Historische entwicklungEdit

Das Konzept einer Säure-Basen-Reaktion wurde erstmals 1754 von Guillaume-François Rouelle vorgeschlagen, der das Wort „Base“ in die Chemie einführte, um eine Substanz zu bezeichnen, die mit einer Säure reagiert, um ihr feste Form (als Salz) zu geben.

Lavoisiers Sauerstofftheorie von acidsEdit

Das erste wissenschaftliche Konzept von Säuren und Basen wurde um 1776 von Lavoisier vorgelegt., Da Lavoisiers Wissen über starke Säuren hauptsächlich auf Oxsäuren beschränkt war, wie HNO
3 (Salpetersäure) und H
2SO
4 (Schwefelsäure), die dazu neigen, zentrale Atome in hohen Oxidationszuständen zu enthalten, die von Sauerstoff umgeben sind, und da er sich der wahren Zusammensetzung der Harnsäuren (HF, HCl, HBr und HI) nicht bewusst war, definierte er Säuren in Bezug auf ihren Sauerstoffgehalt, den er tatsächlich aus griechischen Wörtern nannte, die „säurehaltig“ bedeuten (aus dem griechischen ονυς (Oxys) bedeutet „Säure“ oder „scharf“ und γεινομαι (geinomai) bedeutet „erzeugen“)., Der Lavoisier hielt über 30 Jahre, bis zum Artikel von 1810 und den anschließenden Vorträgen von Sir Humphry Davy, in denen er den Sauerstoffmangel in H
2S, H2Te und den Harnsäuren nachwies. Davy konnte jedoch keine neue Theorie entwickeln und kam zu dem Schluss, dass „Säure nicht von einer bestimmten Elementarsubstanz abhängt, sondern von einer besonderen Anordnung verschiedener Substanzen“. Eine bemerkenswerte Änderung der Sauerstofftheorie wurde von Jöns Jacob Berzelius zur Verfügung gestellt, der erklärte, dass Säuren Oxide von Nichtmetallen sind, während Basen Oxide von Metallen sind.,

Liebigs Wasserstofftheorie der säureEdit

1838 schlug Justus von Liebig vor, dass eine Säure eine wasserstoffhaltige Verbindung ist, deren Wasserstoff durch ein Metall ersetzt werden kann. Diese Neudefinition basierte auf seiner umfangreichen Arbeit über die chemische Zusammensetzung organischer Säuren und beendete die von Davy begonnene Lehrverschiebung von Säuren auf Sauerstoffbasis zu Säuren auf Wasserstoffbasis. Liebigs Definition blieb, obwohl sie vollständig empirisch war, fast 50 Jahre lang bis zur Annahme der Arrhenius-Definition in Gebrauch.,

Arrhenius definitionEdit

Die erste moderne Definition von Säuren und Basen in molekularer Hinsicht wurde von Svante Arrhenius entwickelt. Eine Wasserstoff-Theorie der Säuren, es folgte aus seinem 1884 Arbeit mit Friedrich Wilhelm Ostwald bei der Feststellung der Anwesenheit von Ionen in wässriger Lösung und führte zu Arrhenius den Nobelpreis für Chemie im Jahr 1903.

Wie von Arrhenius definiert:

• Eine Arrhenius-Säure ist eine Substanz, die in Wasser zu Wasserstoffionen (H+) dissoziiert; Das heißt, eine Säure erhöht die Konzentration von H+ – Ionen in einer wässrigen Lösung.,

Dies bewirkt die Protonierung von Wasser oder die Bildung des Hydronium (H3O+) – Ions. So wird in der Neuzeit das Symbol H+ als Abkürzung für H3O + interpretiert, weil es jetzt bekannt ist, dass ein nacktes Proton nicht als freie Spezies in wässriger Lösung existiert.

