Brönsted Säuren Basen

In der Chemie nach Brönsted wird eine Säure als Protonendonator definiert. Das bedeutet, eine Säure ist ein Teilchen, das ein Wasserstoff-Ion (H⁺), also ein bloßes Proton, abgeben kann. Im Gegensatz dazu ist eine Base ein Protonenakzeptor, also ein Teilchen, das ein solches Proton aufnehmen kann. Eine Säure-Base-Reaktion ist somit immer eine Protolyse, bei der ein Proton von einem Partner auf den anderen übertragen wird.

Da ein freies Proton (H⁺) in wässriger Lösung extrem instabil ist, lagert es sich sofort an ein Wassermolekül an. Dabei entsteht das Oxonium-Ion (auch Hydronium-Ion genannt, H₃O⁺). Wenn eine Base ein Proton aufnimmt, entsteht aus ihr die korrespondierende Säure; wenn eine Säure ein Proton abgibt, bleibt die korrespondierende Base zurück. Man spricht hier von korrespondierenden Säure-Base-Paaren.

Wasser nimmt eine Sonderstellung ein, da es sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann. Solche Stoffe nennt man Ampholyte. In reinem Wasser findet ständig die sogenannte Autoprotolyse des Wassers statt: Zwei Wassermoleküle reagieren miteinander zu einem Oxonium-Ion (H₃O⁺) und einem Hydroxid-Ion (OH⁻).

Das Gleichgewicht dieser Autoprotolyse liegt stark auf der Seite der Wassermoleküle. Das Produkt der Konzentrationen von H₃O⁺ und OH⁻ ist jedoch konstant und wird als Ionenprodukt des Wassers (K_w) bezeichnet. Bei einer Standardtemperatur von 25 °C beträgt dieser Wert immer 10⁻¹⁴ mol²/l². In neutralem Wasser sind die Konzentrationen beider Ionen gleich groß, nämlich jeweils 10⁻⁷ mol/l.

Um den Umgang mit diesen sehr kleinen Konzentrationswerten zu erleichtern, wurde der pH-Wert eingeführt. Er ist definiert als der negative Dekadische Logarithmus (Zehnerlogarithmus) der Oxonium-Ionen-Konzentration: pH = -log₁₀[H₃O⁺]. Analog dazu gibt es den pOH-Wert für die Hydroxid-Ionen-Konzentration. Aufgrund des Ionenprodukts gilt bei 25 °C immer die Beziehung: pH + pOH = 14.

Die pH-Skala reicht üblicherweise von 0 bis 14. Ein pH-Wert von 7 gilt als neutral, da hier [H₃O⁺] = [OH⁻] vorliegt. Werte kleiner als 7 werden als sauer bezeichnet (hohe Protonenkonzentration), während Werte größer als 7 als basisch oder alkalisch eingestuft werden (niedrige Protonenkonzentration, hohe Hydroxidkonzentration).

Da es sich um eine logarithmische Skala handelt, bedeutet die Änderung des pH-Werts um eine Einheit eine zehnfache Änderung der Ionenkonzentration. Eine Lösung mit pH 4 ist also zehnmal saurer als eine Lösung mit pH 5 und hundertmal saurer als eine Lösung mit pH 6. Dies ist entscheidend für das Verständnis biologischer Systeme, in denen bereits kleine pH-Schwankungen fatale Folgen haben können.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass Säuren Protonen 'spenden' und Basen sie 'empfangen'. Das Wasser dient dabei oft als Reaktionspartner und definiert durch seine Autoprotolyse den neutralen Punkt unserer pH-Skala. Das Verständnis dieser Protonenwanderung ist die Basis für die gesamte Biochemie und Physiologie des menschlichen Körpers.