Quelltext der Seite Säure-Base-Konzepte

Um die Begriffe '''[[Säuren|Säure]]''' und '''[[Basen (Chemie)|Base]]''' haben sich in der Chemie verschiedene '''Konzepte''' entwickelt, die auf unterschiedlichen Begriffsdefinitionen beruhen. Der Antrieb dieser Entwicklung beruht einerseits auf der Suche nach einer möglichst umfassenden und allgemeingültigen Definition, anderseits auf einem bestimmten Anwendungsbereich eines Konzeptes.

Die dabei heute üblicherweise als Grundlage benutzte Säure-Base-Definition im engeren Sinne ist die nach [[Johannes Nicolaus Brønsted]] und [[Martin Lowry]], die zwar, wie die ihr vorausgegangene Definition nach [[Svante Arrhenius]], von Protonenübertragungsreaktionen im Wasser ausgeht, aber auch solche ohne die Anwesenheit von Wasser diskutiert. Obwohl damit eine eher spezielle Definition, findet sie nach wie vor in der Chemie breite Anwendung.

Im weiteren Sinne dagegen wird heute meist mit der Definition nach [[Gilbert Newton Lewis]] gearbeitet, wobei man in diesem Fall meist explizit von ''Lewis-Säuren'' bzw. ''Lewis-Basen'' spricht.

== Definition nach Arrhenius ==
Das Säure-Base-Konzept nach [[Svante Arrhenius]] wurde 1887 aufgestellt<ref name="LdC" /> und basiert auf der [[Ion]]entheorie, der experimentell bestimmbaren [[Elektrolytische Leitfähigkeit|elektrolytischen Leitfähigkeit]] von wässrigen Lösungen, die [[Salze]], Säuren oder Basen enthalten.<ref name="TdC">{{Literatur |Autor=Karl-Heinz Lautenschläger, Werner Schröter, Joachim Teschner, Hildegard Bibrack |Titel=Taschenbuch der Chemie |Auflage=18. |Verlag=Harri Deutsch |Ort=Frankfurt (Main) |Datum=2001}}</ref> Neben den Salzen, die als ''echte [[Elektrolyt]]e'' bezeichnet werden, sind Säuren ''potentielle Elektrolyte'', da sie als Reinstoffe nicht den Strom leiten. Sie unterliegen jedoch einer [[Dissoziation (Chemie)#Elektrolytische Dissoziation|elektrolytischen Dissoziation]] in Wasser. Die Leitfähigkeit basiert auf der Bildung von freibeweglichen positiv geladenen Teilchen, den [[Kation]]en, und negativ geladenen Teilchen, den [[Anion]]en.

=== Säuren ===
Das charakteristische Merkmal einer Säure ist die Dissoziation in positiv geladene [[Proton (Chemie)|Wasserstoffionen]] (H<sup>+</sup>-Ionen) und negativ geladene Anionen in einer wässrigen Lösung.<ref name="TdC" /> Das Anion einer Säure wird ''Säurerest'' genannt.

: <math>\mathrm{ S \ddot a uremolek \ddot u l \rightleftharpoons Wasserstoffion + S \ddot a urerestion }</math>

Als Beispiele nennen wir die Reaktionen der Säuren [[Chlorwasserstoff]], [[Essigsäure]] und [[Cyanwasserstoff]] bei Gabe in Wasser:
: <math>\mathrm{HCl \ \rightleftharpoons \ H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}}</math>
: <math>\mathrm{H_3C{-}COOH \ \rightleftharpoons \ H^+_{(aq)} \ + \ H_3C{-}COO^-_{(aq)}}</math>
: <math>\mathrm{HCN \ \rightleftharpoons \ H^+_{(aq)} + CN^-_{(aq)}}</math>

Diese potentiellen Elektrolyte unterliegen einem [[Dissoziation (Chemie)|Dissoziationsgleichgewicht]] (einer [[Chemisches Gleichgewicht|Gleichgewichtsreaktion]]). Die Säuren lassen sich qualitativ in starke, mittelstarke, und schwache Elektrolyte einteilen. Während beim Vergleich von jeweils einmolaren Lösungen starke Säuren wie Chlorwasserstoff weitgehend dissoziieren, führen schwache Säuren wie Cyanwasserstoff nur zu einem geringen [[Dissoziationsgrad]] und sind nur schwache Elektrolyte.

