imported>Joachim Stiller |
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| '''Säuren''' sind im engeren Sinne alle [[Chemische Verbindung|chemischen Verbindungen]], die in der Lage sind, [[Proton (Chemie)|Protonen]] (H<sup>+</sup>) an einen Reaktionspartner zu übertragen – sie können als [[Protonendonator]] fungieren. In wässriger Lösung ist der Reaktionspartner im Wesentlichen Wasser. Es bilden sich [[Oxonium]]-Ionen (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) und der [[pH-Wert]] der Lösung wird damit gesenkt. Säuren reagieren mit sogenannten [[Basen (Chemie)|Basen]] unter Bildung von Wasser und [[Salze]]n. Eine [[Basen (Chemie)|Base]] ist somit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu [[Neutralisation (Chemie)|neutralisieren]].
| | [[Kategorie:Druckereierzeugnis]] |
| | | [[Kategorie:Publikation]] |
| Im weiteren Sinn beschreiben verschiedene [[Säure-Base-Konzepte]] wesentlich breitere Paletten von chemischen Reaktionen, die weit über die oben erwähnten Reaktionen hinausreichen können.
| | [[Kategorie:Zeitung|!]] |
| | | [[Kategorie:Presse]] |
| == Geschichte ==
| | [[Kategorie:Medien]] |
| 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 in verschiedenen Substanzen zur Wirkung kam. Säuren lassen [[Calciumcarbonat|Kalk]] bzw. [[Carbonate]] aufschäumen, haben eine ätzende Wirkung und einen sauren [[Gustatorische Wahrnehmung|Geschmack]]. Bis Ende des 13. Jahrhunderts waren wohl neben Essig und anderen Pflanzensäften keine Säuren bekannt. Erweiterte Kenntnisse bezüglich Säuren wurden dem im 8. Jahrhundert lebenden [[Dschābir ibn Hayyān|Geber]] zugeschrieben, sie basieren jedoch auf Schriften der deutlich jüngeren, sogenannten ''[[Pseudo-Geber]]''. Es entwickelten sich Kenntnisse über verschiedene anorganische Säuren, die alle den ''Varietäten des [[Vier-Elemente-Lehre|Elements Wasser]]'' zugeschrieben wurden. Ab dem 18. Jahrhundert wurden sie als [[Mineralsäuren]] bezeichnet.
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| * Eine Herstellung von [[Salpetersäure]] (HNO<sub>3</sub>) wurde von den Pseudo-Geber vermutlich nach dem 13. Jahrhundert als „auflösendes Wasser“ ''(aqua dissolutiva)'' oder „starkes Wasser“ ''(aqua fortis)'' beschrieben. Dabei wurde [[Kupfersulfat|Kupfervitriol]] (siehe aber auch [[Chalkanthit]]) mit [[Nitrate#Salpeter|Salpeter]] und [[Alaune]]n auf Rotglut erhitzt. Es entweichen [[Stickoxide#Nitrose Gase|nitrose Gase]], die mit Wasser Salpetersäure bilden. Man nannte diese Säure auch ''Scheidewasser'', da sie [[Silber]] in einer chemischen Reaktion löst, aber [[Gold]] nicht. [[Johann Rudolph Glauber|J. R. Glauber]] beschrieb 1648 die Herstellung der konzentrierten (rauchenden) Salpetersäure ''(spiritus acidus nitri)'' durch Umsetzung mit Schwefelsäure.
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| * [[Königswasser]], aus heutiger Sicht eine Mischung aus [[Salpetersäure|Salpeter-]] und [[Salzsäure]], dürfte ähnlich früh bekannt gewesen sein, da es sich relativ einfach durch Umsetzung von Salpetersäure mit dem bekannten [[Ammoniumchlorid|Salmiak]] gewinnen lässt. Königswasser war die ''Königin aller Säuren'', der nicht einmal [[Gold]], der ''König der Metalle'', widerstehen konnte.
