Säuren

Zink, ein typisches Metall, bei der Reaktion mit Salzsäure, einer typischen Säure ⓘ

Eine Säure ist ein Molekül oder ein Ion, das in der Lage ist, entweder ein Proton abzugeben (d. h. ein Wasserstoffion, H⁺), was als Brønsted-Lowry-Säure bezeichnet wird, oder eine kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar einzugehen, was als Lewis-Säure bezeichnet wird. ⓘ

Die erste Kategorie von Säuren sind die Protonendonatoren, die Brønsted-Lowry-Säuren. Im speziellen Fall wässriger Lösungen bilden die Protonendonatoren das Hydronium-Ion H₃O⁺ und werden als Arrhenius-Säuren bezeichnet. Brønsted und Lowry verallgemeinerten die Arrhenius-Theorie auf nichtwässrige Lösungsmittel. Eine Brønsted- oder Arrhenius-Säure enthält in der Regel ein Wasserstoffatom, das an eine chemische Struktur gebunden ist, die auch nach dem Verlust von H⁺ noch energetisch günstig ist. ⓘ

Wässrige Arrhenius-Säuren haben charakteristische Eigenschaften, die eine praktische Beschreibung einer Säure darstellen. Säuren bilden wässrige Lösungen mit einem sauren Geschmack, können blaues Lackmus rot färben und reagieren mit Basen und bestimmten Metallen (wie Kalzium) unter Bildung von Salzen. Das Wort Säure leitet sich vom lateinischen acidus/acēre ab, was "sauer" bedeutet. Eine wässrige Lösung einer Säure hat einen pH-Wert von weniger als 8 und wird umgangssprachlich auch als "Säure" bezeichnet (wie in "in Säure gelöst"), während sich die strenge Definition nur auf den gelösten Stoff bezieht. Ein niedriger pH-Wert bedeutet einen höheren Säuregrad und damit eine höhere Konzentration positiver Wasserstoffionen in der Lösung. Chemikalien oder Stoffe, die die Eigenschaft einer Säure haben, werden als sauer bezeichnet. ⓘ

Zu den gebräuchlichen wässrigen Säuren gehören Salzsäure (eine Lösung von Chlorwasserstoff, die in der Magensäure im Magen enthalten ist und Verdauungsenzyme aktiviert), Essigsäure (Essig ist eine verdünnte wässrige Lösung dieser Flüssigkeit), Schwefelsäure (wird in Autobatterien verwendet) und Zitronensäure (kommt in Zitrusfrüchten vor). Wie diese Beispiele zeigen, kann es sich bei Säuren (im umgangssprachlichen Sinne) um Lösungen oder reine Stoffe handeln, und sie können von Säuren (im strengen Sinne) abgeleitet werden, die fest, flüssig oder gasförmig sind. Starke Säuren und einige konzentrierte schwache Säuren sind ätzend, aber es gibt Ausnahmen wie Karborane und Borsäure. ⓘ

Die zweite Kategorie von Säuren sind Lewis-Säuren, die eine kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar eingehen. Ein Beispiel dafür ist Bortrifluorid (BF₃), dessen Boratom ein freies Orbital hat, das eine kovalente Bindung eingehen kann, indem es ein einsames Elektronenpaar mit einem Atom in einer Base teilt, z. B. das Stickstoffatom in Ammoniak (NH₃). Lewis betrachtete dies als eine Verallgemeinerung der Brønsted-Definition, so dass eine Säure eine chemische Spezies ist, die Elektronenpaare entweder direkt oder durch Abgabe von Protonen (H⁺) in die Lösung aufnimmt, die wiederum Elektronenpaare aufnehmen. Chlorwasserstoff, Essigsäure und die meisten anderen Brønsted-Lowry-Säuren können jedoch keine kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar eingehen und sind daher keine Lewis-Säuren. Umgekehrt sind viele Lewis-Säuren keine Arrhenius- oder Brønsted-Lowry-Säuren. In der modernen Terminologie ist eine Säure implizit eine Brønsted-Säure und keine Lewis-Säure, da Chemiker eine Lewis-Säure fast immer ausdrücklich als Lewis-Säure bezeichnen. ⓘ

Säuren sind Chemische Verbindungen, die in der Lage sind, ein oder auch mehrere ihrer gebundenen H-Atome als Proton (H⁺) an einen Reaktionspartner zu übertragen, der für jedes zu bindende Proton ein freies Elektronenpaar zur Verfügung stellen muss. Man spricht dann von Protonenübertragungsreaktionen. Dementsprechend werden die Moleküle, die Protonen binden können, auch als Protonenakzeptoren bezeichnet. Zu bedenken bleibt, dass an unterschiedliche Atome gebundene H-Atome auch unterschiedlich leicht als Protonen abgegeben werden können. Pauschal spricht man dann von mehr oder weniger stark sauren Protonen bzw. Verbindungen. In rein wässrigen Lösungen steht als Reaktionspartner, der die Protonen aufnehmen kann, nur das Lösungsmittel Wasser zur Verfügung. Es bilden sich dann Oxonium-Ionen, die auch Hydroniumionen genannt werden (H₃O⁺) und der pH-Wert der Lösung sinkt. Säuren reagieren mit sogenannten Basen unter Bildung von Wasser und Salzen. Eine Base ist somit das Gegenstück zu einer Säure und vermag die Säure zu neutralisieren. ⓘ

Im weiteren Sinn beschreiben verschiedene Säure-Base-Konzepte wesentlich breitere Paletten von chemischen Reaktionen, die weit über die bisher erwähnten Reaktionen hinausreichen können. ⓘ

Definitionen und Konzepte

Moderne Definitionen beziehen sich auf die grundlegenden chemischen Reaktionen, die allen Säuren gemeinsam sind. ⓘ

Die meisten Säuren, denen man im Alltag begegnet, sind wässrige Lösungen oder lassen sich in Wasser auflösen, so dass die Definitionen von Arrhenius und Brønsted-Lowry am wichtigsten sind. ⓘ

Die Brønsted-Lowry-Definition ist die am weitesten verbreitete Definition; sofern nicht anders angegeben, wird bei Säure-Base-Reaktionen davon ausgegangen, dass es sich um die Übertragung eines Protons (H⁺) von einer Säure auf eine Base handelt. ⓘ

Hydronium-Ionen sind nach allen drei Definitionen Säuren. Obwohl Alkohole und Amine Brønsted-Lowry-Säuren sein können, können sie aufgrund der einsamen Elektronenpaare an ihren Sauerstoff- und Stickstoffatomen auch als Lewis-Basen fungieren. ⓘ