=== Basen ===
Basen sind Verbindungen, die in Wasser zu [[Hydroxidion]]en (OH<sup>−</sup>-Ionen) und zu Kationen dissoziieren. Die Kationen von Basen werden ''Basenreste'' genannt. Eine wichtige Rolle spielen Metall[[hydroxide]]; ihre Kationen sind [[Kation#Metallionen|Metallionen]]:<ref name="TdC" />
: <math>\mathrm{Metallhydroxid \rightleftharpoons Basenrest + Hydroxidion}</math>

Als Beispiele nennen wir hier die Reaktionen von [[Natriumhydroxid]] und [[Calciumhydroxid]] bei Gabe in Wasser:
: <math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}}</math>
: <math>\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+}_{(aq)} + 2 \ OH^-_{(aq)}}</math>

=== Neutralisation und die Bildung von Salzen ===
Die Reaktion einer starken oder mittelstarken Säure mit einer äquivalenten Menge einer starken oder mittelstarken Base wird als [[Neutralisation (Chemie)|Neutralisation]] bezeichnet.<ref name="TdC" /> Dabei bildet sich in der Regel eine Lösung eines Salzes.
: <math>\mathrm{ S \ddot a ure + Base \ \xrightarrow[ ]{ Neutralisation } \ Salz_{(aq)} + Wasser }</math>
: <math>\mathrm{HCl + NaOH \ \rightleftharpoons \ NaCl + H_2O}</math>

Dabei setzen sich H<sup>+</sup>- und OH<sup>−</sup>-Ionen zu Wasser um, wobei sich eine neutrale Lösung ([[PH-Wert|pH]]=7) bildet:
: <math>\mathrm{H^{+} + OH^{-} \longrightarrow\ H_2O}</math>

Salze sind Verbindungen, die in Wasser oder in der Schmelze in Basenrestion und Säurerestionen dissoziieren. Das Reaktionsprodukt der oben genannten Reaktion entspricht einer Lösung, die durch Einbringen von [[Natriumchlorid]] in Wasser gebildet wird:
: <math>\mathrm{NaCl \ \rightleftharpoons \ Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}}</math>

Salze bilden sich auch über andere chemische Reaktionen, siehe dazu [[Salzbildungsreaktion]].

=== Hydrolyse durch Lösen von Salzen ===
Die zu einer Neutralisation umgekehrte Reaktionsrichtung wird nach Arrhenius als ''Hydrolyse'' (auch: „Salzhydrolyse“) bezeichnet.<ref name="LdC">Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): ''Lexikon der Chemie.'' Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2001.</ref><ref name="CDRömpp">{{RömppOnline|ID=RD-19-00241|Name=Salze|Abruf=2014-06-20}}</ref> Hydrolyse eines Salzes tritt auf, wenn sich mindestens der Säurerest oder der Basenrest von einer schwachen Säure bzw. einer schwachen Base ableitet. Durch Lösen solcher Salze bilden sich basische (pH>7) bzw. saure (pH<7) Lösungen. Entsprechend nennt man diese Salze ''basische'' oder ''saure Salze''.
: <math>\mathrm{ Salz + Wasser \ \xrightarrow[ ]{Hydrolyse } \ S \ddot a ure + Base }</math>

Beim Lösen von [[Natriumcyanid]] bildet sich aus dem sehr schwachen Säurerest CN<sup>−</sup> molekularer [[Cyanwasserstoff]]. Dabei bildet sich gelöstes Natriumhydroxid, das zu einer basischen Lösung führt:
: <math>\mathrm{NaCN + H_2O \ \rightleftharpoons \ HCN + NaOH_{(aq)} }</math>

Analog bildet sich beim Lösen von [[Ammoniumchlorid]] [[Ammoniak]] und dissoziiertes [[Chlorwasserstoff]], was zu einer sauren Lösung führt:
: <math>\mathrm{NH_4Cl + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_3 + HCl_{(aq)} }</math>

Aus der Hydrolyse eines Salzes lässt sich eine ''Hydrolysekonstante K''<sub>Hydr.</sub> ableiten. Für den Fall eines Restes einer schwachen Säure gilt:
: <math>K_\mathrm{Hydr.} = \frac{c_\mathrm{{HA}} \cdot c_\mathrm{{OH^-}}} {c_\mathrm{{A^-}}} \ \Bigl( = \frac{ K\mathrm{_W}}{K\mathrm{_S}} = K_\mathrm{B} \Bigl)</math>