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| * [[Schweflige Säure]] (H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>) 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]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) wurden aber erst 1597 von [[Andreas Libavius|A. Libavius]] genauer beschrieben: a) Glühen von [[Eisen(II)-sulfat|Eisen-]] oder [[Kupfersulfat]], dem sogenannten Eisen- bzw. Kupfer[[Vitriole|vitriol]] – 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]].
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| * [[Salzsäure]] (HCl) wurde erst Ende des 16. Jahrhunderts bekannt. Durch Glühen einer Mischung aus [[Natriumchlorid|Kochsalz]] und [[Tonminerale|Ton]] beschrieb [[Andreas Libavius|A. Libavius]] eine Synthese. [[Basilius Valentinus|B. Valentinus]] beschrieb die Umsetzung von [[Vitriole|Vitriol]] und [[Natriumchlorid|Kochsalz]] zu ''aqua caustica'', dem ätzenden Wasser. Intensive Untersuchungen durch [[Johann Rudolph Glauber|J. R. Glauber]] im 17. Jahrhundert führten zu ''Glaubers Salzgeist'' ''(Spiritus salis Glauberianus)'', der sehr konzentrierten, sogenannten ''rauchenden'' Salzsäure bzw. dem Gas [[Chlorwasserstoff]].
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| Der wichtige Begriff [[Basen (Chemie)|Base]] als phänomenologisches Gegenstück zur Säure wurde im 17. Jahrhundert von Alchimisten und Chemikern wie [[Georg Ernst Stahl|G. E. Stahl]], [[Robert Boyle|R. Boyle]] und [[Guillaume-François Rouelle|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 [[Antoine Laurent de Lavoisier|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]]). [[Justus von Liebig|J. von Liebig]] sah Säuren als [[Wasserstoff]]-Verbindungen, die sich durch Metalle in [[Salze]] überführen lassen.
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| 1887 definierte [[Svante Arrhenius|S. Arrhenius]] Säuren als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Protonen (H<sup>+</sup>) dissoziieren, und Basen als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Hydroxidionen (OH<sup>−</sup>) 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. [[Johannes Nicolaus Brønsted|J. N. Brønsted]] und [[Thomas Lowry|T. Lowry]] beschrieben [[1923]] unabhängig voneinander die heute noch wichtigste Definition von Säuren und Basen. Sie bilden die Basis der unten erläuterten Erklärungen zur Säure.
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| == Was sind Säuren? ==
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| Ohne näher auf verschiedene ''[[Säure-Base-Konzepte]]'' einzugehen, soll hier als Einstieg eine mögliche und übliche Betrachtungsweise beschrieben werden. Im engen Zusammenhang mit Säuren stehen ''in der Regel'' und häufig ''ohne ausdrückliche Erwähnung'' die Anwesenheit und bestimmte [[Eigenschaften des Wassers]]. Reines Wasser unterliegt einer sogenannten [[Protolyse#Autoprotolyse|Autoprotolyse]]. Hierbei entstehen aus dem Wasser in sehr kleinen und gleichen Mengen [[Oxonium]]ionen (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) und [[Hydroxide|Hydroxidionen]] (OH<sup>−</sup>):
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| :<math>\mathrm{1. \ H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}</math>
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| In dieser Reaktionsgleichung des Wassers zeigt sich die Eigenschaft einer Säure, nämlich die Fähigkeit der Bildung von H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen in Wasser. Gleichzeitig bilden sich OH<sup>−</sup>-Ionen in Wasser – eine der Eigenschaften, über die eine [[Basen (Chemie)|Base]] verfügen kann. Man bezeichnet jedoch Wasser weder als eine Base noch als eine Säure und nennt sein Verhalten ''neutral''. Dies bezieht sich auf den [[pH-Wert]], der die [[Stoffmengenkonzentration|Konzentration]] der H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen in Wasser angibt. Reines Wasser hat den pH-Wert von 7, also eine sehr kleine Konzentration. Diese Reaktion ist, wie alle in diesem Abschnitt beschriebenen Reaktionen, eine Gleichgewichtsreaktion: Die Bildung der Ionen sowie deren Vereinigung zu Wasser findet ständig und mit gleicher Häufigkeit statt. ''Neutral'' heißt also nicht, dass nichts passiert.