Arrhenius-Säuren

Svante Arrhenius ⓘ

1884 schrieb Svante Arrhenius die Eigenschaften der Säure den Wasserstoffionen (H⁺) zu, die später als Protonen oder Hydronen bezeichnet wurden. Eine Arrhenius-Säure ist eine Substanz, die, wenn sie zu Wasser hinzugefügt wird, die Konzentration von H⁺-Ionen im Wasser erhöht. Man beachte, dass Chemiker oft H⁺(aq) schreiben und sich auf das Wasserstoffion beziehen, wenn sie Säure-Base-Reaktionen beschreiben, aber der freie Wasserstoffkern, ein Proton, existiert nicht allein im Wasser, sondern in Form des Hydronium-Ions (H₃O⁺) oder anderer Formen (H₅O₂⁺, H₉O₄⁺). Daher kann eine Arrhenius-Säure auch als ein Stoff bezeichnet werden, der die Konzentration von Hydronium-Ionen erhöht, wenn er zu Wasser hinzugefügt wird. Beispiele hierfür sind molekulare Stoffe wie Chlorwasserstoff und Essigsäure. ⓘ

Eine Arrhenius-Base hingegen ist eine Substanz, die die Konzentration von Hydroxid (OH-)-Ionen erhöht, wenn sie in Wasser gelöst wird. Dadurch sinkt die Konzentration von Hydronium, da die Ionen zu H₂O-Molekülen reagieren:

H₃O⁺
_(aq) + OH-
_(aq) ⇌ H₂O_(liq) + H₂O_{(liq) ⓘ}

Aufgrund dieses Gleichgewichts geht jede Zunahme der Hydroniumkonzentration mit einer Abnahme der Hydroxidkonzentration einher. Man könnte also auch sagen, dass eine Arrhenius-Säure die Hydroxidkonzentration senkt, während eine Arrhenius-Base sie erhöht. ⓘ

In einer sauren Lösung ist die Konzentration der Hydronium-Ionen größer als 10-7 Mol pro Liter. Da der pH-Wert als der negative Logarithmus der Hydroniumionenkonzentration definiert ist, haben saure Lösungen einen pH-Wert von weniger als 7. ⓘ

Brønsted-Lowry-Säuren

Essigsäure, eine schwache Säure, gibt in einer Gleichgewichtsreaktion ein Proton (Wasserstoffion, grün hervorgehoben) an Wasser ab, wobei das Acetat-Ion und das Hydronium-Ion entstehen. Rot: Sauerstoff, schwarz: Kohlenstoff, weiß: Wasserstoff. ⓘ

Das Arrhenius-Konzept ist zwar für die Beschreibung vieler Reaktionen nützlich, aber in seinem Anwendungsbereich doch recht begrenzt. Im Jahr 1923 erkannten die Chemiker Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Martin Lowry unabhängig voneinander, dass Säure-Base-Reaktionen die Übertragung eines Protons beinhalten. Eine Brønsted-Lowry-Säure (oder einfach Brønsted-Säure) ist eine Verbindung, die ein Proton an eine Brønsted-Lowry-Base abgibt. Die Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie hat mehrere Vorteile gegenüber der Arrhenius-Theorie. Betrachten Sie die folgenden Reaktionen von Essigsäure (CH₃COOH), der organischen Säure, die dem Essig seinen charakteristischen Geschmack verleiht:

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO- + H₃O⁺

CH₃COOH + NH₃ ⇌ CH₃COO- + NH+4 ⓘ

Beide Theorien beschreiben die erste Reaktion problemlos: CH₃COOH wirkt als Arrhenius-Säure, weil es in Wasser gelöst als Quelle für H₃O⁺ fungiert, und es wirkt als Brønsted-Säure, weil es ein Proton an Wasser abgibt. Im zweiten Beispiel durchläuft CH₃COOH die gleiche Umwandlung, in diesem Fall spendet es ein Proton an Ammoniak (NH₃), entspricht aber nicht der Arrhenius-Definition einer Säure, da bei der Reaktion kein Hydronium entsteht. Dennoch ist CH₃COOH sowohl eine Arrhenius- als auch eine Brønsted-Lowry-Säure. ⓘ

Die Brønsted-Lowry-Theorie kann verwendet werden, um Reaktionen von molekularen Verbindungen in nichtwässriger Lösung oder in der Gasphase zu beschreiben. Chlorwasserstoff (HCl) und Ammoniak verbinden sich unter verschiedenen Bedingungen zu Ammoniumchlorid, NH₄Cl. In wässriger Lösung verhält sich HCl wie Salzsäure und liegt in Form von Hydronium- und Chlorid-Ionen vor. Die folgenden Reaktionen veranschaulichen die Grenzen der Arrhenius'schen Definition:

1. H₃O⁺
   _(aq) + Cl-
   _(aq) + NH₃ → Cl-
   _(aq) + NH⁺
   _4(aq) + H₂O
2. HCl(Benzol) + NH3(Benzol) → NH₄Cl_(s)
3. HCl_(g) + NH_3(g) → NH₄Cl_{(s) ⓘ}

Wie bei den Essigsäurereaktionen gelten beide Definitionen für das erste Beispiel, bei dem Wasser das Lösungsmittel ist und das Hydroniumion durch die gelöste HCl gebildet wird. Bei den nächsten beiden Reaktionen werden zwar keine Ionen gebildet, aber es handelt sich dennoch um Protonen-Transfer-Reaktionen. Bei der zweiten Reaktion reagieren Chlorwasserstoff und Ammoniak (in Benzol gelöst) zu festem Ammoniumchlorid in einem Benzol-Lösungsmittel, und bei der dritten Reaktion verbinden sich gasförmiges HCl und NH₃ zu einem Feststoff. ⓘ

Lewis-Säuren

Ein drittes, nur geringfügig verwandtes Konzept wurde 1923 von Gilbert N. Lewis vorgeschlagen und umfasst Reaktionen mit Säure-Base-Eigenschaften, die keinen Protonentransfer beinhalten. Eine Lewis-Säure ist eine Spezies, die ein Elektronenpaar von einer anderen Spezies aufnimmt, d. h. sie ist ein Elektronenpaarakzeptor. Brønsted-Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübertragungsreaktionen, während Lewis-Säure-Base-Reaktionen Elektronenpaarübertragungen sind. Viele Lewis-Säuren sind keine Brønsted-Lowry-Säuren. Vergleichen Sie, wie die folgenden Reaktionen im Sinne der Säure-Base-Chemie beschrieben werden:

In der ersten Reaktion gibt ein Fluoridion, F-, ein Elektronenpaar an Bortrifluorid ab, um das Produkt Tetrafluoroborat zu bilden. Das Fluorid "verliert" ein Valenzelektronenpaar, weil sich die in der B-F-Bindung geteilten Elektronen im Bereich des Raums zwischen den beiden Atomkernen befinden und daher weiter vom Fluoridkern entfernt sind als im einsamen Fluoridion. BF₃ ist eine Lewis-Säure, weil es das Elektronenpaar von Fluorid annimmt. Diese Reaktion kann nicht mit der Brønsted-Theorie beschrieben werden, da es keinen Protonentransfer gibt. Die zweite Reaktion kann mit beiden Theorien beschrieben werden. Ein Proton wird von einer nicht spezifizierten Brønsted-Säure auf Ammoniak, eine Brønsted-Base, übertragen; alternativ agiert Ammoniak als Lewis-Base und überträgt ein einsames Elektronenpaar, um eine Bindung mit einem Wasserstoffion einzugehen. Die Spezies, die das Elektronenpaar gewinnt, ist die Lewis-Säure; beispielsweise gewinnt das Sauerstoffatom in H₃O⁺ ein Elektronenpaar, wenn eine der H-O-Bindungen gebrochen wird und die in der Bindung geteilten Elektronen auf dem Sauerstoff lokalisiert werden. Je nach Kontext kann eine Lewis-Säure auch als Oxidationsmittel oder Elektrophil bezeichnet werden. Organische Brønsted-Säuren, wie Essig-, Zitronen- oder Oxalsäure, sind keine Lewis-Säuren. Sie dissoziieren in Wasser unter Bildung einer Lewis-Säure (H⁺), liefern aber gleichzeitig auch eine gleiche Menge einer Lewis-Base (Acetat, Citrat bzw. Oxalat für die genannten Säuren). Dieser Artikel befasst sich hauptsächlich mit Brønsted-Säuren und nicht mit Lewis-Säuren. ⓘ

