SäureBase

SäureBase bezeichnet das Verhalten von Säuren und Basen in chemischen Systemen. Die ursprüngliche Arrhenius-Theorie definiert Säuren als Substanzen, die in Wasser H+ liefern, und Basen als Substanzen, die OH− freisetzen. Erweiterungen durch Brønsted–Lowry stellen Säuren als Protonendonatoren und Basen als Protonenakzeptoren dar, während die Lewis-Theorie das Bild auf Substanzen erweitert, die Elektronenpaare akzeptieren oder donieren. Diese Modelle ergänzen einander und gelten in vielen Lösungsmitteln, doch ihre praktische Gültigkeit ist stark vom Lösungsmittel abhängig.

Im wässrigen System beschreibt der pH-Wert die Konzentration freier H+-Ionen. Das Gleichgewicht der Wasserionen führt zu Kw ≈ 1,0×10−14 bei 25 °C. Starke Säuren und Basen dissoziieren nahezu vollständig, während schwache Verbindungen nur teilweise dissoziieren. Typische Begriffe sind konjugierte Säure-Base-Paare, etwa HA/A−. Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung pH = pKa + log([A−]/[HA]) erklärt die Pufferung: Ein Puffer aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base wirkt gegen pH-Änderungen, wenn geringe Mengen von H+ oder OH− zugefügt werden. Puffer spielen eine zentrale Rolle in Biologie, Umweltwissenschaften und Technik.

Messung und Anwendung umfassen pH-Messung mit Elektroden, Indikatoren und Titrationen, die den Äquivalenzpunkt ermitteln. Anwendungsfelder reichen von der chemischen Synthese und Reaktionstechnik über medizinische Produkte (Antazida) bis hin zu biologischen Systemen (Blut- und Zellsysteme) und Umweltprozessen (Boden- und Wassersäurehaushalt).

Begrenzungen: Die Säure-Base-Modelle sind lösungsmittel- und temperaturabhängig. In nicht-aquatischen Lösungen oder der Gasphase gelten andere Konzepte (z. B. Lewis-Sichtweisen). Außerhalb wässriger Systeme verliert der Begriff pH oft seine universelle Bedeutung; es existieren auch extrem starke Säuren/Basen (Superacid, Superbase).