Für den Fall eines Restes einer schwachen Base gilt:
: <math>K_\mathrm{Hydr.} = \frac{c_\mathrm{{H^+}} \cdot c_\mathrm{{BOH}}} {c_\mathrm{{B^+}}} \ \Bigl( = \frac{ K\mathrm{_W}}{K\mathrm{_B}} = K_\mathrm{S} \Bigl)</math>

In diesen Fällen besteht eine Gleichheit der Salzhydrolyse mit der Definition nach Brønsted und Lowry mit der [[Basenkonstante]] ''K''<sub>B</sub>, der [[Säurekonstante]] ''K''<sub>S</sub> und dem [[Ionenprodukt]] <math>K_\text{W} = c_\mathrm{{H_3O}^+} \cdot c_\mathrm{OH^-}</math>, die in den Gleichungen in Klammern gezeigt sind.<ref name="HoWi2007">{{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=208}}</ref>

=== Grenzen der Definition ===
In dieser Definition sind Säuren und Basen auf Wasser als Lösungsmittel beschränkt. Bei Säuren wird die Freisetzung von H<sup>+</sup>-Ionen postuliert, die hydratisiert werden. Bei genauerer Betrachtung bilden sich jedoch [[Oxonium]]-Ionen (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>), da das Lösemittel Wasser wichtiger Reaktionspartner ist.

Basische Reaktionen von Substanzen, die keine OH<sup>−</sup>-Ionen abgeben können, werden mit diesem Modell nicht beschrieben. So ist die basische Reaktion von Ammoniak oder von elementorganischen Verbindungen in Wasser mit dieser Definition einer Base nicht zu beschreiben. Im Mittelpunkt der Reaktion einer Säure mit einer Base steht die Neutralisationsreaktion und die Bildung von Salzen, während nach dem Modell von Brønsted, das weitgehend das Modell nach Arrhenius abgelöst hat, die Unterscheidung von sauren, basischen und neutralen Lösungen zweitrangig ist und [[Puffer (Chemie)|Puffersysteme]] sich besser beschreiben lassen. Zwischen Salzen, deren Ionen in Lösung und Molekülen wird aus der Perspektive ihrer Leitfähigkeit unterschieden. Modernere Betrachtungen ordnen diese Stoffe über ihre chemische Reaktivität, wobei nichtreaktive Teilchen ignoriert werden können.

== Definition nach Brønsted und Lowry ==
[[Johannes Nicolaus Brønsted]]<ref>{{Literatur |Autor=J. N. Brönsted |Titel=Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen |Sammelwerk=Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas |Band=42 |Nummer=8 |Datum=1923-01-01 |ISSN=0165-0513 |Seiten=718–728 |Online=http://onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1002/recl.19230420815/abstract |Abruf=2017-09-11 |DOI=10.1002/recl.19230420815}}</ref> und [[Martin Lowry|Thomas Lowry]] beschrieben 1923 unabhängig voneinander eine ''Säure'' als ein Teilchen, das [[Proton (Chemie)|Protonen]] (H<sup>+</sup>-[[Ion]]en) an einen zweiten Reaktionspartner, die sogenannte ''Base'' übertragen kann. Im Gegensatz zu Arrhenius allerdings sind Basen und Säuren bei ihnen keine bestimmten Stoffklassen mehr, sondern Teilchen, die in einer Reaktion mit H<sup>+</sup>-Ionen bestimmte Eigenschaften zeigen:

* Teilchen, ''die Protonen abgeben können,'' werden dementsprechend als [[Protonendonator|Protonen''donatoren'']] oder ''Säuren'' bezeichnet.
* Teilchen dagegen, ''die Protonen aufnehmen können,'' werden dementsprechend als [[Protonenakzeptor|Protonen''akzeptoren'']] oder ''Basen'' bezeichnet.

''Säure-Base-Reaktionen'', bei denen in der oben genannten Weise Protonen übertragen werden, heißen auch ''[[Protolyse]]''. ''Freie'' Protonen (H<sup>+</sup>) existieren dabei allerdings zu keinem Zeitpunkt: Jede Reaktion eines Partners als Säure setzt zwingend die Gegenwart eines zweiten Partners als Base voraus, dem die Säure ihre Protonen ''übertragen'' kann:
:<math>\mathrm{Y + HX \ \rightleftharpoons \ Y \cdots H^+ \cdots X^- \rightleftharpoons \ HY^+ + X^-}</math>