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| Als Säuren kann man [[chemische Verbindung]]en bezeichnen, die in einer bestimmten Wechselwirkung mit Wasser stehen können. Sie verfügen über Wasserstoffatome, die ionenähnlich (ionogen) gebunden sind. So reagiert reine [[Essigsäure]] (H<sub>3</sub>C-COOH) mit Wasser und bildet dabei weitere H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen. Tritt eine solche Reaktion auf, kann man eine Verbindung als Säure bezeichnen.
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| Neben dem Oxoniumion entstehen auch das Acetat-[[Anion]] H<sub>3</sub>C-COO<sup>−</sup>:
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| :<math>\mathrm{2. \ H_3C{-}COOH + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}COO^- + H_3O^+}</math>
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| [[Essigsäure]] ist eine [[Carbonsäuren|Carbonsäure]] und im Vergleich zu [[Mineralsäuren|anorganischen Säuren]] wie [[Chlorwasserstoff]] eine eher schwache Säure. In wässriger Lösung liegen ein guter Teil der Moleküle [[Dissoziation (Chemie)|undissoziiert]] als H<sub>3</sub>C-COOH vor. Auch hier stellt sich zügig ein [[Chemisches Gleichgewicht|Gleichgewicht]] ein. Die obige Reaktionsgleichung (2) lässt sich aus diesem Grund mit gleicher Berechtigung von rechts nach links lesen. Ein Acetat-Anion reagiert mit einem Oxoniumion zu Wasser und Essigsäure. In dieser Leserichtung findet eine ''basische Reaktion'' statt: die Umsetzung von Hydroxoniumionen zu Wassermolekülen. Setzt man einer Essigsäurelösung in geeigneter Menge Acetat-Anionen, beispielsweise in Form des gut löslichen [[Natriumacetat]]s zu, kann die saure Eigenschaft der Essigsäure vollständig durch die basische Eigenschaft des Acetat-Ions kompensiert werden. Die wässrige Lösung wird neutralisiert. ''Neutral'' heißt auch hier keineswegs, dass nichts in der Lösung passiert. Nur die Konzentration der H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen ist so gering wie in reinem Wasser.
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| Ergänzend soll nun die ''basische Reaktion'' betrachtet werden, die auftritt, wenn Natriumacetat in ''reinem'' Wasser gelöst wird (Das Na<sup>+</sup>-Kation ist in der Reaktionsgleichung weggelassen):
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| :<math>\mathrm{3. \ H_3C{-}COO^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ OH^- + H_3C{-}COOH}</math>
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| Hier bilden sich [[Hydroxide|Hydroxidionen]] (OH<sup>−</sup>). Fügt man dieser Acetatlösung eine geeignete Menge an wässriger Essigsäurelösung zu, wird die Lösung ''neutral''. Es stellt sich zwischen H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> und OH<sup>−</sup> das Gleichgewicht (1) ein, das zu Anfang als Grundeigenschaft von Wasser vorgestellt wurde und hier als Gleichung (1a) andersherum dargestellt ist.
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| :<math>\mathrm{1a) \ H_3O^+ + OH^- \ \rightleftharpoons \ H_2O + H_2O}</math>
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| Viele als Säure bezeichnete Substanzen sind von vornherein wässrige Lösungen und können nicht ohne weiteres als chemische Verbindungen verstanden werden, die über ionogen gebundene Wasserstoffatome verfügen. [[Salzsäure]] ist eine ''wässrige Lösung'' des Gases [[Chlorwasserstoff]] (HCl) und gilt als eine starke Säure. In dieser Lösung liegt – vor jeder praktischen Verwendung der Säure – bereits die Gleichgewichtsreaktion (4) vor, bei der das Gleichgewicht fast vollständig auf der rechten Seite liegt.