Dissoziation und Gleichgewicht

Reaktionen von Säuren werden häufig in der Form HA ⇌ H⁺ + A- verallgemeinert, wobei HA für die Säure und A- für die konjugierte Base steht. Diese Reaktion wird als Protolyse bezeichnet. Die protonierte Form (HA) einer Säure wird manchmal auch als freie Säure bezeichnet. ⓘ

Konjugierte Säure-Base-Paare unterscheiden sich durch ein Proton und können durch Addition oder Entfernung eines Protons (Protonierung bzw. Deprotonierung) ineinander umgewandelt werden. Man beachte, dass die Säure die geladene Spezies und die konjugierte Base neutral sein kann. In diesem Fall könnte das verallgemeinerte Reaktionsschema wie folgt geschrieben werden: HA⁺ ⇌ H⁺ + A. In Lösung besteht ein Gleichgewicht zwischen der Säure und ihrer konjugierten Base. Die Gleichgewichtskonstante K ist ein Ausdruck für die Gleichgewichtskonzentrationen der Moleküle oder Ionen in Lösung. In Klammern ist die Konzentration angegeben, so dass [H₂O] die Konzentration von H₂O bedeutet. Die Säuredissoziationskonstante Ka wird im Allgemeinen im Zusammenhang mit Säure-Base-Reaktionen verwendet. Der numerische Wert von Ka ist gleich dem Produkt (Multiplikation) der Konzentrationen der Produkte geteilt durch die Konzentration der Reaktanten, wobei der Reaktant die Säure (HA) und die Produkte die konjugierte Base und H⁺ sind.

$K_{a}={\frac {{\ce {[H+] [A^{-}]}}}{{\ce {[HA]}}}}$

Die stärkere von zwei Säuren hat einen höheren Ka-Wert als die schwächere Säure; das Verhältnis von Wasserstoffionen zu Säure ist bei der stärkeren Säure höher, da die stärkere Säure eine größere Tendenz hat, ihr Proton zu verlieren. Da der Bereich der möglichen Werte für Ka viele Größenordnungen umfasst, wird häufiger eine handlichere Konstante, pKa, verwendet, wobei pKa = -log₁₀ Ka. Stärkere Säuren haben ein kleineres pKa als schwächere Säuren. Experimentell ermittelte pKa bei 25 °C in wässriger Lösung werden häufig in Lehrbüchern und Referenzmaterial angegeben. ⓘ

Nomenklatur

Arrhenius-Säuren werden nach ihren Anionen benannt. In der klassischen Namensgebung entfällt das Suffix "ionisch" und wird durch ein neues Suffix ersetzt, wie in der folgenden Tabelle dargestellt. Die Vorsilbe "Hydro-" wird verwendet, wenn die Säure nur aus Wasserstoff und einem weiteren Element besteht. HCl hat zum Beispiel Chlorid als Anion, so dass die Vorsilbe "hydro-" verwendet wird und die Endung "-id" den Namen in Salzsäure umwandelt. ⓘ

Klassisches Benennungssystem:

Anion-Präfix	Suffix Anion	Säure-Präfix	Suffix Säure	Beispiel ⓘ
per	ate	per	I-Säure	Perchlorsäure (HClO4)
	ate		I-Säure	Chlorsäure (HClO3)
	ite		eisenhaltige Säure	chlorige Säure (HClO2)
hypo	ite	hypo	eisenhaltige Säure	hypochlorige Säure (HClO)
	ide	hydro	I-Säure	Chlorwasserstoffsäure (HCl)

Im IUPAC-Namenssystem wird "wässrig" einfach an den Namen der ionischen Verbindung angehängt. So lautet der IUPAC-Name für Chlorwasserstoff als saure Lösung wässriger Chlorwasserstoff. ⓘ

Säurestärke

Die Stärke einer Säure bezieht sich auf ihre Fähigkeit oder Tendenz, ein Proton zu verlieren. Eine starke Säure ist eine Säure, die in Wasser vollständig dissoziiert, d. h. ein Mol einer starken Säure HA löst sich in Wasser auf und ergibt ein Mol H⁺ und ein Mol der konjugierten Base A-, aber keine protonierte Säure HA. Im Gegensatz dazu dissoziiert eine schwache Säure nur teilweise und im Gleichgewicht befinden sich sowohl die Säure als auch die konjugierte Base in Lösung. Beispiele für starke Säuren sind Salzsäure (HCl), Iodwasserstoffsäure (HI), Bromwasserstoffsäure (HBr), Perchlorsäure (HClO₄), Salpetersäure (HNO₃) und Schwefelsäure (H₂SO₄). In Wasser ionisiert jede dieser Säuren im Wesentlichen zu 100 %. Je stärker eine Säure ist, desto leichter verliert sie ein Proton, H⁺. Zwei wichtige Faktoren, die zur Leichtigkeit der Deprotonierung beitragen, sind die Polarität der H-A-Bindung und die Größe des Atoms A, die die Stärke der H-A-Bindung bestimmt. Die Säurestärke wird häufig auch im Zusammenhang mit der Stabilität der konjugierten Base diskutiert. ⓘ

Stärkere Säuren haben eine größere Säuredissoziationskonstante, Ka, und einen negativeren pKa-Wert als schwächere Säuren. ⓘ

Sulfonsäuren, die organische Oxysäuren sind, gehören zu den starken Säuren. Ein gängiges Beispiel ist Toluolsulfonsäure (Tosylsäure). Im Gegensatz zur Schwefelsäure selbst können Sulfonsäuren fest sein. So ist Polystyrol, das zu Polystyrolsulfonat funktionalisiert wurde, ein fester, stark saurer Kunststoff, der filtrierbar ist. ⓘ

Supersäuren sind Säuren, die stärker sind als 100%ige Schwefelsäure. Beispiele für Supersäuren sind Fluorantimonsäure, Zaubersäure und Perchlorsäure. Supersäuren können Wasser dauerhaft protonieren, so dass ionische, kristalline Hydronium-"Salze" entstehen. Sie können auch Carbokationen quantitativ stabilisieren. ⓘ