• Eine Arrhenius-Base ist eine Substanz, die in Wasser zu Hydroxid (OH−) Ionen dissoziiert; das heißt, eine Base erhöht die Konzentration von OH− Ionen in einer wässrigen Lösung.,“

Die Arrhenius-Definitionen von Säure und Alkalität sind auf wässrige Lösungen beschränkt und beziehen sich auf die Konzentration der Lösungsmittelionen. Nach dieser Definition sind reines H2SO4 und HCl, die in Toluol gelöst sind, nicht sauer und geschmolzenes NaOH und Lösungen von Calciumamid in flüssigem Ammoniak sind nicht alkalisch. Dies führte zur Entwicklung der Brønsted-Lowry-Theorie und der nachfolgenden Lewis-Theorie, um diese nicht wässrigen Ausnahmen zu berücksichtigen.,

Insgesamt muss die Chemikalie, um als Arrhenius-Säure zu gelten, bei der Einführung in Wasser entweder direkt oder auf andere Weise verursachen:

• eine Erhöhung der wässrigen Hydroniumkonzentration oder
• eine Abnahme der wässrigen Hydroxidkonzentration.

Um sich als Arrhenius-Base zu qualifizieren, muss die Chemikalie bei der Einführung in Wasser entweder direkt oder auf andere Weise verursachen:

• eine Abnahme der wässrigen Hydroniumkonzentration oder
• eine Erhöhung der wässrigen Hydroxidkonzentration.,

Die Reaktion einer Säure mit einer Base wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet. Die Produkte dieser Reaktion sind ein Salz und Wasser.

Säure + Base → Salz + Wasser

In dieser traditionellen Darstellung wird eine Säure–Base-Neutralisationsreaktion als Doppelersatzreaktion formuliert. Zum Beispiel erzeugt die Reaktion von Salzsäure, HCl, mit Natriumhydroxid, NaOH, Lösungen eine Lösung von Natriumchlorid, NaCl und einigen zusätzlichen Wassermolekülen.,

HCl ( aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O

Der Modifikator (aq) in dieser Gleichung wurde von Arrhenius impliziert und nicht explizit eingeschlossen. Es zeigt an, dass die Substanzen in Wasser gelöst sind. Obwohl alle drei Substanzen, HCl, NaOH und NaCl, als reine Verbindungen existieren können, werden sie in wässrigen Lösungen vollständig in die zirkulierten Ionen H+, Cl−, Na+ und OH−dissoziiert.,

Brønsted–Lowry definitionEdit

Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Martin Lowry

Die Brønsted – Lowry Definition, die 1923 unabhängig von Johannes Nicolaus Brønsted in Dänemark und Martin Lowry in England formuliert wurde, basiert auf der Idee der Protonierung von Basen durch die Deprotonierung von Säuren—das heißt, die Fähigkeit von Säuren, Wasserstoffionen (H+)—auch Protonen genannt-an Basen zu „spenden“, die sie „akzeptieren“.,

Eine Säure-Base-Reaktion ist somit die Entfernung eines Wasserstoffions aus der Säure und deren Zugabe zur Base. Die Entfernung eines Wasserstoffions aus einer Säure erzeugt seine konjugierte Base, bei der die Säure mit einem Wasserstoffion entfernt wird. Die Aufnahme eines Protons durch eine Base erzeugt seine Konjugatsäure, die die Base mit einem zugesetzten Wasserstoffion ist.

Im Gegensatz zu den vorherigen Definitionen bezieht sich die Brønsted–Lowry-Definition nicht auf die Bildung von Salz und Lösungsmittel, sondern auf die Bildung von Konjugatsäuren und Konjugatbasen, die durch die Übertragung eines Protons von der Säure auf die Base erzeugt werden., Bei diesem Ansatz unterscheiden sich Säuren und Basen grundlegend im Verhalten von Salzen, die als Elektrolyte angesehen werden und den Theorien von Debye, Onsager und anderen unterliegen. Eine Säure und eine Base reagieren nicht, um ein Salz und ein Lösungsmittel zu erzeugen, sondern um eine neue Säure und eine neue Base zu bilden. Das Konzept der Neutralisation fehlt somit. Brønsted-Lowry Säure-Base-Verhalten ist formal unabhängig von jedem Lösungsmittel, so dass es allumfassender als das Arrhenius-Modell. Die Berechnung des pH-Werts nach dem Arrhenius-Modell hing von in Wasser löslichen Alkalien (Basen) ab (wässrige Lösung)., Das Brønsted-Lowry-Modell erweiterte den pH-Wert mit unlöslichen und löslichen Lösungen (Gas, Flüssigkeit, Feststoff).

