Allgemeine und Anorganische Chemie/ Der Säure-Basebegriff
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[Bearbeiten] Der Säure-Basebegriff
[Bearbeiten] Arrhenius (1883)
Nach Arrhenius ist eine Säure eine Substanz, welche in Wasser H + Ionen abspalten.
Eine Base ist eine Substanz, die in Wasser OH − Ionen abspaltet.
Diese erste allgemeingültige Theorie über Säuren und Basen weißt einen Fehler auf: Ammoniak kann laut dieser Theorie keine Base sein, da NH3 nicht zu OH − dissoziieren kann. Außerdem beschränkt sie sich auf Wasser als Lösungsmittel.
[Bearbeiten] Brönstedt und Lowry (1923)
Diese Definition ist vorallem eine Erweiterung des Basenbegriffs. Nach Brönstedt und Lowry gibt eine Säure ein H + -Ion an das Lösungsmittel ab. So ist die Säure ein Protonendonator. In wässriger Lösung entsteht durch die Autoprotolyse des Wassers das Oxoniumion H3O + .
Die Base nimmt bei einer Säure-Base-Reaktion nach Brönstedt und Lowry das H + Ion auf. Sie ist ein Protonenakzeptor. In wässriger Lösung entstehen OH − Ionen.
Bei der Dissoziation von einer Säure in Lösungsmitteln entsteht die entsprechende konjugierte Base. Cl − ist die konjugierte Base von HCl. Bei der Dissoziation einer Base entsteht ihre konjugierte Säure. 
ist die konjugierte Säure von NH3.
Die Vorteile dieses Konzeptes sind, dass es auch auf andere Lösungsmittel als Wasser angewendet werden kann, und eine quantitative Bestimmung der Säure- oder Basestärke über die Konzentration der H + -Ionen möglich ist.
[Bearbeiten] Lewis
Bei Lewis ist die Säure eine elektrophile Substanz, die Elektronenpaare aufnimmt. Die Säure ist ein Elektronenpaarakzeptor. Die Lewisbase ist der Elektronenpaardonator. Sie gibt Elektronenpaare ab. Lewissäuren und -basen spielen eine Rolle in der Komplexbildung, außerdem stellt sich durch dieses Konzept ein Zusammenhang zwischen Säure-Base-Reaktionen und Redoxreaktionen her.
