Eine Säure dissoziiert in wässriger Lösung zu freibeweglichen, positiv geladenen Hydroniumionen (Wasserstoffionen, auch Oxoniumionen genannt) und freibeweglichen, negativ geladenen Säurerestionen.

Bsp.:

Eine Säure ist ein chemischer Stoff, der Protonen (H₃O⁺-Ionen) an Reaktionspartner abgeben kann. Eine solche Reaktion bezeichnet man Säure-Base-Reaktion oder auch Protolyse.

Man genannt Säuren deswegen auch häufig als Protonendonator .

Kann ein chemischer Stoff sowohl Protonen aufnehmen (Base) als auch abgeben (Säure ), spricht man von einem Ampholyt. Der bekannteste Ampholyt ist Wasser.

Eine Lewis-Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor, eine Lewis-Base ein Elektronenpaardonator. Zu den Lewis-Säuren zählen

• Verbindungen mit unvollständigem Elektronenoktett wie: B(CH₃)₃, BF₃, SO₃, AlCl₃
• Metallkationen als Zentralatome in chemischen Komplexen
• Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen, z.B. CO₂
• Halogenide mit "ungesättigter Koordination", z.B. SiCl₄ oder PF₅

Im Mittelpunkt des 1939 von Lux aufgestellten und von Flood 1947 erweiterten Konzepts stehen statt Protonen die Oxidionen in dem Vordergrund. Dieses wurde aufgestellt, um Säure-Base-Reaktionen auch in Protonenfreien Systemen beschreiben zu können, wie es in anorganischen Schmelzen vorkommt.

Nach Lux und Flood sind Säuren Oxidionen-Akzeptoren, Basen Oxidionen-Donatoren. Man betrachtet dabei Nichtmetalloxide (z.B. SO₂, CO₂) als Säureanhydride, da sie in wäßriger Lösung sauer reagieren, entsprechend sind Metalloxide (z.B. MgO, Fe₂O₃) Basenanhydride, da sie in wäßriger Lösung Hydroxidionen bilden..

1939 stellte der russische Wissenschaftler Usanovich folgende Definition des Säure-Base-Begriffs auf:

Eine Säure ist jede chemische Verbindung, die mit Basen reagiert, Kationen abgibt oder Anionen bzw. Elektronen aufnimmt. Entsprechend ist eine Base jede Verbindung, die mit Säuren reagiert, Anionen oder Elektronen abgibt oder sich mit Kationen vereinigt.

Diese Begriffsdefinition umfasst die Reaktionen nachdem Lewis-Konzept, erweitert selbiges dadurch, dass die Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen nicht auf gemeinsame Paare beschränkt ist, und umfasst alle Redox-Reaktionen, bei denen ein vollständiger Elektronenübergang beteiligt ist.

Ein Kritikpunkt dieser wenig gebräuchlichen Theorie ist, dass sie zu allgemeingültig sei, und der Begriff Säure-Basen-Reaktion auf beinahe jede Art von Reaktion anwendbar ist.==Säure-Base-Reaktionen==

Der Reaktionspartner (die Base) nimmt dabei das von der Säure abgegebene Proton auf. Dies ist abzugrenzen von den Redoxreaktionen, bei denen Elektronenübergänge stattfinden. Jede Säure besitzt bei einer solchen Reaktion eine korrespondierende Base:

Bsp:

    SI   BII     SII   BI

In diesem Fall ist Salzsäure die erste Säure, da sie Wasserstoffionen abgibt, an die Base Wasser. Diese ist nach der Reaktion, als Hydroniumion selbst zu einer Säure geworden, könnte also dem Chloridion seinerseits Protonen überlassen.

Säuren sind Stoffe, die H-Ionen abgeben können. Die allgemeine Reaktion einer Säure HA lautet also

Der Stoff A^- ist die konjugierte Base zu HA.

Die Säuren unterscheiden sich in ihrer Tendenz, H-Ionen abzugeben. Diese wird als Säurestärke K_s genannt und gibt die Gleichgewichtskonstante (Säurekonstante) der Säurereaktion an.

pK_S = - log(K_S)

Säuren mit großem K_s (kleinem pK_s) sind stark. Liegt der pH-Wert zwei Einheiten unter pK_s, werden ca. noch 1/10² der H-Ionen freigesetzt.

Siehe hierzu auch: Nivellierender Effekt des Wassers

Wichtige Säuren sind:

• Schwefelsäure: H₂SO₄ (industrielle Verwendung, Saurer Regen)
• Salzsäure: HCl (industrielle Verwendung)
• Phosphorsäure: H₃PO₄ (Lebensmittelindustrie, u.a. Cola, Erbgut)
• Kohlensäure: H₂CO₃ (Lebensmittelindustrie, Technik, Atmosphäre)
• Essigsäure: CH₃COOH (Lebensmittelindustrie)

Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als Säuren wirken ("saure Salze"), beispielsweise

• Hydrogensulfate
• Hydrogenphosphate

Siehe auch: Liste der Säuren