Während Ka die Stärke einer sauren Verbindung misst, wird die Stärke einer wässrigen sauren Lösung durch den pH-Wert gemessen, der einen Hinweis auf die Konzentration von Hydronium in der Lösung darstellt. Der pH-Wert einer einfachen Lösung einer sauren Verbindung in Wasser wird durch die Verdünnung der Verbindung und den Ka-Wert der Verbindung bestimmt. ⓘ

Stärke der Lewis-Säuren in nichtwässrigen Lösungen

Die Lewis-Säuren wurden nach dem ECW-Modell klassifiziert, und es hat sich gezeigt, dass es keine einheitliche Reihenfolge der Säurestärken gibt. Die relative Akzeptorstärke von Lewis-Säuren gegenüber einer Reihe von Basen im Vergleich zu anderen Lewis-Säuren kann durch C-B-Diagramme dargestellt werden. Es hat sich gezeigt, dass zur Bestimmung der Reihenfolge der Lewis-Säurestärke mindestens zwei Eigenschaften berücksichtigt werden müssen. Für die qualitative HSAB-Theorie von Pearson sind die beiden Eigenschaften Härte und Stärke, während für das quantitative ECW-Modell von Drago die beiden Eigenschaften elektrostatisch und kovalent sind. ⓘ

Chemische Eigenschaften

Monoprotische Säuren

Monoprotische Säuren, auch einbasische Säuren genannt, sind Säuren, die in der Lage sind, während des Dissoziationsprozesses (manchmal auch Ionisierung genannt) ein Proton pro Molekül abzugeben, wie unten dargestellt (symbolisiert durch HA):

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A- (aq) Ka ⓘ

Gängige Beispiele für monoprotische Säuren in Mineralsäuren sind Salzsäure (HCl) und Salpetersäure (HNO₃). Bei organischen Säuren hingegen bezieht sich der Begriff hauptsächlich auf das Vorhandensein einer einzigen Carbonsäuregruppe, und manchmal werden diese Säuren auch als Monocarbonsäure bezeichnet. Beispiele für organische Säuren sind Ameisensäure (HCOOH), Essigsäure (CH₃COOH) und Benzoesäure (C₆H₅COOH). ⓘ

Polyprotische Säuren

Polyprotische Säuren, auch mehrbasische Säuren genannt, sind in der Lage, mehr als ein Proton pro Säuremolekül abzugeben, im Gegensatz zu monoprotischen Säuren, die nur ein Proton pro Molekül abgeben. Bestimmte Arten von polyprotischen Säuren haben spezifischere Namen, wie z. B. diprotische (oder dibasische) Säure (zwei potenzielle Protonen zur Abgabe) und triprotische (oder tribasische) Säure (drei potenzielle Protonen zur Abgabe). Einige Makromoleküle wie Proteine und Nukleinsäuren können eine sehr große Anzahl von sauren Protonen aufweisen. ⓘ

Eine diprotische Säure (hier symbolisiert durch H₂A) kann je nach pH-Wert eine oder zwei Dissoziationen eingehen. Jede Dissoziation hat ihre eigene Dissoziationskonstante, K_a1 und K_a2.

H₂A (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + HA- (aq) K_a1

HA- (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A2- (aq) K_{a2 ⓘ}

Die erste Dissoziationskonstante ist normalerweise größer als die zweite (d. h. K_a1 > K_a2). Zum Beispiel kann Schwefelsäure (H₂SO₄) ein Proton abgeben, um das Bisulfat-Anion (HSO-
₄), für das K_a1 sehr groß ist; dann kann sie ein zweites Proton abgeben, um das Sulfatanion (SO2-
₄), wobei K_a2 eine mittlere Stärke aufweist. Das große K_a1 für die erste Dissoziation macht Schwefelsäure zu einer starken Säure. In ähnlicher Weise kann die schwache, instabile Kohlensäure (H₂CO₃) ein Proton verlieren, um ein Bicarbonat-Anion (HCO-
₃) und ein zweites Proton verlieren, um ein Carbonat-Anion (CO2-
₃). Beide Ka-Werte sind klein, aber K_a1 > K_a2 . ⓘ

Eine triprotische Säure (H₃A) kann eine, zwei oder drei Dissoziationen eingehen und hat drei Dissoziationskonstanten, wobei K_a1 > K_a2 > K_a3.

H₃A (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + H₂A- (aq) K_a1

H₂A- (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + HA2- (aq) K_a2

HA2- (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A3- (aq) K_{a3 ⓘ}

Ein anorganisches Beispiel für eine dreifache Säure ist die Orthophosphorsäure (H₃PO₄), die gewöhnlich nur Phosphorsäure genannt wird. Alle drei Protonen können nacheinander verloren gehen und ergeben H₂PO-
₄, dann HPO2-
₄ und schließlich PO3-
₄, das Orthophosphat-Ion, das gewöhnlich nur Phosphat genannt wird. Obwohl die Positionen der drei Protonen auf dem ursprünglichen Phosphorsäuremolekül gleich sind, unterscheiden sich die aufeinander folgenden Ka-Werte, da es energetisch ungünstiger ist, ein Proton zu verlieren, wenn die konjugierte Base negativer geladen ist. Ein organisches Beispiel für eine triprotische Säure ist die Zitronensäure, die nacheinander drei Protonen verlieren kann, um schließlich das Citrat-Ion zu bilden. ⓘ

Obwohl der anschließende Verlust jedes einzelnen Wasserstoffions ungünstiger ist, sind alle konjugierten Basen in Lösung vorhanden. Die Teilkonzentration α (alpha) für jede Spezies kann berechnet werden. Eine generische diprotische Säure bildet beispielsweise 3 Spezies in Lösung: H₂A, HA-, und A2-. Die fraktionierten Konzentrationen lassen sich wie folgt berechnen, wenn entweder der pH-Wert (der in [H⁺] umgewandelt werden kann) oder die Konzentrationen der Säure mit all ihren konjugierten Basen angegeben werden:

${\begin{aligned}\alpha _{{\ce {H2A}}}&={\frac {{\ce {[H+]^2}}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[H2A]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+[HA^{-}]+[A^{2-}]}}\\\alpha _{{\ce {HA^-}}}&={\frac {[{\ce {H+}}]K_{1}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[HA^-]}}}{{\ce {[H2A]}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\\\alpha _{{\ce {A^{2-}}}}&={\frac {K_{1}K_{2}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[A^{2-}]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\end{aligned}}$

Ein Diagramm dieser fraktionellen Konzentrationen gegen den pH-Wert für gegebene K₁ und K₂ wird als Bjerrum-Diagramm bezeichnet. In den obigen Gleichungen ist ein Muster zu erkennen, das sich auf die allgemeine n-protische Säure übertragen lässt, die i-mal deprotoniert wurde:

$\alpha _{{\ce {H}}_{n-i}A^{i-}}={{[{\ce {H+}}]^{n-i}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}} \over {\displaystyle \sum _{i=0}^{n}{\Big [}[{\ce {H+}}]^{n-i}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}}{\Big ]}}$ ⓘ

wobei K₀ = 1 und die anderen K-Terme die Dissoziationskonstanten der Säure sind. ⓘ

