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Schon seit dem Altertum ist bekannt, dass es Stoffe gibt, die in wäßriger Lösung sauer schmecken und Metalle angreifen. Ebenso kennt man eine Gruppe von Stoffen, die in wäßriger Lösung bitter schmecken, und sich auf der Haut seifig anfühlen. Ebenso bekannt ist, dass sich die Eigenschaften beider Stoffgruppen verlieren, wenn man sie in bestimmten Mengen zusammen gibt. (Neutralisation). So erhält man, wenn man eine Soda-Lösung mit verdünnter Salzsäure versetzt, unter Sprudeln eine Lösung, die weder sauer noch bitter schmeckt (sondern SALZIG) und auch im Gegensatz zu Sodalösung oder verdünnter Salzsäure keine Metalle angreift. Seit der Zeit wissenschaftlich betriebener Chemie kam man dann zu verschiedenen Definitionen, was nun eine Säure und eine Base sei. In dieser Infotafel sind nun die drei wichtigsten herausgegriffen; es gibt noch weitere Definitionen, welche aber zu speziell und problemorientiert sind, als dass sie in einer Aufzählung allgemeingültiger Definitionen hier am rechten Platz wären. Allgemein formuliert ist eine Säure das Gegenteil von einer Base. Nach ARRHENIUS (1. Schautafel) sind sowohl die Säure- als auch die Baseneigenschaften durch bestimmte IONEN bedingt, die durch Dissoziation in wäßriger Lösung eines Stoffes entstehen können. Er schreibt also die Säure-Base-Wirkung bestimmten Ionen zu, nämlich den sauer wirkenden Wasserstoff-Ionen und den basisch wirkenden Hydroxid-Ionen. Dieser Säure-Base-Begriff umfasst somit NUR die in wäßrigen Lösungen vorkommenden Säuren, und als Basen nur jene, welche Hydroxid-Ionen enthalten. Nicht eingeschlossen sind dagegen z.B. Ammoniak, Wasser, organische Basen, wie z.B. Pyridin. Ebenso werden Säure- und BasenANHYDRIDE nicht erfasst. Nach Brønstedt (2.Schautafel) ist der Säure-Base-Begriff nun von einer Ionenart lösgelöst, sondern er kennzeichnet erstmals eine StoffEIGENSCHAFT. Dabei sagt Brønsted folgendes aus: Eine Säure ist ein Stoff, der Wasserstoff-Ionen abgeben kann, und eine Base ein Stoff, der eben diese Ionen anlagern (aufnehmen) kann. Zum Verstehen der verschiedenen Reaktionen von Säuren und Laugen, zur Berechnung des pH-Werts oder zum Erstellen von Pufferlösungen (das sind Lösungen, welche einen definierten pH-Wert besitzen, welcher gegen Zugabe von Säure oder Lauge relativ stabil ist), genügt die Kenntnis der Brønsted-Definition vollkommen. Sie ist im Ggs. zu der Arrhenius-Definition nun für alle Stoffe gültig, welche protonenaktive Reaktionen zeigen, auch für Säure-Base-Reaktionen, welche sich nicht im Medium Wasser abspielen (z.B. Ammoniak-Gas und Chlorwasserstoff-Gas vereinigen sich zu festem Ammoniumchlorid; eine Folge eines Protonenübergangs vom Chlorwasserstoff auf den Ammoniak). Die dritte Definition des Säure-Base-Begriffs stammt von LEWIS (1939). Er verallgemeinert nun die Aussage von Brønsted dahingehend, dass die Säureeigenschaften auch auf andere Teilchen (Moleküle und Ionen) überträgt, die wie das Proton elektrophile Elektronenlücken-Verbindungen darstellen, und beschreibt demnach Säuren als Teilchen mit einer Elektronenlücke, Basen als Teilchen mit einem nucleophilen Elektronenpaar. Die Lewis-Definition löst also den Säure-Base-Begriff nicht nur vom Wasser, sondern auch vom Proton - und wird somit für eine Vielzahl von Stoffen, die sich in einem Lösungsmittel ähnlich verhalten, wie eine Säure/Base in Wasser, mit in die Definition eingeschlossen. Als Beispiel soll hier Bromtrifluorid als Lösungsmittel (Solvens) dienen, in welchem Antimonpentafluorid gelöst wird. Es entsteht dabei sofort SbF6- (Hexfluoroantimonat(V)), sowie BrF2+ -Ionen (die den H3O+ -Ionen des Wassers analog sind). Während BrF3 kaum elektrische Leitfähigkeit besitzt (analog reinem Wasser) besitzt die nun erhaltene Lösung mit BrF2+ und SbF6- -Ionen eine hohe elektrische Leitfähigkeit. Gibt man nun eine Substanz KBrF4 (Kaliumtetrafluorobromat(III)) in diese Lösung, so findet eine Neutralisation statt: BrF2+ + BrF4- -> 2 BrF3. Nach Brønsted werden solche Reaktionen im Ggs. zu der Definition nach Lewis nicht erfasst.