestellten Definition unter einer Säure immer noch einen Stoff,
der sauer schmeckt, aber auch einen Stoff, der in wässriger Lösung
Wasserstoff-Ionen bildet. Gibt man also eine Säure in Wasser, dann
dissoziiert sie in Wasserstoff-Ionen und Säurerest-Ionen.
Beispiel Salpetersäure:
(Salpetersäure dissoziiert in Wasser zu Wasserstoff-Ionen und Nitrat-Ionen = Säurerestion)
Allgemein lautet die Formel dann folgendermaßen:
HA steht in diesem Fall ganz allgemein für eine ARRHENIUS Säure
und 
ist das bei der Dissoziation entstehende Säurerestion.
Eine Base ist nach ARRHENIUS dann
ein Stoff, der seifig oder laugenhaft schmeckt und in Wasser Hydroxid-Ionen
bildet.
Beispiel Natriumhydroxid (Trivialname Natronlauge)
Allgemein:
Diese Definition musste aber erweitert werden, da sie einen großen Nachteil hatte. ARRHENIUS beschränkte sich in seiner Definition nur auf wässrige Lösungen. Für das Entstehen einer Säure oder Base war also immer Wasser notwendig, es waren aber auch schon Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser bekannt.
Definition nach BRÖNSTED
Unabhängig voneinander entwickelten der dänische Chemiker
JOHANNES BRÖNSTED und
der Engländer THOMAS LOWRY im Jahre 1923 eine neue Definition des
Säure-Base-Begriffs. Nach BRÖNSTED ist eine Säure ein Stoff
oder eine Verbindung, die Protonen (=Wasserstoff-Ionen) abgeben kann.
Solch ein Stoff wird dann als Protonendonator
(lat. donare = spenden) bezeichnet.
Beispiel Salpetersäure:
Allgemein:
Eine BRÖNSTED-Base dagegen ist eine Verbindung, die Protonen 
aufnehmen
kann. Deshalb wird ein solcher Stoff auch als Protonenakzeptor
bezeichnet (lat. accipere = annehmen).
Beispiel Ammoniak:
Allgemein:
Eine Grundvoraussetzung für diese Theorie ist das Vorhandensein
eines Teilchens, das das abgegebene Proton wieder aufnimmt, da freie Protonen
nicht beständig sind. Säure-Base-Reaktionen sind nach BRÖNSTED
also Reaktionen mit Protonenübergang. Dieses Teilchen ist häufig
das Wassermolekül, das dann zu einem Oxonium-Ion
wird.
Unterschiede zwischen den Definitionen
nach ARRHENIUS und BRÖNSTED
Auf dem ersten Blick könnte man meinen es besteht kein Unterschied
zwischen der BRÖNSTEDschen Definition und der Definition nach ARRHENIUS
, aber die Besonderheit steckt im Detail. BRÖNSTED ist mit seiner
Definition nicht mehr vom Vorhandensein wässriger Lösungen abhängig.
Mit dieser Theorie können auch Säure-Base-Reaktionen erklärt
werden, die in einem anderen Medium verlaufen, zum Beispiel in Ammoniak.
Ein weiterer Unterschied zwischen der Definition nach ARRHENIUS und der
nach BRÖNSTED besteht in der Beziehung zwischen Säure und Base.
Bei ARRHENIUS waren Säure und Base unabhängig voneinander. Lässt
man nach ARRHENIUS Salpetersäure dissoziieren, so entsteht ein Wasserstoff-Ion
und als Säurerestion das Nitrat-Ion. Das Vorhandensein von Säure
und Base war nicht miteinander gekoppelt. Dies ist bei BRÖNSTED gänzlich
anders. Spaltet man nach BRÖNSTED von der Salpetersäure das
Proton ab so entsteht zwar auch wieder das Nitrat-Ion, es fungiert aber
gleich wieder als BRÖNSTED-Base, da es ein Proton aufnehmen kann.
Es gibt also zu einer Säure immer eine dazugehörige Base und
umgekehrt. Da diese beiden untrennbar miteinander gekoppelt sind, spricht
man von einem korrespondierenden (im englischen Sprachgebrauch häufig
von einem konjugierten) Säure-Base-Paar.
Schaut man also auf das andere Beispiel, nämlich den Ammoniak, so
ist der Ammoniak die BRÖNSTED-Base und das Ammonium-Ion 
die
korrespondierende BRÖNSTED-Säure dazu.
Ampholyte
Die meisten Säure-Base-Reaktionen verlaufen in Wasser bzw. mit Wasser als Reaktionspartner, wobei Wasser sowohl unter Bildung von Hydroniumionen ein Proton aufnehmen kann als auch unter Bildung von Hydroxidionen ein Proton abgeben kann.
Neben dem Wasser gibt es viele andere
Ampholyte. Jedes Säurerestion einer mehrstufigen Säure, also
Säuren die mehr als ein Proton abspalten können, sind Ampholyte.
Als Beispiel soll hier kurz die Phosphorsäure 
angeführt
werden.
Die Phosphorsäure dissoziiert stufenweise, das heißt sie gibt
ihre Protonen nacheinander ab. In der ersten Phase wird aus der Phosphorsäure
durch Abgabe eines Protons das Dihydrogenphosphat-Ion 
.