Neutralisierung

Salzsäure (im Becherglas) reagiert mit Ammoniakdämpfen und erzeugt Ammoniumchlorid (weißer Rauch). ⓘ

Unter Neutralisation versteht man die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, bei der ein Salz und eine neutralisierte Base entstehen; beispielsweise bilden Salzsäure und Natriumhydroxid Natriumchlorid und Wasser:

HCl_(aq) + NaOH_(aq) → H₂O_(l) + NaCl_{(aq) ⓘ}

Die Neutralisierung ist die Grundlage der Titration, bei der ein pH-Indikator den Äquivalenzpunkt anzeigt, wenn die entsprechende Anzahl von Molen einer Base zu einer Säure hinzugefügt wurde. Oft wird fälschlicherweise angenommen, dass die Neutralisation zu einer Lösung mit einem pH-Wert von 7,0 führen sollte, was nur bei ähnlichen Säure- und Basenstärken während einer Reaktion der Fall ist. ⓘ

Die Neutralisation mit einer Base, die schwächer ist als die Säure, führt zu einem schwach sauren Salz. Ein Beispiel ist das schwach saure Ammoniumchlorid, das aus der starken Säure Chlorwasserstoff und der schwachen Base Ammoniak entsteht. Umgekehrt ergibt die Neutralisierung einer schwachen Säure mit einer starken Base ein schwach basisches Salz (z. B. Natriumfluorid aus Fluorwasserstoff und Natriumhydroxid). ⓘ

Gleichgewicht zwischen schwacher Säure und schwacher Base

Damit eine protonierte Säure ein Proton verlieren kann, muss der pH-Wert des Systems über den pKa-Wert der Säure steigen. Die verringerte H⁺-Konzentration in dieser basischen Lösung verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der konjugierten Basenform (der deprotonierten Form der Säure). In Lösungen mit niedrigerem pH-Wert (saurer) ist die H⁺-Konzentration in der Lösung hoch genug, um die Säure in ihrer protonierten Form zu halten. ⓘ

Lösungen von schwachen Säuren und Salzen ihrer konjugierten Basen bilden Pufferlösungen. ⓘ

Titration

Um die Konzentration einer Säure in einer wässrigen Lösung zu bestimmen, wird in der Regel eine Säure-Base-Titration durchgeführt. Eine starke Basenlösung mit bekannter Konzentration, in der Regel NaOH oder KOH, wird zugegeben, um die Säurelösung zu neutralisieren, wobei die Farbänderung des Indikators mit der zugegebenen Basenmenge bestimmt wird. Die Titrationskurve einer Säure, die mit einer Base titriert wird, hat zwei Achsen, wobei das Basenvolumen auf der x-Achse und der pH-Wert der Lösung auf der y-Achse liegt. Der pH-Wert der Lösung steigt immer an, wenn die Base der Lösung zugesetzt wird. ⓘ

Beispiel: Diprotische Säure

Dies ist eine ideale Titrationskurve für Alanin, eine diprotische Aminosäure. Punkt 2 ist der erste Äquivalenzpunkt, an dem die zugegebene NaOH-Menge der Alaninmenge in der Ausgangslösung entspricht. ⓘ

Für jede Titrationskurve einer diprotischen Säure gibt es, von links nach rechts, zwei Mittelpunkte, zwei Äquivalenzpunkte und zwei Pufferbereiche. ⓘ

Äquivalenzpunkte

Aufgrund der aufeinanderfolgenden Dissoziationsprozesse gibt es zwei Äquivalenzpunkte in der Titrationskurve einer diprotischen Säure. Der erste Äquivalenzpunkt tritt ein, wenn alle ersten Wasserstoffionen der ersten Ionisierung titriert sind. Mit anderen Worten: Die zugegebene Menge an OH- entspricht der ursprünglichen Menge an H₂A am ersten Äquivalenzpunkt. Der zweite Äquivalenzpunkt tritt ein, wenn alle Wasserstoffionen titriert sind. Daher entspricht die zugegebene Menge an OH- der doppelten Menge an H₂A zu diesem Zeitpunkt. Bei einer schwachen diprotischen Säure, die von einer starken Base titriert wird, muss der zweite Äquivalenzpunkt aufgrund der Hydrolyse der entstandenen Salze in der Lösung bei einem pH-Wert über 7 liegen. Bei beiden Äquivalenzpunkten führt die Zugabe eines Tropfens der Base zum steilsten Anstieg des pH-Werts im System. ⓘ

Pufferbereiche und Mittelpunkte

Eine Titrationskurve für eine diprotische Säure enthält zwei Mittelpunkte, bei denen pH=pKa ist. Da es zwei verschiedene Ka-Werte gibt, liegt der erste Mittelpunkt bei pH=pK_a1 und der zweite bei pH=pK_a2. Jedes Segment der Kurve, das einen Mittelpunkt in seiner Mitte enthält, wird als Pufferbereich bezeichnet. Da die Pufferbereiche aus der Säure und ihrer konjugierten Base bestehen, können sie pH-Änderungen widerstehen, wenn eine Base bis zu den nächsten Äquivalenzpunkten hinzugefügt wird. ⓘ

Anwendungen von Säuren

Säuren kommen überall in unserem Leben vor. Es gibt sowohl zahlreiche Arten natürlicher Säureverbindungen mit biologischen Funktionen als auch massiv synthetisierte Säuren, die auf vielfältige Weise verwendet werden. ⓘ

In der Industrie

Säuren sind grundlegende Reagenzien bei der Behandlung fast aller Prozesse in der heutigen Industrie. Schwefelsäure, eine diprotische Säure, ist die am häufigsten verwendete Säure in der Industrie und auch die meistproduzierte Industriechemikalie der Welt. Sie wird vor allem bei der Herstellung von Düngemitteln, Waschmitteln, Batterien und Farbstoffen sowie bei der Verarbeitung zahlreicher Produkte wie der Entfernung von Verunreinigungen eingesetzt. Laut statistischen Daten aus dem Jahr 2011 betrug die Jahresproduktion von Schwefelsäure weltweit rund 200 Millionen Tonnen. So reagieren beispielsweise Phosphatminerale mit Schwefelsäure, um Phosphorsäure für die Herstellung von Phosphatdünger zu erzeugen, und Zink wird durch Auflösen von Zinkoxid in Schwefelsäure, Reinigung der Lösung und Elektrogewinnung gewonnen. ⓘ

In der chemischen Industrie reagieren Säuren in Neutralisationsreaktionen zu Salzen. So reagiert beispielsweise Salpetersäure mit Ammoniak und erzeugt Ammoniumnitrat, ein Düngemittel. Außerdem können Carbonsäuren mit Alkoholen verestert werden, wobei Ester entstehen. ⓘ

Säuren werden häufig verwendet, um Rost und andere Korrosionserscheinungen von Metallen zu entfernen (Beizen). Sie können als Elektrolyt in einer Nassbatterie verwendet werden, wie z. B. Schwefelsäure in einer Autobatterie. ⓘ