<!-- die fetten Hervorhebungen im folgenden Absatz bitte stehenlassen, da externe Links hierher verweisen! -->
Systeme solcher Art werden auch '''konjugierte''' oder '''korrespondierende Säure-Base-Paare'''<ref>Lothar Kolditz (Hrsg.): ''Anorganikum.'' Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1970, S.&nbsp;423.</ref> genannt, zwischen denen sich nach einer bestimmten Zeit stets ein [[chemisches Gleichgewicht]] einstellt. In obiger Reaktionsgleichung sind dabei HX und HY<sup>+</sup> die Säuren, Y und X<sup>−</sup> dagegen die Basen. Was beide Paare unterscheidet, ist lediglich ihre Fähigkeit, Protonen abzugeben bzw. aufzunehmen. Wie außerdem zu sehen, entsteht bei einer protolytischen Reaktion aus einer Säure (hier HX) stets ihre sogenannte '''konjugierte''' oder '''korrespondierende Base''' (hier X<sup>−</sup>), aus einer Base (hier Y) stets ihre sogenannte '''konjugierte''' oder '''korrespondierende Säure''' (hier HY<sup>+</sup>) und umgekehrt.

Kann ein chemischer Stoff sowohl Protonen abgeben als auch aufnehmen, kann er also sowohl als Säure wie Base agieren, spricht man von einem [[Ampholyt]]en bzw. der Eigenschaft [[amphoter]] zu sein. Der bekannteste Ampholyt ist Wasser, das sowohl die Bildung von OH<sup>−</sup> als auch H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> erlaubt:
:<math>\mathrm{H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}</math>

Die praktisch bedeutsamsten protolytischen Reaktionen sind dementsprechend Reaktionen mit Wasser:
:<math>\mathrm{HX + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + X^-}</math>

Die Gleichgewichtslage dieser Reaktion wird dabei durch die ''Säurestärke'' von HX bestimmt, zahlenmäßig beschrieben durch dessen [[Säurekonstante]].

=== Beispiele für Säure-Base-Reaktionen nach Brønsted ===
* Reaktion von [[Chlorwasserstoff]] (HCl) und Wasser, wobei sich [[Chlorwasserstoffsäure]] (HCl<sub>(aq)</sub>) bildet:
: <math>\mathrm{HCl + H_2O \ \rightleftharpoons \ Cl^- + H_3O^+}</math>

* Reaktion von [[Schwefelsäure]] und Wasser:
: <math>\mathrm{H_2SO_4 + 2 \ H_2O \ \rightleftharpoons \ HSO_4^- + H_3O^+ + H_2O \ \rightleftharpoons \ SO_4^{2-} + 2 \ H_3O^+}</math>

* Reaktion von [[Ammoniak]] und Wasser:
: <math>\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}</math>

* Der Säurebegriff von Brønsted und Lowry erklärt aber –&nbsp;im Gegensatz zu Arrhenius&nbsp;– auch die Säure-Base-Reaktion von Chlorwasserstoff- und [[Ammoniak]]-Gas zu [[Ammoniumchlorid]] (NH<sub>4</sub>Cl) trotz ''Abwesenheit'' von Wasser:
: <math>\mathrm{HCl + NH_3 \ \rightleftharpoons \ NH_4^++Cl^-}</math>

== Definition nach Lewis ==
{{Hauptartikel|Lewis-Säure-Base-Konzept}}

[[Gilbert Newton Lewis]] veröffentlichte 1923 eine Abhandlung<ref>{{Literatur |Autor=Gilbert Newton Lewis |Titel=Valence and the structure of atoms and molecules |Verlag=Chemical Catalog Comp. |Ort=New York |Datum=1923 |Online=http://gso.gbv.de/DB=2.1/PPNSET?PPN=135145562 |Abruf=2017-09-09}}</ref> über seine Säure-Base-Theorie. Demnach ist eine Lewis-Säure ein [[elektrophil]]er [[Elektronenpaar]]akzeptor und eine Lewis-Base ein Elektronenpaardonator.

Zu den Lewis-Säuren zählen:
* Verbindungen mit unvollständigem Elektronenoktett wie: [[Trimethylboran|B(CH<sub>3</sub>)<sub>3</sub>]], [[Bortrifluorid|BF<sub>3</sub>]], [[Aluminiumchlorid|AlCl<sub>3</sub>]], [[Eisen(II)-chlorid|FeCl<sub>2</sub>]]
* [[Metallkation]]en als Zentralatome in [[Komplexchemie|chemischen Komplexen]]
* [[Molekül]]e mit polarisierten [[Doppelbindung]]en, beispielsweise [[Kohlenstoffdioxid|CO<sub>2</sub>]]
* [[Halogenid]]e mit ''ungesättigter Koordination'', beispielsweise [[Tetrachlorsilan|SiCl<sub>4</sub>]] oder [[Phosphorpentafluorid|PF<sub>5</sub>]]
Alle Basen nach Brønsted und Lowry sind ebenfalls Basen nach Lewis.

