Säurestärke: Unterschied zwischen den Versionen

Aus BS-Wiki: Wissen teilen
Wechseln zu: Navigation, Suche
(→‎Mehrprotonige Säuren)
(→‎Bestimmung des pKS-Wertes mittels Halbtitration)
 
(97 dazwischenliegende Versionen von 2 Benutzern werden nicht angezeigt)
Zeile 1: Zeile 1:
−
Acidität
+
{{navi|Säure-Base-Reaktionen|pH-Wert-Berechnung}}
−
== Allgemeines ==
+
[[Bild:PKs.png|right]]
  
−
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.
+
Vergleicht man verschiedene [[Säuren]] gleicher [[Konzentration]] (z. B. [[Salzsäure]] mit [[Essigsäure]]), ergeben sich unterschiedliche [[pH-Wert]]e (s. [[S%C3%A4urest%C3%A4rke#Experimente|Experimente]]). Diese Beobachtung lässt sich über die Säurestärke erklären:
−
Man kann die Säuren in ''schwache'' und ''starke'' Säuren einteilen ->Beispiele
 
−
'''schwache Säure''': Essigsäure und
 
−
'''starke Säure'''  : Salpetersäure.
 
−
''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(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>)*c(AC<sup>-</sup>)/c(HAC)*c(H<sub>2</sub>O)
 
  
−
Die Säurekonzentration in verdünnten Lösungen hat nahezu keinen Einfluss aud die Konzentration des Wassers.Aufgrund dieseer 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->
+
== Allgemeines ==
 +
Die Säurestärke oder Acidität gibt an, in welchem Umfang eine Säure in Wasser [[Protolyse|protolysiert]], d.&nbsp;h. die in der Säure enthaltenen H<sup>+</sup>-Ionen tatsächlich abgespalten werden.
 +
* ''Starke [[Säuren]]'' wie [[Salzsäure]] protolysieren im [[Wasser]] vollständig.
 +
* ''Schwache [[Säuren]]'' wie [[Essigsäure]] hingegen protolysieren im [[Wasser]] nur zum Teil, der [[pH-Wert]] ist höher (=&nbsp;weniger sauer), als sich nach Konzentration der [[Säure]] erwarten lässt.
  
−
K<sub>s</sub>=K*c(H<sub>2</sub>O)= c(H<sub>3</sub>O+)*c(Ac<sup>-</sup>)/c(HAc)
+
== p''K''<sub>S</sub>-Werte ==
 +
'''Der p''K''<sub>S</sub>-Wert ist ein Maß für die Säurestärke. Je niedriger der p''K''<sub>S</sub>-Wert, desto ''stärker'' (protolysiert) ist die Säure''', siehe Tabelle. Im allgemeinen gilt eine Säure mit einem p''K''<sub>S</sub>-Wert größer 4 als schwache Säure.
  
−
Je nach der Säurestärke schwanken die Werte der Säurekonstanten um mehrere Zehnerpotenzen.
+
Der p''K''<sub>S</sub>-Wert ist der [[pH-Wert]], bei dem 50&nbsp;% der Säure dissoziiert ist, d.&nbsp;h. die Hälfte aller in der Säure enthaltenen H<sup>+</sup>-Ionen frei in wässriger Lösung vorliegen.
  
−
== Die pk<sub>s</sub> Werte ==
+
Als Formel:
  
−
Diese Werte dienen zum Vergleich der schwankenden Werte der Säurekonstanten.Die pK<sub>s</sub>-Werte sind negative dekadische Logarithmen -> '''pK<sub>s</sub>= -lg K<sub>s</sub>'''
+
{{Formel|1=p''K''<sub>S</sub> = 2{{*}}pH + lg ''c''(HA)}} bzw. {{Formel|1=pH = 0,5{{*}}(p''K''<sub>S</sub> - lg ''c''(HA))}}
−
Am Beispiel der Essigsäure der Pks-Wert experimentell bestimmt werden:
 
  
−
Ausgangskonzentration verdünnter Essigsäure-> 10<sup>-2</sup> mol*l<sup>-1</sup>  pH=3,3
+
Der '''p''K''<sub>S</sub>-Wert''' leitet sich als negativer dekadischer [[Logarithmus]] (vgl. [[pH-Wert]]) von der Säurekonstanten ''K''<sub>S</sub> ab: '''p''K''<sub>S</sub> = -lg ''K''<sub>S</sub>'''.
−
Im Protolysegleichgewicht-> c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>)= c(Ac<sup>-</sup>)=10<sup>-3,3</sup> mol*l<sup>-1</sup>
 
  
−
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.
+
Anhand dieses mathematischen Zusammenhanges lässt sich der p''K''<sub>S</sub>-Wert experimentell bestimmen (siehe unten). Eine umfassende Zusammenstellung der p''K''<sub>S</sub>-Werte als [http://www.kass-net.de/download/pkb_pks.xls Excel-Tabelle von Franz Kass.]
−
'''Also:'''
 
−
c(HAc)= c0(HAc)-c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) ''ungefähr'' c0(HAc) ''ungefähr'' 10<sup>-2</sup> mol*l<sup>-1</sup>.
 
