Säuren sind im Allgemeinen ätzend. In wässrigen Lösungen liegen schwache Säuren in einem Ionisationsgleichgewicht vor, das wie folgt beschrieben wird:
[HA], [H+] und [A-] stellen die molaren Konzentrationen von HA, H+ bzw. A- dar, während *K* die Ionisationsgleichgewichtskonstante für die schwache Säure HA ist. Beispielsweise beträgt bei 298 K die Ionisationskonstante für Essigsäure 1,8 × 10⁻⁵ und für Flusssäure 7,2 × 10⁻⁴. Die Ionisationsgleichgewichtskonstante variiert nur geringfügig mit Änderungen der Konzentration des schwachen Elektrolyten und der Temperatur.
Bei einer bestimmten Temperatur nimmt der Ionisierungsgrad einer schwachen Säure zu, je verdünnter die Lösung wird; Beispielsweise betragen die Ionisierungsgrade für Essigsäure bei Konzentrationen von 0,10 M, 1,0 × 10⁻³ M und 1,0 × 10⁻⁴ M 1,34 %, 13,4 % bzw. 42 %, wodurch eine vollständige Ionisierung unter Bedingungen unendlicher Verdünnung erreicht wird.
Die Ionisierung polyprotischer schwacher Säuren verläuft schrittweise. Beispielsweise ionisiert Phosphorsäure in drei Schritten, die jeweils mit einer entsprechenden Ionisationsgleichgewichtskonstante verbunden sind:
Wasser dient als hervorragendes Lösungsmittel für anorganische Verbindungen; Ionen werden stark von Wassermolekülen angezogen und dadurch stabilisiert. Das H+-Ion in einer Säure ist im Wesentlichen ein „nacktes“ Proton-mit einem Durchmesser von lediglich 10⁻³ Pikometern-das sich stark an Wassermoleküle bindet und das Hydroniumion H₃O+. bildet. Beispielsweise besteht kristalline hydratisierte Perchlorsäure (HClO₄·H₂O) in Wirklichkeit aus H₃O+ und ClO₄⁻-Ionen; In wässriger Lösung verbindet sich das H₃O+-Ion außerdem mit drei weiteren Wassermolekülen. Üblicherweise wird das Symbol H+ zur Darstellung des Wasserstoffions in wässrigen Lösungen verwendet. Allgemeine Eigenschaften von Säuren:
(1) Reaktionen mit Säure-Base-Indikatoren:
Lila Lackmuslösung wird in Gegenwart einer Säure rot; Eine farblose Phenolphthaleinlösung bleibt in Gegenwart einer Säure farblos.
(2) Verdrängungsreaktionen mit aktiven Metallen (Metalle, die in der Metallaktivitätsreihe reaktiver als Wasserstoff sind):
Säure + Metall → Salz + Wasserstoffgas
Beispiel: 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂ ↑
(3) Reaktionen mit basischen Oxiden:
Säure + basisches Oxid → Salz + Wasser
3H₂SO₄ + Fe₂O₃ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O
(4) Reaktionen mit bestimmten Salzen:
Säure + Salz → Neue Säure + Neues Salz
H₂SO₄ + BaCl₂ → 2HCl + BaSO₄↓
(5) Neutralisationsreaktionen mit Basen:
Säure + Base → Salz + Wasser
2HCl + Ba(OH)₂ → BaCl₂ + 2H₂O
Bei Reaktionen wie den oben in (3), (4) und (5) beschriebenen tauschen zwei Verbindungen ihre Bestandteile aus, um zwei neue Verbindungen zu bilden; Diese Art von Reaktion wird als Doppelverdrängungsreaktion bezeichnet.
Doppelte Verdrängungsreaktionen unterliegen besonderen Anforderungen: Die Reaktanten müssen in Wasser löslich sein (wenn eine Säure beteiligt ist, reicht es aus, wenn nur die Säure in Wasser löslich ist), und die gebildeten Produkte müssen entweder ein Gas, einen Niederschlag oder Wasser enthalten (die Anwesenheit eines dieser Stoffe ist ausreichend).
Hinweis: Wenn Kohlensäure (H₂CO₃) entsteht, muss diese als H₂O + CO₂ ↑ geschrieben werden.
Zum Beispiel: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂ ↑ (Hier entsteht ein Gas-und es entsteht auch Wasser).
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl (Hier ist BaSO₄ ein Niederschlag, der in Wasser unlöslich ist).
NaCl kann mit Schwefelsäure reagieren, da das entstehende HCl als Gas entweicht und so die Reaktion kontinuierlich vorantreibt; Diese Reaktion kann im Labor zur Herstellung von HCl-Gas verwendet werden.
