Mehrprotonige Säuren und Säure-Base-Theorie nach Brønsted
In diesem Abschnitt werden mehrprotonige Säuren und die Säure-Base-Theorie nach Brønsted behandelt. Eine Tabelle zeigt verschiedene Säuren, ihre Formeln und die entsprechenden Säurerest-Ionen.
Vocabulary: Mehrprotonige Säuren sind Säuren, die mehr als ein Proton abgeben können, wie z.B. Schwefelsäure H2SO4 oder Phosphorsäure H3PO4.
Die Brønsted-Theorie definiert Säuren als Protonendonatoren und Basen als Protonenakzeptoren. Diese Theorie erweitert das Verständnis von Säure-Base-Reaktionen über wässrige Lösungen hinaus.
Definition: Nach Brønsted ist eine Säure ein Stoff, der Protonen H+ abgeben kann, während eine Base Protonen aufnehmen kann.
Beispiel: Die Reaktion von Chlorwasserstoff mit Ammoniak: HCl + NH3 → NH4+ + Cl-
Hier fungiert HCl als Säure Protonendonator und NH3 als Base Protonenakzeptor.
Highlight: Wasser ist ein Ampholyt, das heißt, es kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren, abhängig vom Reaktionspartner.
Diese Konzepte sind grundlegend für das tiefere Verständnis von Säure-Base-Titrationen und Neutralisationsreaktionen in der Chemie.