In Lebensmitteln

Kohlensäurehaltiges Wasser (wässrige H₂CO₃-Lösung) wird häufig Erfrischungsgetränken zugesetzt, um sie sprudelnd zu machen. ⓘ

Weinsäure ist ein wichtiger Bestandteil einiger häufig verwendeter Lebensmittel wie unreife Mangos und Tamarinde. Natürliche Früchte und Gemüse enthalten ebenfalls Säuren. Zitronensäure ist in Orangen, Zitronen und anderen Zitrusfrüchten enthalten. Oxalsäure ist in Tomaten, Spinat und vor allem in Karambole und Rhabarber enthalten; Rhabarberblätter und unreife Karambole sind wegen ihrer hohen Oxalsäurekonzentration giftig. Ascorbinsäure (Vitamin C) ist ein lebenswichtiges Vitamin für den menschlichen Körper und ist in Lebensmitteln wie Amla (indische Stachelbeere), Zitrone, Zitrusfrüchten und Guave enthalten. ⓘ

Viele Säuren sind als Zusatzstoffe in verschiedenen Lebensmitteln zu finden, da sie deren Geschmack verändern und als Konservierungsmittel dienen. Phosphorsäure ist zum Beispiel ein Bestandteil von Colagetränken. Essigsäure wird im täglichen Leben als Essig verwendet. Zitronensäure wird als Konservierungsmittel in Soßen und Essiggurken verwendet. ⓘ

Kohlensäure ist einer der häufigsten Säurezusätze, die in Erfrischungsgetränken weit verbreitet sind. Während des Herstellungsprozesses wird normalerweise CO₂ unter Druck gesetzt, um sich in diesen Getränken zu lösen und Kohlensäure zu erzeugen. Kohlensäure ist sehr instabil und neigt dazu, sich bei Raumtemperatur und Druck in Wasser und CO₂ zu zersetzen. Beim Öffnen von Flaschen oder Dosen dieser Art von Erfrischungsgetränken sprudeln und sprudeln die Getränke daher, da CO₂-Blasen austreten. ⓘ

Bestimmte Säuren werden als Arzneimittel verwendet. Acetylsalicylsäure (Aspirin) wird als Schmerzmittel und zur Senkung von Fieber verwendet. ⓘ

Im menschlichen Körper

Säuren spielen im menschlichen Körper eine wichtige Rolle. Die Salzsäure im Magen unterstützt die Verdauung, indem sie große und komplexe Nahrungsmoleküle aufspaltet. Aminosäuren werden für die Synthese von Proteinen benötigt, die für das Wachstum und die Reparatur von Körpergeweben erforderlich sind. Auch Fettsäuren sind für das Wachstum und die Reparatur von Körpergewebe erforderlich. Nukleinsäuren sind wichtig für die Herstellung von DNA und RNA und die Weitergabe von Merkmalen an die Nachkommen durch Gene. Kohlensäure ist wichtig für die Aufrechterhaltung des pH-Gleichgewichts im Körper. ⓘ

Der menschliche Körper enthält eine Vielzahl von organischen und anorganischen Verbindungen, von denen Dicarbonsäuren bei vielen biologischen Vorgängen eine wesentliche Rolle spielen. Viele dieser Säuren sind Aminosäuren, die hauptsächlich als Material für die Synthese von Proteinen dienen. Andere schwache Säuren dienen mit ihren konjugierten Basen als Puffer, um zu verhindern, dass der pH-Wert des Körpers in großem Umfang verändert wird, was für die Zellen schädlich wäre. Die übrigen Dicarbonsäuren sind auch an der Synthese verschiedener biologisch wichtiger Verbindungen im menschlichen Körper beteiligt. ⓘ

Katalyse durch Säuren

Säuren werden in der industriellen und organischen Chemie als Katalysatoren eingesetzt; so wird beispielsweise Schwefelsäure in sehr großen Mengen bei der Alkylierung zur Herstellung von Benzin verwendet. Einige Säuren, wie z. B. Schwefel-, Phosphor- und Salzsäure, bewirken auch Dehydratisierungs- und Kondensationsreaktionen. In der Biochemie nutzen viele Enzyme die Säurekatalyse. ⓘ

Biologisches Vorkommen

Grundstruktur einer Aminosäure.

Viele biologisch wichtige Moleküle sind Säuren. Zu den Nukleinsäuren, die saure Phosphatgruppen enthalten, gehören DNA und RNA. Nukleinsäuren enthalten den genetischen Code, der viele der Merkmale eines Organismus bestimmt und von den Eltern an die Nachkommen weitergegeben wird. Die DNA enthält den chemischen Bauplan für die Synthese von Proteinen, die aus Aminosäure-Untereinheiten bestehen. Die Zellmembranen enthalten Fettsäureester wie z. B. Phospholipide. ⓘ

Eine α-Aminosäure hat ein zentrales Kohlenstoffatom (das α- oder Alpha-Kohlenstoffatom), das kovalent an eine Carboxylgruppe gebunden ist (daher sind sie Carbonsäuren), eine Aminogruppe, ein Wasserstoffatom und eine variable Gruppe. Die variable Gruppe, auch R-Gruppe oder Seitenkette genannt, bestimmt die Identität und viele der Eigenschaften einer bestimmten Aminosäure. In Glycin, der einfachsten Aminosäure, ist die R-Gruppe ein Wasserstoffatom, aber in allen anderen Aminosäuren enthält sie ein oder mehrere Kohlenstoffatome, die an Wasserstoff gebunden sind, und kann andere Elemente wie Schwefel, Sauerstoff oder Stickstoff enthalten. Mit Ausnahme von Glycin sind die natürlich vorkommenden Aminosäuren chiral und treten fast immer in der L-Konfiguration auf. Peptidoglykan, das in einigen bakteriellen Zellwänden vorkommt, enthält einige D-Aminosäuren. Bei physiologischen pH-Werten, typischerweise um 7, liegen freie Aminosäuren in einer geladenen Form vor, bei der die saure Carboxylgruppe (-COOH) ein Proton verliert (-COO-) und die basische Amingruppe (-NH₂) ein Proton gewinnt (-NH⁺
₃). Das gesamte Molekül hat eine neutrale Nettoladung und ist ein Zwitterion, mit Ausnahme von Aminosäuren mit basischen oder sauren Seitenketten. Asparaginsäure zum Beispiel besitzt eine protonierte Amin- und zwei deprotonierte Carboxylgruppen, so dass die Nettoladung bei physiologischem pH-Wert -1 beträgt. ⓘ

Fettsäuren und Fettsäurederivate sind eine weitere Gruppe von Carbonsäuren, die in der Biologie eine wichtige Rolle spielen. Diese enthalten lange Kohlenwasserstoffketten und eine Carbonsäuregruppe an einem Ende. Die Zellmembran fast aller Organismen besteht hauptsächlich aus einer Phospholipid-Doppelschicht, einer Mizelle aus hydrophoben Fettsäureestern mit polaren, hydrophilen Phosphat-"Kopf"-Gruppen. Membranen enthalten weitere Komponenten, von denen einige an Säure-Basen-Reaktionen beteiligt sein können. ⓘ