=== Beispiel für eine Säure-Base-Reaktion nach Lewis ===
:<math>\mathrm{AlCl_3 + Cl^- \ \rightleftharpoons \ AlCl_4^-}</math>
:<small>Die Lewis-Säure AlCl<sub>3</sub> reagiert mit der Lewis-Base Cl<sup>−</sup> unter Bildung des ''Lewis-Säure-Base-Addukts'' AlCl<sub>4</sub><sup>−</sup>.</small>

== Definition nach Lux und Flood ==
Im Mittelpunkt des 1939 von [[Hermann Lux (Chemiker)|Hermann Lux]] aufgestellten und von [[Håkon Flood]] 1947 erweiterten Konzepts stehen statt Protonen die Oxidionen im Vordergrund. Dieses wurde aufgestellt, um Säure-Base-Reaktionen auch in protonenfreien Systemen beschreiben zu können, wie es in [[anorganisch]]en Schmelzen vorkommt.<ref>[[J. E. Huheey]], E, A. Keiter, R. L. Keiter: ''Anorganische Chemie.'' De Gruyter, 2014, ISBN 978-3-11-030433-6, Kapitel 9.1.2: ''Definition nach Lux und Flood''.</ref>

Nach Lux und Flood sind Säuren Oxidionen-[[Donator-Akzeptor-Prinzip|Akzeptoren]], Basen Oxidionen-[[Donator-Akzeptor-Prinzip|Donatoren]]. Man betrachtet dabei Nichtmetalloxide (beispielsweise [[Schwefeldioxid|SO<sub>2</sub>]], CO<sub>2</sub>) als [[Säureanhydrid]]e, da sie in wässriger Lösung sauer reagieren, entsprechend sind Metalloxide (beispielsweise [[Magnesiumoxid|MgO]], [[Eisen(III)-oxid|Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>]]) [[Basenanhydrid]]e, da sie in wässriger Lösung Hydroxidionen bilden.

=== Beispiele für Säure-Base-Reaktionen nach Lux und Flood ===

:<math>\mathrm{MgO + CO_2 \ \rightarrow \ MgCO_3}</math>
:<small>Die Lux-Flood-Säure CO<sub>2</sub> reagiert mit der Lux-Flood-Base MgO.</small>
:<math>\mathrm{CaO + SiO_2 \ \rightarrow \ CaSiO_3}</math>
:<small>Die Lux-Flood-Säure SiO<sub>2</sub> reagiert mit der Lux-Flood-Base CaO.</small>

== Definition nach Ussanowitsch ==
1939 stellte der russische Wissenschaftler [[Michail Ussanowitsch]] folgende noch weiter gefasste Definition des Säure-Base-Begriffs auf:

{{Zitat
 |Text=Säuren sind Stoffe, die Kationen abspalten oder Anionen bzw. Elektronen aufnehmen können.<br />Basen sind Stoffe, die Anionen oder Elektronen abspalten bzw. Kationen aufnehmen können.
 |Autor=Michail Ussanowitsch
 |Quelle=''J.allg.Chem.'' (UdSSR), '''''9''''', 182 (1939)
 |ref=<ref>Lothar Kolditz (Hrsg.): ''Anorganikum.'' Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1970, S.&nbsp;439–440.</ref>}}

Diese Begriffsdefinition umfasst die Reaktionen nach dem Lewis-Konzept, erweitert es jedoch dadurch, dass die Aufnahme beziehungsweise Abgabe von Elektronen nun nicht mehr auf Elektronen''paare'' beschränkt ist und damit auch alle traditionellen [[Redoxreaktion]]en einschließt, bei denen ein ''vollständiger'' Elektronenübergang stattfindet.

Ein Kritikpunkt dieser wenig gebräuchlichen Theorie ist, dass sie zu allgemeingültig ist und der Begriff ''Säure-Basen-Reaktion'' damit auf zu viele verschiedene Arten von Reaktionen anwendbar ist.