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| :<math>\mathrm{4. \ HCl + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + Cl^-}</math>
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| Der Chlorwasserstoff hat sein Potential, eine Säure zu sein, schon längst ausgespielt, und es haben sich H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen gebildet. Die chemischen Auswirkungen, die durch eine praktische Anwendung der Salzsäure auftreten, sind auf Reaktionen der H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen zurückzuführen. Die Säure ''ist'' das H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ion. Das Maß für den Säuregehalt ([[Stoffmengenkonzentration|Konzentration]]) ist hier der [[pH-Wert]], während bei schwächeren Säuren, wie Essigsäure, das Maß für die [[Säurekonstante|Säurestärke]], der pKs-Wert, im Vordergrund steht. Starke und schwache Säuren unterscheiden sich durch ihre Tendenz, „gerne“ oder „weniger gerne“ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen in Wasser zu bilden. Im Abschnitt Säure-Base-Gleichgewicht werden diese Tendenzen näher beschrieben.
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| === Säure-Base-Gleichgewicht ===
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| Bei der [[Protolyse]] nimmt ein Reaktionspartner (in der Regel Wasser) das von der Säure abgegebene Proton auf. Dies ist abzugrenzen von den [[Redoxreaktion]]en, bei denen [[Elektron]]enübergänge stattfinden.
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| Die allgemeine [[Chemisches Gleichgewicht|Gleichgewichtsreaktion]] einer Säure HA ''in wässriger Lösung'' lautet:
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| :<math>\mathrm{5. \ HA + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + A^-}</math>
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| Die Säuren unterscheiden sich in ihrer Tendenz, H<sup>+</sup>-Ionen an Wasser zu übertragen. Diese wird als ''Säurestärke'' ''K''<sub>s</sub> bezeichnet und gibt die Gleichgewichtskonstante ([[Säurekonstante]]) der Säurereaktion an. Die Säurekonstante wird häufig in Form des p''K''<sub>s</sub>-Wertes angegeben, der als negativer dekadischer Logarithmus der Säurekonstante definiert ist.
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| :<math>K_\mathrm{S} = \frac{c(\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+) \cdot c(\mathrm{A}^-)}{c(\mathrm{HA})}</math>
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| :<math>\mathrm{p}K_\mathrm{S} = -\log K_\mathrm{S}</math>
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| Säuren mit großem ''K''<sub>s</sub>-Wert (kleinem p''K''<sub>s</sub>-Wert) sind starke Säuren. Liegt ein [[pH-Wert]] einer Lösung, die eine Säure enthält, zwei Einheiten unter dem p''K''<sub>s</sub>-Wert, werden nur noch ein Hundertstel der H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen gebildet.
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| === Mehrprotonige Säuren ===
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| Säuren, die mehrere Protonen abspalten können, nennt man ''mehrprotonige Säuren'' oder auch ''mehrbasige Säuren''. [[Schwefelsäure]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) ist eine zweiprotonige (auch diprotonige), [[Phosphorsäure]] (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>) eine dreiprotonige (auch triprotonige) Säure. Das Bestreben der Abgabe der einzelnen Protonen (Protolyse) ist unterschiedlich groß und lässt sich durch die [[Säurekonstante]] (K<sub>s</sub>) beschreiben. Für die einzelnen Protolyseschritte gilt allgemein: K<sub>s</sub>(I) > K<sub>s</sub>(II) > K<sub>s</sub>(III) (bzw. p''K''<sub>s</sub>(I) < p''K''<sub>s</sub>(II) < p''K''<sub>s</sub>(III)).
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| Für Phosphorsäure gilt:
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| :{|
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| | <math>\mathrm{H}_3\mathrm{PO_4 + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2PO_4^- + H_3O^+}</math>
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| | style="padding-left:20px;" | <math>K_\mathrm{S} = 7{,}4 \cdot 10^{-3}</math>
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| | style="padding-left:20px;" | <math>\mathrm{p}K_\mathrm{S} = 2{,}13 \ </math>
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| |-
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| | <math>\mathrm{H_2PO_4^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ HPO_4^{2-} + H_3O^+}</math>
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| | style="padding-left:20px;"| <math>K_\mathrm{S} = 6{,}3 \cdot 10^{-8}</math>
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| | style="padding-left:20px;"| <math>\mathrm{p}K_\mathrm{S} = 7{,}20 \ </math>
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| |-
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| | <math>\mathrm{HPO_4^{2-} + H_2O \ \rightleftharpoons \ PO_4^{3-} + H_3O^+}</math>
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| | style="padding-left:20px;" | <math>K_\mathrm{S} = 4{,}4 \cdot 10^{-13}</math>
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| | style="padding-left:20px;" | <math>\mathrm{p}K_\mathrm{S} = 12{,}36 \ </math>
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| |}
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| === pK<sub>S</sub>-Werte wichtiger Säuren ===
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| Siehe [[Wikipedia:Säurekonstante#pKS- und pKB-Werte einiger Verbindungen|p''K''<sub>s</sub>- und p''K''<sub>b</sub>-Werte einiger Verbindungen]].
