Säurestärke: Unterschied zwischen den Versionen

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Säuren reagieren unterschiedlich stark und schnell. Ebenso haben Säuren mit gleicher Konzentration unterschiedliche pH-Werte (s. Versuch). Als ein verdünnernder "Reaktionsträger" (Base) kann Wasser gut verwendet werden, da es die Säureaktivität und Reaktionen nicht verfälscht oder beeinflusst.
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Säuren reagieren unterschiedlich stark und schnell. Ebenso haben Säuren mit gleicher Konzentration unterschiedliche [[pH-Wert]]e (s. Versuch). Als ein verdünnernder "Reaktionsträger" (Base) kann [[Wasser]] gut verwendet werden, da es die Säureaktivität und Reaktionen nicht verfälscht oder beeinflusst.
  
 
Man kann die Säuren in ''schwache'' und ''starke'' Säuren einteilen (Beispiele):
 
Man kann die Säuren in ''schwache'' und ''starke'' Säuren einteilen (Beispiele):
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* '''schwache Säure''': Essigsäure
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* '''schwache Säure''': [[Essigsäure]]
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* '''starke Säure''': Salpetersäure.
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* '''starke Säure''': [[Salzsäure]].
  
 
''Starke Säuren'' protolysieren im Wasser vollständig. ''Schwache Säuren'' hingegen protolysieren im Wasser nur zum Teil. Auf die Protolyse der schwacher Säuren kann man das ''Massenwirkungsgesetz'' anwenden:
 
''Starke Säuren'' protolysieren im Wasser vollständig. ''Schwache Säuren'' hingegen protolysieren im Wasser nur zum Teil. Auf die Protolyse der schwacher Säuren kann man das ''Massenwirkungsgesetz'' anwenden:
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  K = c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) * c(AC<sup>-</sup>) / c(HAC) * c(H<sub>2</sub>O)
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  K = ''c''(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) '''&middot;''' ''c''(AC<sup>-</sup>) / c(HAC) '''&middot;''' ''c''(H<sub>2</sub>O)
 
Die Säurekonzentration in verdünnten Lösungen hat nahezu keinen Einfluss auf die Konzentration des Wassers. Aufgrund dieser Tatsache kann man die annnähernd konstante Konzentration des Wassers mit der Gleichgewichtskonstanten ''K'' zu einer neuen Konstanten, nämlich der Säurekonstanten K<sub>s</sub> zusammmenfassen:
 
Die Säurekonzentration in verdünnten Lösungen hat nahezu keinen Einfluss auf die Konzentration des Wassers. Aufgrund dieser Tatsache kann man die annnähernd konstante Konzentration des Wassers mit der Gleichgewichtskonstanten ''K'' zu einer neuen Konstanten, nämlich der Säurekonstanten K<sub>s</sub> zusammmenfassen:
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  K<sub>s</sub> = K*c(H<sub>2</sub>O) = c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) * c(Ac<sup>-</sup>) / c(HAc)
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  K<sub>S</sub> = K '''&middot;''' ''c''(H<sub>2</sub>O) = ''c''(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) '''&middot;''' ''c''(Ac<sup>-</sup>) / ''c''(HAc)
 
Je nach der Säurestärke schwanken die Werte der Säurekonstanten um mehrere Zehnerpotenzen.
 
Je nach der Säurestärke schwanken die Werte der Säurekonstanten um mehrere Zehnerpotenzen.
  

Version vom 3. April 2006, 16:21 Uhr

Acidität

Allgemeines

Säuren reagieren unterschiedlich stark und schnell. Ebenso haben Säuren mit gleicher Konzentration unterschiedliche pH-Werte (s. Versuch). Als ein verdünnernder "Reaktionsträger" (Base) kann Wasser gut verwendet werden, da es die Säureaktivität und Reaktionen nicht verfälscht oder beeinflusst.

Man kann die Säuren in schwache und starke Säuren einteilen (Beispiele):

Starke Säuren protolysieren im Wasser vollständig. Schwache Säuren hingegen protolysieren im Wasser nur zum Teil. Auf die Protolyse der schwacher Säuren kann man das Massenwirkungsgesetz anwenden: 

K = c(H3O+) · c(AC-) / c(HAC) · c(H2O)

Die Säurekonzentration in verdünnten Lösungen hat nahezu keinen Einfluss auf die Konzentration des Wassers. Aufgrund dieser Tatsache kann man die annnähernd konstante Konzentration des Wassers mit der Gleichgewichtskonstanten K zu einer neuen Konstanten, nämlich der Säurekonstanten Ks zusammmenfassen: 

KS = K · c(H2O) = c(H3O+) · c(Ac-) / c(HAc)

Je nach der Säurestärke schwanken die Werte der Säurekonstanten um mehrere Zehnerpotenzen.

pKS-Werte

Diese Werte dienen zum Vergleich der schwankenden Werte der Säurekonstanten. Die pKS-Werte sind negative dekadische Logarithmen -> pKs = -lg Ks

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

PKs.png

Eine umfassende Zusammenstellung der pKS- und pKB-Werte als 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

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 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-Werte?"

Materialien: Schutzbrille, 2 Bechergläser, 2 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-Werte haben, indem jeweils ein pH-Stäbchen in eine Säure gehalten wird und die jeweiligen pH-Werte 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)

Dieser Artikel wurde verfasst von: --Blume,--Tascha,--Daddy 12:13, 9. Jan 2006 (CET)

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