Säurestärke: Unterschied zwischen den Versionen

Version vom 29. August 2006, 11:09 Uhr

Acidität

Allgemeines

Vergleicht man verschiedene Säuren gleicher Konzentration (z. B. Salzsäure mit Essigsäure), ergeben sich unterschiedliche pH-Werte (s. 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.

pK_S-Werte

Ein Maß für die Säurestärke ist der pK_S-Wert.

Der pK_S-Wert leitet sich als negativer dekadischer Logarithmus (vgl. pH-Wert) von der Säurekonstanten K_S ab: pK_S = -lg K_S.

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

Eine umfassende Zusammenstellung der pK_S- und pK_B-Werte als Excel-Tabelle von Franz Kass.

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

--> Der pK_S-Wert + den pK_B-Wert müssen zusammen immer = 14 ergeben

Am Beispiel der Essigsäure soll der pK_S-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 K_S-Wert und der pK_S-Wert der Essigsäure annäherungsweise berechnen:

K_S = 10^-3,3 · 10^-3,3 / 10^-2 mol · L ^-1

pK_S = 4,6

Basenkonstante

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

B(aq) + H₂O <--> HO + OH^-

K_B= c(HB⁺) * c(OH^-) / c(B) ;pK_B = -lg K_B

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 pK_S-Wert angeben. Das Hydrogensulfat-Ion ist mit einem pK_S = 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)