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| == Eigenschaften ==
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| Die Eigenschaften von Säuren, insbesondere die von ihnen ausgehenden Gefahren, sind sehr unterschiedlich. Als Beispiele seien hier [[Salpetersäure]] (Hauptgefahr: ätzend), [[Cyanwasserstoff|Blausäure]] (starkes Gift) und [[Pikrinsäure]] (ein Sprengstoff) genannt.
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| * Säuren greifen besonders [[unedle Metalle]] und [[Calciumcarbonat|Kalk]] an, aber auch Kleidung, Haut und Augen (allgemein alle organischen Materialien) laufen bei Kontakt Gefahr, von der Säure zerstört zu werden.
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| * Es gibt starke und schwache Säuren. [[Chlorwasserstoff]] ist eine starke Säure und dissoziiert in Wasser vollständig. Die wässrige Lösung nennt man [[Salzsäure]]. [[Essigsäure]] ist eine schwächere Säure und dissoziiert in Wasser nur zum Teil.
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| * Säuren kann man mit Wasser verdünnen, dabei wird ihre Wirkung je nach Verdünnung deutlich schwächer. Das Verdünnen von konzentrierten Säuren ist eine [[exotherme Reaktion]]. Es entsteht also Wärme. Vor allem beim Verdünnen von konzentrierter Schwefelsäure kann die Säurelösung unkontrolliert wegspritzen.<ref>{{Literatur |Autor=G. Jander, E. Blasius |Titel=Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum |Auflage=12., überarbeitete |Verlag=Hirtzel Verlag |Ort=Stuttgart |Datum=1987 |Seiten=5 |ISBN=3-7776-0433-X}}</ref> Daher gilt beim Verdünnen die Regel, die Säure in das Wasser zu geben, nicht umgekehrt: ''„Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure.“'' Aber auch bei korrektem Mischen ist darauf zu achten, dass die konzentrierte Säure langsam und vorsichtig dem Wasser beigefügt wird.
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| * Es ist ein weit verbreiteter Irrtum, dass Säuren immer Flüssigkeiten sind. Bekannte Vertreter von Säuren, die rein als Feststoff vorliegen, sind [[Ascorbinsäure|Vitamin C]] und [[Citronensäure]], eine gasförmige Säure ist beispielsweise [[Chlorwasserstoff]].
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| * Wässrige Lösungen von Säuren bewirken eine Farbveränderung von [[Indikator (Chemie)|Indikatoren]], zum Beispiel färben sie blaues [[Lackmus]]papier rot.
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| * Die „Gegenspieler der Säuren“ sind die [[Basen (Chemie)|Basen]] (Basenlösung = Lauge). Sie können Säuren neutralisieren. Auch Basen sind ätzend und greifen viele andere Stoffe an, die mit Säuren nicht unbedingt reagieren.
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| * In Wasser gelöst leiten Säuren den elektrischen Strom. Hierbei erfolgt eine [[Elektrolyse]], bei der sich an der [[Kathode]] (dem Minuspol) Wasserstoff und an der [[Anode]] (dem Pluspol) der neutralisierte Stoff des Säureanions bilden, bei der [[Salzsäure]] z. B. [[Chlor]]. An der Kathode erfolgt eine [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] (Elektronenaufnahme) und an der Anode erfolgt eine [[Oxidation]] (Elektronenabgabe).
