Notizen zur Säure-Basen-Theorie nach Brönsted und Arrhenius

Einleitung

• Thema: Säure-Basen-Theorien von Arrhenius und Brönsted
• Arrhenius: Grundlegende Definitionen
• Brönsted: Erweiterung der Theorie

Arrhenius Theorie

• Definition von Säuren:
  • Säuren dissoziieren in Wasser zu H⁺-Ionen und Anionen.
  • Beispiel: HCl → H⁺ + Cl⁻
  • H⁺-Ionen bleiben in Lösung, während Cl⁻ zurückbleibt.
• Definition von Basen:
  • Basen dissoziieren in Wasser zu OH⁻-Ionen und Kationen.
  • Beispiel: KOH → K⁺ + OH⁻

Brönsted Theorie

• Erweiterung der Theorie:
  • Basen müssen nicht in Wasser reagieren oder OH⁻-Ionen bilden.
  • Beispiel: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺
    • NH₃ ist der Protonakzeptor (Base).
    • NH₄⁺ ist der Protongdonator (Säure).
• Protonenübertragung:
  • Protonakzeptor = Base
  • Protonen-Donator = Säure

H⁺-Ionen in Wasser

• H⁺-Ionen existieren nicht frei in Wasser.
• H⁺-Ionen lagern sich an H₂O-Moleküle an und bilden H₃O⁺-Ionen.
  • Beispiel: HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺

Wasser als Säure und Base

• Wasser kann sowohl als Säure als auch als Base fungieren.
• Beispiel-Reaktion 1:
  • NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻
    • Wasser gibt H⁺ ab → Säure
• Beispiel-Reaktion 2:
  • HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺
    • Wasser nimmt H⁺ auf → Base

Schlussfolgerung

• Wichtige Konzepte der Säure-Basen-Reaktionen
• Verlinkung zu weiteren Ressourcen: Physik- und Mathe-Kanal
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