Die allgemeine Formel für Säure-Base-Reaktionen gemäß der Brønsted-Lowry-Definition lautet:

HA + B → BH+ + A−

wobei HA die Säure darstellt, B die Base darstellt, BH+ die Konjugatsäure von B und A− die Konjugatbasis von HA darstellt.,

Ein Brønsted-Lowry− Modell zur Dissoziation von Salzsäure (HCl) in wässriger Lösung wäre beispielsweise das folgende:

HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl−

Die Entfernung von H+ aus dem HCl erzeugt das Chloridion Cl -, die konjugierte Base der Säure. Die Zugabe von H+ zum H2O (als Base wirkend) bildet das Hydroniumion H3O+, die Konjugatsäure der Base.

Wasser ist amphoterisch—das heißt, es kann sowohl als Säure als auch als Base wirken., Das Brønsted-Lowry-Modell erklärt dies und zeigt die Dissoziation von Wasser in niedrige Konzentrationen von Hydronium-und Hydroxidionen:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH –

Diese Gleichung wird im folgenden Bild gezeigt:

Hier wirkt ein Molekül Wasser als Säure, spendet ein H+ und bildet die Konjugatbasis OH -, und ein zweites Wassermolekül wirkt als Base, akzeptiert das H+ – Ion und bildet die Konjugatsäure H3O+.

Betrachten Sie als Beispiel für Wasser, das als Säure wirkt, eine wässrige Lösung von Pyridin, C5H5N.,

C5H5N + H2O ⇌ + + OH –

In diesem Beispiel wird ein Wassermolekül in ein Wasserstoffion gespalten, das an ein Pyridinmolekül gespendet wird, und ein Hydroxidion.

Im Brønsted-Lowry-Modell muss das Lösungsmittel nicht unbedingt Wasser sein, wie es im Arrhenius Säure-Base-Modell erforderlich ist. Überlegen Sie sich zum Beispiel, was passiert, wenn sich Essigsäure, CH3COOH, in flüssigem Ammoniak auflöst.

CH
3COOH + NH
3 ⇌ NH+
4 + CH
3COO−

Ein H+ – ion entfernt wird aus Essigsäure, bildet die konjugierte base, das Acetat-ion CH3COO−., Die Zugabe eines H+ – Ions zu einem Ammoniakmolekül des Lösungsmittels erzeugt seine Konjugatsäure, das Ammoniumion NH+

Das Brønsted-Lowry-Modell nennt wasserstoffhaltige Substanzen (wie HCl) Säuren. Daher sind einige Substanzen, die viele Chemiker als Säuren betrachteten, wie SO3 oder BCl3, aufgrund von Wasserstoffmangel von dieser Klassifizierung ausgeschlossen. Gilbert N., Lewis schrieb 1938: „Die Gruppe der Säuren auf jene Substanzen zu beschränken, die Wasserstoff enthalten, beeinträchtigt das systematische Verständnis der Chemie ebenso ernsthaft wie die Beschränkung des Begriffs Oxidationsmittel auf sauerstoffhaltige Substanzen.“Darüber hinaus werden KOH und KNH2 nicht als Brønsted-Basen betrachtet, sondern als Salze, die die Basen OH− und NH –

