Grundlagen

Eine Säure-Base Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H⁺ ab während die Base dieses H aufnimmt. Ein H⁺ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann, d.h. Säuren sind polare Stoffe. Die Säure wird dadurch zu einer Base, die Base wird zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine korrespondierende Base hat, als auch jede Base eine korrespondierende Säure hat, z.B. HNO₃ (Salpetersäure) wird zu NO₃^- (Nitrat-Ion). Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein, diese nennt man Ampholyte, ein wichtiges Beispiel dafür ist H₂O (wichtig für pH-Wert). Wie die Reaktion abläuft, hängt vom Reaktionspartner ab. Denn: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer starken Säure reagiert zu einer Base und es entsteht H₃O⁺ (siehe dazu pH-Wert). Die meisten Säuren sind ausserdem in Wasser gelöst und somit dort eigentlich gar nicht vorhanden, da sie mit dem Wasser reagieren und H₃O⁺ als Säure entsteht. Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, das Gleichgewicht liegt jeweils bei der schwächeren Säure und der schwächeren Base, d.h. der grösste Teil der stärkeren Säure bzw. Base reagieren.

Einige Säuren und ihre korrespondierenden Basen:

Salpetersäure: HNO3	Nitrat-Ion: NO3-
Kohlensäure: H2CO3	Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!)	Carbonat-Ion: CO32-
Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte)	Phosphat-Ion: PO43-
Oxonium: H3O+	Wasser: H2O
Wasser: H2O	Hydroxid-Ion: OH-
Hydroxid-Ion: OH-	Oxid-Ion: O 2-
Essigsäure: CH3COOH	Acetat-Ion: CH3COO

Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (O₂CH), der Rest variert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die korrespondierende Base eine andere Farbe hat als die Säure. Basen können auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca²⁺CO₃^2-), welches somit gut wasserlöslich ist, da das Carbonat-Ion mit Wasser reagieren kann. Durch Kalk wird das Wasser hart.

Reaktionstypen

Neutralisation:

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH^--Ionen mit starken Säuren.

HCl+Na⁺OH^-→H₂O+Na⁺Cl^-

Die starke Säure vertreibt die schwache Säure aus ihrem Salz:

K⁺CN^-+HCl_aq⇌K⁺Cl_aq^-+HCN

Basen im Wasser

NH₃+H₂O⇌NH₄⁺+OH^-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH^--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH^-, wenn es auch mehr Base hat.

pK_S und pK_B

Der pK_S gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante K_S. Je tiefer der pK_S-Wert, desto stärker die Säure. Dasselbe gilt auch für den pK_B-Wert, je tiefer dieser ist, desto stärker die Base. Bei einem korrespondierenden Säure-Base-Paar gilt: pK_S+pK_B=14. Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.