Beim Menschen und vielen anderen Tieren ist Salzsäure ein Teil der Magensäure, die im Magen ausgeschieden wird, um die Hydrolyse von Proteinen und Polysacchariden zu unterstützen und das inaktive Proenzym Pepsinogen in das Enzym Pepsin umzuwandeln. Einige Organismen produzieren Säuren zur Verteidigung; Ameisen zum Beispiel produzieren Ameisensäure. ⓘ

Das Säure-Basen-Gleichgewicht spielt eine entscheidende Rolle bei der Regulierung der Atmung von Säugetieren. Sauerstoffgas (O₂) treibt die Zellatmung an, den Prozess, bei dem Tiere die in der Nahrung gespeicherte chemische potenzielle Energie freisetzen, wobei als Nebenprodukt Kohlendioxid (CO₂) entsteht. Sauerstoff und Kohlendioxid werden in der Lunge ausgetauscht, und der Körper reagiert auf den wechselnden Energiebedarf, indem er die Ventilationsrate anpasst. So baut der Körper beispielsweise bei körperlicher Anstrengung gespeicherte Kohlenhydrate und Fette schnell ab und setzt dabei CO₂ in den Blutkreislauf frei. In wässrigen Lösungen wie Blut steht CO₂ im Gleichgewicht mit Kohlensäure und Bicarbonat-Ionen.

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO-3

Der sinkende pH-Wert signalisiert dem Gehirn, schneller und tiefer zu atmen, um das überschüssige CO₂ auszustoßen und die Zellen wieder mit O₂ zu versorgen. ⓘ

Aspirin (Acetylsalicylsäure) ist eine Carbonsäure

Zellmembranen sind im Allgemeinen für geladene oder große, polare Moleküle undurchlässig, da ihr Inneres aus lipophilen Fettacylketten besteht. Viele biologisch wichtige Moleküle, darunter eine Reihe von Arzneimitteln, sind organische schwache Säuren, die die Membran in ihrer protonierten, ungeladenen Form, nicht aber in ihrer geladenen Form (d. h. als konjugierte Base) passieren können. Aus diesem Grund kann die Wirkung vieler Arzneimittel durch die Einnahme von Antazida oder säurehaltigen Lebensmitteln verstärkt oder gehemmt werden. Die geladene Form ist jedoch in Blut und Zytosol, beides wässrige Umgebungen, oft besser löslich. Wenn die extrazelluläre Umgebung saurer ist als der neutrale pH-Wert in der Zelle, liegen bestimmte Säuren in ihrer neutralen Form vor und sind membranlöslich, so dass sie die Phospholipid-Doppelschicht passieren können. Säuren, die beim intrazellulären pH-Wert ein Proton verlieren, liegen in ihrer löslichen, geladenen Form vor und können so durch das Zytosol zu ihrem Ziel diffundieren. Ibuprofen, Aspirin und Penicillin sind Beispiele für Arzneimittel, die schwache Säuren sind. ⓘ

Häufige Säuren

Mineralsäuren (anorganische Säuren)

• Halogenwasserstoffe und ihre Lösungen: Flusssäure (HF), Salzsäure (HCl), Bromwasserstoffsäure (HBr), Iodwasserstoffsäure (HI)
• Halogenoxosäuren: unterchlorige Säure (HClO), chlorige Säure (HClO₂), Chlorsäure (HClO₃), Perchlorsäure (HClO₄) und entsprechende Analoga für Brom und Jod
  • Hypofluorige Säure (HFO), die einzige bekannte Oxosäure für Fluor.
• Schwefelsäure (H₂SO₄)
• Fluorschwefelsäure (HSO₃F)
• Salpetersäure (HNO₃)
• Phosphorsäure (H₃PO₄)
• Fluoroantimonsäure (HSbF₆)
• Fluoroborsäure (HBF₄)
• Hexafluorophosphorsäure (HPF₆)
• Chromsäure (H₂CrO₄)
• Borsäure (H₃BO₃) ⓘ

Sulfonsäuren

Eine Sulfonsäure hat die allgemeine Formel RS(=O)₂-OH, wobei R ein organischer Rest ist.

• Methansulfonsäure (oder Mesylsäure, CH₃SO₃H)
• Ethansulfonsäure (oder Esylsäure, CH₃CH₂SO₃H)
• Benzolsulfonsäure (oder Besylsäure, C₆H₅SO₃H)
• p-Toluolsulfonsäure (oder Tosylsäure, CH₃C₆H₄SO₃H)
• Trifluormethansulfonsäure (oder Triflicsäure, CF₃SO₃H)
• Polystyrolsulfonsäure (sulfoniertes Polystyrol, [CH₂CH(C₆H₄)SO₃H]n) ⓘ

Carbonsäuren

Eine Carbonsäure hat die allgemeine Formel R-C(O)OH, wobei R ein organischer Rest ist. Die Carboxylgruppe -C(O)OH enthält eine Carbonylgruppe, C=O, und eine Hydroxylgruppe, O-H.

• Essigsäure (CH₃COOH)
• Zitronensäure (C₆H₈O₇)
• Ameisensäure (HCOOH)
• Gluconsäure HOCH₂-(CHOH)₄-COOH
• Milchsäure (CH₃-CHOH-COOH)
• Oxalsäure (HOOC-COOH)
• Weinsäure (HOOC-CHOH-CHOH-COOH) ⓘ

Halogenierte Carbonsäuren

Die Halogenierung an der Alpha-Position erhöht die Säurestärke, so dass die folgenden Säuren alle stärker als Essigsäure sind.

• Fluoressigsäure
• Trifluoressigsäure
• Chloressigsäure
• Dichloressigsäure
• Trichloressigsäure ⓘ

Vinylogige Carbonsäuren

Normale Carbonsäuren sind die direkte Verbindung zwischen einer Carbonylgruppe und einer Hydroxylgruppe. Bei vinylogalen Carbonsäuren trennt eine Kohlenstoff-Kohlenstoff-Doppelbindung die Carbonyl- und die Hydroxylgruppe. ⓘ

• Ascorbinsäure ⓘ

Nukleinsäuren

• Desoxyribonukleinsäure (DNA)
• Ribonukleinsäure (RNA) ⓘ

Geschichte

Wohl die älteste bekannte Säure (lat. acidum) ist Essig (lat. acetum), eine etwa fünfprozentige wässrige Lösung der Verbindung Essigsäure. Säuren waren etwas Essigartiges (oxos od. acidus). In der Alchemie galt Säure als ein Urstoff. Die sauren Eigenschaften basierten auf einer einzigen Ursäure, die dann in verschiedenen Substanzen zur Wirkung kam. So lassen Säuren Kalk bzw. Carbonate aufschäumen, haben eine ätzende Wirkung und einen sauren Geschmack. Bis zum Ende des 13. Jahrhunderts waren neben Essig und anderen sauren Pflanzensäften keine Säuren bekannt. Frühe Kenntnisse bezüglich Säuren werden dem im 8. Jahrhundert lebenden, arabischen Autor wissenschaftlicher Schriften, Geber zugeschrieben, der auf Schriften früherer Autoren, der sogenannten Pseudo-Geber zurückgreifen konnte. Es entwickelten sich Kenntnisse über verschiedene anorganische Säuren, die alle den Varietäten des Elements Wasser zugeschrieben wurden. Ab dem 18. Jahrhundert wurden sie als Mineralsäuren bezeichnet. ⓘ

