Brønsted

Beschäftigst du dich in Chemie gerade mit Säuren und Basen? Dann wirst du sicherlich auch den Namen Johannes Nicolaus Brønsted im Unterricht hören.

Was besagt die Theorie von Brønsted?

simpleclub erklärt dir, was du zu der Forschung von Brønsted wissen solltest.

Erkenntnisse von Brønsted einfach erklärt

Säuren und Basen nach Brønsted

Säuren & Basen nach Brønsted:

Säuren sind Moleküle, die Protonen\text{(H}^+)(H+)\text{(H}^+)abgeben können. Eine Säure wird auch als Protonen-Donator bezeichnet.

Basen sind Moleküle, die Protonen aufnehmen können. Eine Base wird auch als Protonen-Akzeptor bezeichnet.

Säure-Base-Reaktion

Jede Reaktion, bei der Protonen (Wasserstoff-Ionen) zwischen Reaktionspartnern übertragen werden, heißt Säure-Base-Reaktion.

Da keine freien Protonen (Wasserstoff-Ionen) existieren, müssen stets eine Säure und eine Base an der Reaktion beteiligt sein. Die Säure gibt dabei ein Proton ab, welches die Base aufnimmt.

Die allgemeine Reaktionsgleichung für Säuren (HA) und Basen (BOH) sieht so aus:

\text{H-A}+ \text{B-OH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{B}^+ + \text{H}_{2}\text{O}H-A+B-OHA+B++H2O\text{H-A}+ \text{B-OH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{B}^+ + \text{H}_{2}\text{O}

Beispiele Brønsted

Salpetersäure und Wasser

\footnotesize{\text{Salpetersäure + Wasser} \xrightarrow{} \text{Nitrat-Ion + Oxonium-Ion}}Salpetersa¨ure + WasserNitrat-Ion + Oxonium-Ion\footnotesize{\text{Salpetersäure + Wasser} \xrightarrow{} \text{Nitrat-Ion + Oxonium-Ion}}\text{HNO}_{3} \,_{\text{(l)}}+ \text{H}_{2}\text{O} \xrightarrow{} \text{NO}_{3}^{-}\,_{\text{(aq)}} + \text{H}_{3}\text{O}^{+}_{\text{(aq)}}\text{HNO}_{3} \,_{\text{(l)}}+ \text{H}_{2}\text{O} \xrightarrow{} \text{NO}_{3}^{-}\,_{\text{(aq)}} + \text{H}_{3}\text{O}^{+}_{\text{(aq)}}

Salpetersäure gibt bei der Reaktion mit Wasser ein Proton ab, fungiert also als Säure (= Protonen-Donator) und wird zum Nitrat-Ion. Wasser nimmt hingegen ein Proton auf, fungiert also als Base (= Protonen-Akzeptor) und wird zum Oxonium-Ion.

Ammoniak und Wasser

\footnotesize{\text{Wasser + Ammoniak} \xrightarrow{} \text{Hydroxid-Ion + Ammonium-Ion}}Wasser + AmmoniakHydroxid-Ion + Ammonium-Ion\footnotesize{\text{Wasser + Ammoniak} \xrightarrow{} \text{Hydroxid-Ion + Ammonium-Ion}}\text{H}_{2}{\text{O}} + \text{NH}_{3}\,_\text{(g)} \xrightarrow{} \text{OH}^{-}_{\text{(aq)}} + \text{NH}_{4}^{+}\,_{\text{(aq)}}\text{H}_{2}{\text{O}} + \text{NH}_{3}\,_\text{(g)} \xrightarrow{} \text{OH}^{-}_{\text{(aq)}} + \text{NH}_{4}^{+}\,_{\text{(aq)}}

Wasser gibt bei der Reaktion mit Ammoniak ein Proton ab, fungiert also als Säure und wird zum Hydroxid-Ion. Ammoniak nimmt ein Proton auf, fungiert also als Base und wird zum Ammonium-Ion.

Ammoniakgas und Salzsäuregas

\footnotesize{\text{Salzsäure + Ammoniak } \xrightarrow{} \text{Ammoniumchlorid}}Salzsa¨ure + Ammoniak Ammoniumchlorid\footnotesize{\text{Salzsäure + Ammoniak } \xrightarrow{} \text{Ammoniumchlorid}}\text{HCl}_{\text{(g)}} + \text{NH}_{3 \text{(g)}} \xrightarrow{} \text{NH}_{4}\text{Cl}_{\text{(s)}}HCl(g)+NH3(g)NH4Cl(s)\text{HCl}_{\text{(g)}} + \text{NH}_{3 \text{(g)}} \xrightarrow{} \text{NH}_{4}\text{Cl}_{\text{(s)}}

Gasförmige Salzsäure gibt bei der Reaktion mit gasförmigem Ammoniak ein Proton ab, fungiert also als Säure. Ammoniak-Gas nimmt ein Proton auf, fungiert also als Base.

Da keine wässrige Lösung vorliegt, bildet sich das feste Salz Ammoniumchlorid.

Dieses Salz würde in einer wässrigen Lösung zu Ammonium-Ionen (NH₄⁺) und Chlorid-Ionen (Cl⁻) dissoziieren.

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