Säurestärke

2006-08-29T10:09:21Z

FK: Link zur pks-Tabelle aktualisiert, F. Kass

Acidität
== Allgemeines ==

Vergleicht man verschiedene [[Säuren]] gleicher Konzentration (z. B. [[Salzsäure]] mit [[Essigsäure]]), ergeben sich unterschiedliche [[pH-Wert]]e (s. [[S%C3%A4urest%C3%A4rke#Versuch|Versuch]]).

''Starke [[Säuren]]'' wie [[Salzsäure]] protolysieren im [[Wasser]] vollständig. ''Schwache [[Säuren]]'' wie [[Essigsäure]] hingegen protolysieren im [[Wasser]] nur zum Teil, der [[pH-Wert]] ist höher (= weniger sauer), als sich nach Konzentration der [[Säure]] erwarten lässt.

== pKS-Werte ==
Ein Maß für die Säurestärke ist der '''pKS-Wert'''.

Der '''pKS-Wert''' leitet sich als negativer dekadischer Logarithmus (vgl. [[pH-Wert]]) von der Säurekonstanten KS ab: '''pKS = -lg KS'''.

Der pKS-Wert ist numerisch gleich demjenigen [[pH-Wert]], bei dem die Hälfte der Säurereste frei in wässriger Lösung vorliegen.

[[Bild:PKs.png]]

Eine umfassende Zusammenstellung der pKS- und pKB-Werte als [http://www.kass-net.de/download/pkb_pks.xls Excel-Tabelle von Franz Kass.]

'''''Merksatz: Je höher die Säurestärke, desto niedriger der pKS-Wert!''

'''''--> Der pKS-Wert + den pKB-Wert müssen zusammen immer = 14 ergeben'''''

Am Beispiel der [[Essigsäure]] soll der pKS-Wert experimentell bestimmt werden:

Ausgangskonzentration verdünnter [[Essigsäure]]: ''c'' = 10-2 mol '''·''' L-1 ; pH = 3,3.

Im Protolysegleichgewicht: ''c''(H3O+) = ''c''(Ac-) = 10-3,3 mol '''·''' L-1.

Da [[Essigsäure]] eine schwache Säure ist, reagiert sie nur zum kleinen Teil mit [[Wasser]]. Aufgrund dieser Tatsache stimmt ihre Gleichgewichtskonzentration ''c''(HAC) ungefähr mit der Ausgangskonzentration ''c''(HAC) überein.
'''Also:'''
c(HAc) = c0(HAc) - c(H3O+) ''ungefähr'' c0(HAc) ''ungefähr'' 10-2 mol '''·''' L-1.

Mit Hilfe dieser Gleichung lässt sich der KS-Wert und der pKS-Wert der [[Essigsäure]] annäherungsweise berechnen:

KS = 10-3,3 '''·''' 10-3,3 / 10-2 mol '''·''' L -1

pKS = 4,6

== Basenkonstante ==

Starke Basen protolysieren im Wasser vollständig. Bei schwächeren hingegen stellt sich ein Protolysegleichgewicht ein -> ''KB''. Oft verwendet man auch den pkB- Wert :

B(aq) + H2O <--> HO + OH-

KB= c(HB+) * c(OH-) / c(B) ;pKB = -lg KB

== Mehrprotonige Säuren ==

Ein Beispiel für einen mehrprotonige Säure ist die [[Schwefelsäure]] (H2SO4) und [[Phosphorsäure]] (H3PO4). Die Moleküle dieser Säuren sind in der Lage, '''mehr als ein Proton''' abzugeben ->(mehrprotonige Säuren). Deswegen protolysieren diese Säuren in mehreren Stufen.

'''Beispiel''' Protolyse der 2-protonigen Schwefelsäure:

1. Schritt: In wässriger Lösung bilden sich Hydrogensulfat-Ionen (HSO4-).

2. Schritt: Bei höherem [[pH-Wert]] bilden sich Sulfat-Ionen (SO42-).

-> 1. Protolysestufe: H2SO4 + H2O <-> H3O+ + HSO4-

-> 2. Protolysestufe: HSO4- + H2O <--> H3O+ + SO42-

Dies sind [[Brönsted-Theorie|Säuren im Sinne Brönsteds]]: Ionen, deren Ursprung aus der Protolyse mehrprotoniger Säuren stammen und die selbst noch ein Proton abgeben können. Nun lässt sich auch für sie ein pKS-Wert angeben. Das Hydrogensulfat-Ion ist mit einem pKS = 1,8 eine relativ starke Säure.

'''ABER''' dieses Ion kann auch als Base reagieren. Und zwar durch die Aufnahme eines Protons.
Die Reaktionsrichtung wird stets durch den jeweiligen Reaktionspartner bestimmt und angegeben. Im Zusammenschluss mit Ammoniak-Ionen reagieren Hydrocarbonat-Ionen z. B. als Säure. Mit [[Essigsäure]], welche stärker ist reagieren sie wiederum als Base.

== Versuch ==

''"Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche [[pH-Wert]]e?"''

'''Materialien:''' [[Schutzbrille]], 2 [[Becherglas|Bechergläser]], 2 [[Indikatoren|pH-Stäbchen]], wenige ml zweier gleichkonzentrierter Säuren

In das eine [[Becherglas]] werden wenige ml von der einen Säure gegeben und in das andere Glas wenige ml von der anderen Säure. Nun wird mit Hilfe der pH-Stäbchen getestet, ob diese gleichkonzentrierten Säuren wirklich unterschiedliche [[pH-Wert]]e haben, indem jeweils ein
pH-Stäbchen in eine Säure gehalten wird und die jeweiligen [[pH-Wert]]e abgelesen werden können.

Nun kann die Ausgangsfrage sicher beantwortet werden......

== Quellen ==

*Chemie heute - Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, ISBN 3-507-10630-2, S. xxx.
*www.wikipedia.de,
*www.google.de (Bilder)

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