Die Phosphorsäure ist, da sie ein Proton abgibt, die Säure und
das Dihydrogenphosphat-Ion ist die korrespondierende Base. In der nächsten
Phase kann aber auch das Dihydrogenphosphat noch ein Proton abgeben und
wird zum Hydrogenphosphat 
.
In der dritten Stufe dissoziiert schließlich das Hydrogenphosphat
noch einmal zum Phosphat-Ion 
.
Phase 1:
Phase 2:
Phase 3:
Diese Ampholyte sind für die Biologie sehr wichtig. Da sie sowohl
als Säure als auch als Base fungieren können, werden sie in
sogenannten Puffersystemen eingesetzt und helfen einen bestimmten pH-Wert
konstant zu halten. Ein solcher Puffer aus Hydrogenkarbonat 
wirkt
im menschlichen Blut.
Zum Abschluss soll noch einmal betont werden, dass Säure-Base-Reaktionen
nach BRÖNSTED Reaktionen mit Protonenübergang sind. Damit eine
Säure ihr Proton abgeben kann, muss ein Teilchen vorhanden sein,
das dieses Proton aufnimmt. Ein Teilchen, das Protonen aufnimmt, wird
als Base bezeichnet. Es muss also immer eine Base vorhanden sein.
Allgemein formuliert:
und 
bzw.
und 
sind
dabei die korrespondierenden Säure-Base-Paare.
Allgemein: 
Die Theorie von BRÖNSTED reicht eigentlich für das Verständnis von Säuren und Basen aus. Mit ihr kann man den Verlauf vieler Reaktionen erklären und vorhersagen. Weiterhin ist es mit der BRÖNSTEDschen Theorie möglich, die Stärke von Säuren und Basen quantitativ zu bestimmen und damit eine Skala der Stärke von Säuren bzw. Basen aufzustellen.
Säure-Base-Definition nach LEWIS
Trotzdem entwickelte der amerikanische Chemiker GILBERT N. LEWIS
eine andere, auf BRÖNSTED aufbauende Theorie von Säuren und
Basen. LEWIS sieht in allen Verbindungen Säuren, die BRÖNSTED-Basen
neutralisieren ohne Wasserstoff. Dabei stützt er seine Definition
von Säuren und Basen darauf, ob ein freies Elektronenpaar vorhanden
ist oder fehlt.
Säuren sind nach LEWIS Stoffe, die ein freies Elektronenpaar zur
Bildung einer kovalenten Bindung aufnehmen können. Deshalb werden solche Stoffe
auch als Elektronenpaarakzeptoren
bezeichnet. Man nennt sie auch elektrophil,
was so viel bedeutet wie elektronenfreundlich bzw. elektronensuchend.
LEWIS-Basen dagegen sind Stoffe, die ein freies Elektronenpaar besitzen
und dieses zur Bildung einer kovalenten Bindung abgeben. Sie werden auch
Elektronenpaardonatoren
genannt. Man nennt sie nukleophil,
was so viel wie kernsuchend bedeutet.
Ein Vorteil dieser Definition ist wie bereits bei BRÖNSTED, dass
auch Reaktionen in nicht wässrigen Lösungen erklärt werden
können. Zum anderen ist nach dieser Definition nicht mehr zwanghaft
die Bildung eines Salzes vorgeschrieben, da ja keine Ionen mehr entstehen,
sondern Stoffe mit kovalenten Bindungen (=Atombindung, =koordinative Bindung).
Eines der bekanntesten Beispiele für eine LEWIS-Base ist der Ammoniak.
Das Stickstoffatom im Ammoniak besitzt drei Bindungen zu Wasserstoffatomen
und hat dann noch zwei freie Außenelektronen in Form eines freien
Elektronenpaares. Eine der wichtigsten LEWIS-Säuren ist das Proton
(= Wasserstoffatom; 
).
Es besitzt eine sogenannte Elektronenlücke, da die Valenzschale
nicht vollbesetzt ist.
Eine Reaktion zwischen einer LEWIS-Säure und einer LEWIS-Base soll
einmal am Beispiel der Reaktion des Bortriflourid (
)
mit Ammoniak gezeigt werden.
Wie man an dieser Reaktion sieht, stammt das Elektronenpaar, das zur Bindung verwendet wird ausschließlich vom Ammoniak. Durch dieses gemeinsam genutzte Elektronenpaar hat das Boratom nun eine mit acht Elektronen besetzte Außenschale und ist sehr stabil.
Die LEWIS-Theorie ist eine Erweiterung der BRÖNSTED-LOWRY-Theorie, die in der organischen Chemie sehr nützlich ist. So lässt sich beispielsweise der Ablauf einer nucleophilen Substitution an Aromaten mit Aluminiumchlorid als Katalysator gut mittels der LEWIS-Theorie veranschaulichen. Nach LEWIS kann aber die
Stärke von Säuren und Basen nicht quantitativ beschrieben werden.
Außerdem werden Verbindungen wie Wasser oder Chlorwasserstoff nicht
mehr als Säuren betrachtet, obwohl speziell letzterer eindeutig sauer
reagiert. Das für viele naturwissenschaftliche Vorgänge anschaulichste
Modell von Säuren und Basen ist deshalb nach wie vor die BRÖNSTED-LOWRY-Theorie..