• Eine Herstellung von Salpetersäure (HNO₃) wurde von den Pseudo-Gebern vermutlich nach dem 13. Jahrhundert als „auflösendes Wasser“ (aqua dissolutiva) oder „starkes Wasser“ (aqua fortis) beschrieben. Dabei wurde Kupfervitriol (siehe aber auch Chalkanthit) mit Salpeter und Alaunen auf Rotglut erhitzt. Es entweichen nitrose Gase, die mit Wasser Salpetersäure bilden. Man nannte diese Säure auch Scheidewasser, da sie Silber in einer chemischen Reaktion löst, aber Gold nicht. J. R. Glauber beschrieb 1648 die Herstellung der konzentrierten (rauchenden) Salpetersäure (spiritus acidus nitri) durch Umsetzung mit Schwefelsäure.
• Königswasser, aus heutiger Sicht eine Mischung aus Salpeter- und Salzsäure, dürfte ähnlich früh bekannt gewesen sein, da es sich relativ einfach durch Umsetzung von Salpetersäure mit dem bekannten Salmiak gewinnen lässt. Königswasser war die Königin aller Säuren, der nicht einmal Gold, der König der Metalle, widerstehen konnte.
• Schweflige Säure (H₂SO₃) ist sicher lange bekannt, da sie durch Verbrennung von elementarem Schwefel zu erhalten ist. Sicherlich war bei vielen Prozessen auch Schwefelsäure (mit) dabei. Genauere Prozesse zur Darstellung von Schwefelsäure (H₂SO₄) wurden aber erst 1597 von A. Libavius genauer beschrieben: a) Glühen von Eisen- oder Kupfersulfat, dem sogenannten Eisen- bzw. Kupfervitriol – siehe hierzu auch Vitriolverfahren – zum Oleum vitrioli (rauchender Schwefelsäure) und b) Verbrennung von Schwefel und anschließende Oxidation, die zu verdünnten Lösungen (Oleum sulphuris) führten. Eine technische Umsetzung gelang im 19. Jahrhundert mit dem Bleikammerverfahren.
• Salzsäure (HCl) wurde erst Ende des 16. Jahrhunderts bekannt. Durch Glühen einer Mischung aus Kochsalz und Ton beschrieb A. Libavius eine Synthese. B. Valentinus beschrieb die Umsetzung von Vitriol und Kochsalz zu aqua caustica, dem ätzenden Wasser. Intensive Untersuchungen durch J. R. Glauber im 17. Jahrhundert führten zu Glaubers Salzgeist (Spiritus salis Glauberianus), der sehr konzentrierten, sogenannten rauchenden Salzsäure bzw. dem Gas Chlorwasserstoff. ⓘ

Der wichtige Begriff Base als phänomenologisches Gegenstück zur Säure wurde im 17. Jahrhundert von Alchimisten und Chemikern wie G. E. Stahl, R. Boyle und G. F. Rouelle verwendet, weil „basische“ Stoffe die nichtflüchtige Grundlage zur Fixierung flüchtiger Säuren bildeten und die (ätzende) Wirkung von Säuren aufheben konnten. Grundlegende Schritte in die Chemie gelangen A. L. Lavoisier im 18. Jahrhundert, der bestimmten chemischen Verbindungen bestimmte Eigenschaften zuwies. Er dachte, dass Säuren stets aus Nichtmetalloxiden und Wasser sowie Basen aus Metalloxiden und Wasser entstünden. Humphry Davy fand 1808 ein Gegenbeispiel (Chlorwasserstoff). J. von Liebig sah Säuren als Wasserstoff-Verbindungen, die sich durch Metalle in Salze überführen lassen. ⓘ

1887 definierte S. Arrhenius Säuren als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Protonen (H⁺) dissoziieren, und Basen als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Hydroxidionen (OH⁻) dissoziieren. Gibt man Säuren und Basen zusammen, neutralisieren sie sich unter Bildung von Wasser. Die Theorie war jedoch noch unzureichend, da Verbindungen ohne Sauerstoff nicht einbezogen wurden: Auch Ammoniak neutralisiert eine Säure. J. N. Brønsted und Martin Lowry beschrieben 1923 unabhängig voneinander die heute noch wichtigste Definition von Säuren und Basen. Sie bilden die Basis der unten erläuterten Erklärungen zur Säure. ⓘ

Was sind Säuren?

Mehrprotonige Säuren

Säuren, die mehrere Protonen abspalten können, nennt man mehrprotonige Säuren oder auch mehrbasige Säuren. Schwefelsäure (H₂SO₄) ist eine zweiprotonige (auch diprotonige), Phosphorsäure (H₃PO₄) eine dreiprotonige (auch triprotonige) Säure. Das Bestreben der Abgabe der einzelnen Protonen (Protolyse) ist unterschiedlich groß und lässt sich durch die Säurekonstante (K_s) beschreiben. Für die einzelnen Protolyseschritte gilt allgemein: K_S(I) > K_S(II) > K_S(III) (bzw. pK_S(I) < pK_S(II) < pK_S(III)). ⓘ

Für Phosphorsäure gilt:

$\mathrm {H} _{3}\mathrm {PO_{4}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{2}PO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{\mathrm {S} }=7{,}4\cdot 10^{-3}$	$\mathrm {p} K_{\mathrm {S} }=2{,}13\$
$\mathrm {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HPO_{4}^{2-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{\mathrm {S} }=6{,}3\cdot 10^{-8}$	$\mathrm {p} K_{\mathrm {S} }=7{,}20\$
$\mathrm {HPO_{4}^{2-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ PO_{4}^{3-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{\mathrm {S} }=4{,}4\cdot 10^{-13}$	$\mathrm {p} K_{\mathrm {S} }=12{,}36\$

ⓘ

pKS-Werte wichtiger Säuren

Siehe pK_S- und pK_B-Werte einiger Verbindungen. ⓘ

Beispiele für Säuren

Wichtige Säuren sind:

• Schwefelsäure: H₂SO₄ (industrielle Verwendung, saurer Regen)
• Salzsäure: HCl (industrielle Verwendung)
• Kieselsäure: H₄SiO₄
• Phosphorsäure: H₃PO₄ (Lebensmittelindustrie, unter anderem Cola, DNA)
• Kohlensäure: H₂CO₃ (Lebensmittelindustrie, Technik, Atmosphäre)
• Essigsäure: CH₃COOH (Salatbereitung in der Küche, Lebensmittelindustrie)
• Benzoesäure (Konservierungsmittel für Lebensmittel)
• Flusssäure: HF (Computerchipherstellung)
• Salpetersäure: HNO₃ (industrielle Verwendung) ⓘ

Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als Säuren wirken („saure Salze“), beispielsweise

• Hydrogensulfate
• Hydrogenphosphate ⓘ