Lewis-definitionEdit

Der Wasserstoffbedarf von Arrhenius und Brønsted-Lowry wurde durch die Lewis–Definition von Säure-Basen-Reaktionen, die von Gilbert N., Lewis im Jahr 1923, im selben Jahr wie Brønsted-Lowry, aber es wurde nicht von ihm bis 1938 ausgearbeitet. Anstatt Säure–Base-Reaktionen in Bezug auf Protonen oder andere gebundene Substanzen zu definieren, definiert die Lewis-Definition eine Base (als Lewis-Base bezeichnet) als eine Verbindung, die ein Elektronenpaar spenden kann, und eine Säure (eine Lewis-Säure) als eine Verbindung, die dieses Elektronenpaar erhalten kann.

Zum Beispiel ist Bortrifluorid, BF3 eine typische Lewis-Säure. Es kann ein Paar Elektronen aufnehmen, da es eine Vakanz in seinem Oktett hat. Das Fluoridion hat ein volles Oktett und kann ein Paar Elektronen spenden., Somit ist

BF3 + F – → BF –
4

eine typische Lewis-Säure-Lewis-Basenreaktion. Alle Verbindungen der Gruppe 13 Elemente mit einer Formel AX3 können sich als Lewis-Säuren verhalten. In ähnlicher Weise können sich Verbindungen der Gruppe 15 Elemente mit einer Formel DY3, wie Amine, NR3 und Phosphine, PR3, als Lewis-Basen verhalten. Addukte zwischen ihnen haben die Formel X3A←DY3 mit einer dativkovalenten Bindung, symbolisch als ← dargestellt, zwischen den Atomen A (Akzeptor) und D (Donor). Verbindungen der Gruppe 16 mit einer Formel DX2 können auch als Lewis-Basen wirken; Auf diese Weise kann eine Verbindung wie ein Ether, R2O oder ein Thioether, R2S, als Lewis-Base wirken., Die Lewis-Definition ist nicht auf diese Beispiele beschränkt. Zum Beispiel wirkt Kohlenmonoxid als Lewis-Base, wenn es ein Addukt mit Bortrifluorid der Formel F3B←CO bildet.

Addukte mit Metallionen werden als Koordinationsverbindungen bezeichnet; Jeder Ligand spendet ein Paar Elektronen an das Metallion., Die Reaktion

+ + 2NH3 → + + 4H2O

kann als Säure–Basen-Reaktion gesehen werden, bei der eine stärkere Base (Ammoniak) eine schwächere ersetzt (Wasser)

Die Lewis–und Brønsted− Lowry–Definitionen stimmen miteinander überein, da die Reaktion

H+ + OH – ⇌ H2O

in beiden Theorien eine Säure-Basen-Reaktion ist.

Lösungsmittelsystemdefinitionedit

Eine der Einschränkungen der Arrhenius-Definition ist die Abhängigkeit von Wasserlösungen. Edward Curtis Franklin untersuchte 1905 die Säure-Basen-Reaktionen in flüssigem Ammoniak und wies auf die Ähnlichkeiten mit der wasserbasierten Arrhenius-Theorie hin. Albert F.,O. Germann, der mit flüssigem Phosgen COCl
2 arbeitete, formulierte 1925 die lösungsmittelbasierte Theorie und verallgemeinerte damit die Arrhenius-Definition, um aprotische Lösungsmittel abzudecken.

Germann wies darauf hin, dass sich in vielen Lösungen Ionen im Gleichgewicht mit den neutralen Lösungsmittelmolekülen befinden:

• Solvoniumionen: ein Gattungsname für positive Ionen. (Der Begriff Solvonium hat den älteren Begriff Lyoniumionen ersetzt: positive Ionen, die durch Protonierung von Lösungsmittelmolekülen gebildet werden.)
• solvat ionen: ein generischer Name für negative Ionen., (Der Begriff Solvat hat den älteren Begriff Lyat-Ionen ersetzt: negative Ionen, die durch Deprotonierung von Lösungsmittelmolekülen gebildet werden.,nd ammonium and amide, respectively: 2 H
  2O ⇌ H
  3O+
  + OH−
  2 NH
  3 ⇌ NH+
  4 + NH−
  2