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| == Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser ==
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| Analog zu den Säure-Base-Reaktionen die in wässrigen Lösungen und unter Beteiligung des Wassers ablaufen, existieren Reaktionen in anderen Medien. In wasserfreiem [[Ethanol]] findet mit [[Chlorwasserstoff]] eine Reaktion statt, bei dem Ethanol die Rolle einer Base übernimmt:
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| :<math>\mathrm{H_3C{-}CH_2{-}OH + HCl \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}CH_2{-}OH_2^+ + Cl^-}</math>
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| In der Gasphase reagieren die Gase [[Ammoniak]] und [[Chlorwasserstoff]] unter Bildung des Salzes [[Ammoniumchlorid]].
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| :<math>\mathrm{NH_3 + HCl \ \rightleftharpoons \ NH_4Cl}</math>
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| In Säure-Base-Reaktionen können neben Wasser auch andere hinreichend polare Lösungsmittel als Reaktionspartner wirken. Ein gutes Beispiel ist die Autoprotolyse des flüssigen Ammoniaks:
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| :<math>\mathrm{NH_3 + NH_3 \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + NH_2^-}</math>
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| == Beispiele für Säuren ==
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| Wichtige Säuren sind:
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| * [[Schwefelsäure]]: H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> (industrielle Verwendung, [[Saurer Regen]])
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| * [[Salzsäure]]: HCl (industrielle Verwendung)
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| * [[Kieselsäure]]: H<sub>4</sub>SiO<sub>4</sub>
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| * [[Phosphorsäure]]: H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> (Lebensmittelindustrie, unter anderem [[Cola]], [[Desoxyribonukleinsäure|DNA]])
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| * [[Kohlensäure]]: H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> (Lebensmittelindustrie, Technik, [[Erdatmosphäre|Atmosphäre]])
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| * [[Essigsäure]]: CH<sub>3</sub>COOH (Salatbereitung in der Küche, Lebensmittelindustrie)
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| * [[Benzoesäure]] ([[Konservierungsmittel]] für Lebensmittel)
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| * [[Flusssäure]]: HF (Computerchipherstellung)
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| * [[Salpetersäure]]: HNO<sub>3</sub> (industrielle Verwendung)
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| Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als Säuren wirken („saure Salze“), beispielsweise
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| * [[Sulfate|Hydrogensulfate]]
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| * [[Phosphate#Primäre, sekundäre und tertiäre Phosphate|Hydrogenphosphate]]
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| == Siehe auch ==
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| * {{WikipediaDE|Säuren}}
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| * {{WikipediaDE|Liste der Säuren}}
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| == Literatur ==
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| Historische Entwicklung der Säuren:
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| * Claus Priesner, Karin Figala: ''Alchemie: Lexikon einer hermetischen Wissenschaft.'' Beck, München 1998, ISBN 3-406-44106-8
| |
| * V. Karpenko, J. A. Norris: ''Vitriol in the History of Chemistry.'' Chem. Listy, Band 96, 2002, Seiten: 997–1005, [http://www.chemicke-listy.cz/docs/full/2002_12_05.pdf PDF]
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| * [http://www.britannica.com/eb/article-9036278/Geber ''Geber'' in Britannica]
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| == Weblinks ==
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| {{Wiktionary|Säure}}
| |
| * [https://www.google.com/search?q=anorganische+S%C3%A4ure&client=firefox-b&source=lnms&tbm=vid&sa=X&ved=0ahUKEwiI8vWXtrbfAhXCZlAKHSNDCLgQ_AUIEygA&biw=1280&bih=888 Die wichtigsten anorganischen Säuren] Google
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| * [https://www.welltec-wasser.de/de/ratgeber/lesen/wie-ist-der-ph-wert-des-wassers.html Der ph-Wert von Trinkwasser] Website
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| == Einzelnachweise ==
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| <references />
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| {{Normdaten|TYP=s|GND=4051266-6}}
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| [[Kategorie:Acidität und Basizität]] | |
| [[Kategorie:Chemikaliengruppe]] | |
| [[Kategorie:Säuren|!]]
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| {{Wikipedia}}
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anthro.world, 
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