== Konzept der harten und weichen Säuren und Basen nach Pearson ==
{{Hauptartikel|HSAB-Konzept}}

[[Ralph G. Pearson]] entwickelte 1963 das Konzept der harten und weichen Säuren und Basen ({{lang|en|''Hard and Soft Acids and Bases''}}, HSAB-Konzept). Es lautet:

{{Zitat
 |Text=Harte Säuren verbinden sich bevorzugt mit harten Basen und weiche Säuren verbinden sich bevorzugt mit weichen Basen.}}

Betrachtet wird hierbei die [[Elektronegativität]] und die [[Polarisierbarkeit]] des betrachteten Teilchens:

{| class="wikitable centered"
|-
! Typ
! Eigenschaften
! Beispiele
|-
| Harte Säuren
| geringe Elektronegativität<br />geringe Polarisierbarkeit
| H<sup>+</sup>, Na<sup>+</sup>, K<sup>+</sup>
|-
| Harte Basen
| hohe Elektronegativität<br />geringe Polarisierbarkeit
| OH<sup>−</sup>, F<sup>−</sup>, SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>
|-
| Weiche Säuren
| geringe Elektronegativität<br />hohe Polarisierbarkeit
| Cu<sup>+</sup>, Ag<sup>+</sup>, I<sub>2</sub>
|-
| Weiche Basen
| hohe Elektronegativität<br />hohe Polarisierbarkeit
| I<sup>−</sup>, SCN<sup>−</sup>, R<sub>2</sub>S
|}

Das Konzept gibt Tendenzen wieder, es gibt wenige absolut harte oder weiche Teilchen. Es hilft jedoch bei der Abschätzung über die [[Chemische Stabilität|Stabilität]] von [[Chemische Verbindung|Verbindungen]]. So kommt z.&nbsp;B. das weichere Fe<sup>2+</sup> in der Natur als [[Sulfid]] vor, während das härtere Fe<sup>3+</sup> als [[Hydroxid]] oder [[Oxid]] vorliegt.

== Vergleich der Säure-Base-Theorien ==
Säuren und Basen sind chemische Gegenspieler, deren entgegengesetzte Eigenschaften sich bei Wechselwirkung aufheben.<ref>{{Literatur |Autor=G. Henrion |Titel=Wissenschaft und Fortschritt |Band=16 |Datum=1966 |Seiten=308}}</ref><ref>''{{Webarchiv|url=http://www.gym1.at/chemie/pdf7kl/saer_bas.pdf |wayback=20160304061336 |text=Säure-Base-Theorien. }}'' Vergleich (PDF; 265 kB).</ref> Die konstitutionellen und funktionellen Merkmale der Säuren und Basen sind Gegenstand der Säure-Base-Definitionen.
{| class="wikitable"
|-
! Säure !! Base !! Verfasser
|-
| enthalten Sauerstoff || nicht näher definiert || (Lavoisier)
|-
| enthalten Wasserstoff || nicht näher definiert || (Davy)
|-
| enthalten Wasserstoff,<br /> der durch Metall<br />ersetzbar ist || nicht näher definiert|| (Liebig, 1838)
|-
| geben in Wasser<br />H<sup>+</sup>-Ionen ab || geben in Wasser<br />OH<sup>−</sup>-Ionen ab || (Arrhenius/Ostwald, 1884)
|-
| geben<br />H<sup>+</sup>-Ionen ab || nehmen<br />H<sup>+</sup>-Ionen auf || Brønsted
|-
| erhöhen die Konzentration<br />der lösungsmitteleigenen Kationen || erhöhen die Konzentration<br />der Lyationen oder<br />verringern die Konzentration<br />der Lyoniumionen|| (Ebert/Konopik 1949)
|-
| spalten Kationen oder H<sup>+</sup> ab<br />oder<br />nehmen Anionen bzw. Elektronen auf || spalten Elektronen oder Anionen ab<br />oder<br />nehmen Kationen bzw. H<sup>+</sup> auf|| Ussanowitsch 1939
|-
| besitzen Elektronenlücken,<br />in die ein Elektronenpaar<br />unter Ausbildung einer<br />koordinativen Bindung<br />aufgenommen werden kann || besitzen ein freies<br />Elektronenpaar, das<br />zur Ausbildung einer<br />koordinativen Bindung<br />zur Verfügung gestellt werden kann || (Lewis, 1923)
|}

== Weblinks ==
{{Wikibooks|Anorganische Chemie für Schüler/ Säure - Basen - Reaktionen}}
{{Wikibooks|Allgemeine und Anorganische Chemie/ Der Säure-Basebegriff}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{SORTIERUNG:Saurebasekonzepte}}
[[Kategorie:Acidität und Basizität]]