  Some aprotic systems also undergo such dissociation, such as dinitrogen tetroxide into nitrosonium and nitrate, antimony trichloride into dichloroantimonium and tetrachloroantimonate, and phosgene into chlorocarboxonium and chloride:

  N
  2O
  4 ⇌ NO+
  + NO−
  3 2 SbCl
  3 ⇌ SbCl+
  2 + SbCl−
  4 COCl
  2 ⇌ COCl+
  + Cl−

  A solute that causes an increase in the concentration of the solvonium ions and a decrease in the concentration of solvate ions is defined as an acid., Ein gelöster Stoff, der eine Erhöhung der Konzentration der Solvat-Ionen und eine Abnahme der Konzentration der Solvonium-Ionen verursacht, ist als Base definiert., definition zeigt bei der Beschreibung der Reaktionen in aprotischen Lösungsmitteln; zum Beispiel in Flüssigkeit N
  2O
  4:

  + → +

  Da die Lösungsmittelsystemdefinition sowohl vom gelösten als auch vom Lösungsmittel selbst abhängt, kann ein bestimmter gelöster Stoff je nach Wahl des Lösungsmittels entweder eine Säure oder eine Base sein: HClO
  4 ist eine starke Säure in Wasser, eine schwache Säure in Essigsäure und eine schwache Base in Fluorsulfonsäure; Diese Eigenschaft der Theorie wurde sowohl als Stärke als auch als Schwäche angesehen, da einige substanzen (wie SO
  3 und NH
  3) wurden als sauer oder basisch angesehen., Andererseits wurde die Systemtheorie als zu allgemein kritisiert, um nützlich zu sein. Es wurde auch angenommen, dass Wasserstoffverbindungen etwas An sich Saures haben, eine Eigenschaft, die nicht von nicht-hydrogenen Solvoniumsalzen geteilt wird.

  Lux-Flood definitionEdit

  Diese Säure–Base-Theorie war eine Wiederbelebung der Sauerstofftheorie von Säuren und Basen, die 1939 vom deutschen Chemiker Hermann Lux vorgeschlagen, von Håkon Flood um 1947 weiter verbessert und immer noch in der modernen Geochemie und Elektrochemie von geschmolzenen Salzen verwendet wird., Diese Definition beschreibt eine Säure als Oxidionenakzeptor (O2−
  ) und eine Base als Oxidionenspender. Zum Beispiel:

  + → MgCO
  3 + → NO
  3 + → NO+
  2 + 2 SO2 –
  4

  Diese Theorie ist auch nützlich bei der Systematisierung der Reaktionen von Edelgasverbindungen, insbesondere der Xenonoxide, Fluoride und Oxofluoride.

  Usanovich definitionEdit

  Mikhail Usanovich entwickelte eine allgemeine Theorie, die den Säuregehalt nicht auf wasserstoffhaltige Verbindungen beschränkt, aber sein 1938 veröffentlichter Ansatz war noch allgemeiner als die Lewis-Theorie., Usanovichs Theorie kann zusammengefasst werden, indem man eine Säure als alles definiert, was negative Arten akzeptiert oder positive spendet, und eine Base als umgekehrt. Dies definierte das Konzept der Redox (Oxidation-Reduktion) als Sonderfall von Säure-Base-Reaktionen

  Einige Beispiele für Usanovich Säure-Base-Reaktionen umfassen:

  + → 2 Na+
  + SO2 –
  4 (Arten ausgetauscht: O2 –
  Anion) + → 6 NH+
  4 + 2 SbS3 –
  4 (Arten ausgetauscht: 3 S2 –
  Anionen) + → 2Na+
  + 2Cl –
  (Arten ausgetauscht: 2 Elektronen)