−
Mit Hilfe dieser Gleichung lässt sich der K<sub>s</sub> -Wert und der pK<sub>s</sub>-Wert der Essigsäure annäherungsweise berechnen:
 
  
−
K<sub>s</sub>=10<sup>-3,3</sup> *10<sup>-3,3</sup>/10<sup>-2</sup> mol*l <sup> -1</sup> pK<sub>s</sub>=4,6
+
== Experimentelle Bestimmung von p''K''<sub>S</sub>-Werten ==
 +
Die p''K''<sub>s</sub>-Werte schwacher Säuren lassen sich auf verschiedenen Wegen experimentell bestimmen:
  
−
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/de/a/a0/Pks.png
+
# <u>Bestimmung des pK<sub>S</sub>-Wertes mittels Halbtitration</u><br />Bei unbekannter [[Konzentration]] der schwachen Säure kann der p''K''<sub>S</sub> mittels [[Halbtitration]] bestimmt werden.<br />
−
 
+
# <u>Bestimmung des pK<sub>S</sub>-Wertes bei bekannter Konzentration der schwachen Säure</u><br />Der pH-Wert am sog. [[Halbäquivalenzpunkt]] ist bei schwachen Säuren gleich dem p''K''<sub>S</sub>-Wert der Säure. Hierzu gibt man zu der schwachen Säure genau die Hälfte der [[Stoffmenge]] (''[[Stoffmenge|n]] = [[Volumen|V]]{{*}}[[Stoffmengenkonzentration|c]]'') an starker Base (z.&nbsp;B. Natronlauge), die man für die Neutralisation einer starken Säure (wie Salzsäure) benötigt hätte.<br />Beispiel: Gibt man zu 100 mL Essigsäure (''c'' = 1 mol/L) 50 mL Natronlauge (''c'' = 1 mol/L) hinzu, stellt sich ein pH-Wert von 4,8 ein, der dem p''K''<sub>s</sub>-Wert entspricht.<br />
−
Eine umfassende Zusammenstellung der pK<sub>S</sub>- und pK<sub>B</sub>-Werte als [http://members.aol.com:/franzkass/pKb_pKs.xls Excel-Tabelle von Franz Kass.]
+
# <u>Messung des pH-Wertes und Errechnen des p''K''<sub>S</sub>-Wertes</u><br />Am Beispiel der [[Essigsäure]] soll der p''K''<sub>S</sub>-Wert durch Messung des pH-Wertes bestimmt werden:<br />Ausgangskonzentration der [[Essigsäure]] lt. Hersteller: ''c'' = 10<sup>-2</sup> mol '''&middot;''' L<sup>-1</sup> ;  gemessener pH-Wert = 3,4.<br />'''Errechnen des p''K''<sub>S</sub>-Wertes:'''<br />Geg.: ''c''(Essigsäure) = 10<sup>-2</sup> mol '''&middot;''' L<sup>-1</sup>; pH = 3,4.<br />Ges.: p''K''<sub>S</sub>(Essigsäure)<br />Lösung: p''K''<sub>S</sub> = 2{{*}}pH + lg c(HA)<br />Einsetzen: p''K''<sub>S</sub> = 2{{*}}3,4 + lg 10<sup>-2</sup><br />Ausrechnen: p''K''<sub>S</sub> = 6,8 + (-2) = 4,8<br />Antwort: Der p''K''<sub>S</sub>-Wert von [[Essigsäure]] beträgt 4,8.
−
 
 
−
'''''Merksatz:Je höher die Säurestärke, desto niedriger der pk<sub>s</sub>-Wert!''
 
−
 
 
−
'''''--> Der pk<sub>s</sub>-Wert + den pk<sub>B</sub>-Wert müssen zusammen immer =14 ergeben'''''
 
  
 
== Basenkonstante ==
 
== Basenkonstante ==
 
   
 
   
−
Starke Basen protolysieren im Wasser vollständig.Bei schwächeren hingegen stellt sich ein Protolysegleichgewicht ein -> ''K<sub>B</sub>''. Oft verwendet man auch den Pk<sub>B</sub>- Wert :
+
Starke Basen protolysieren im Wasser vollständig. Bei schwächeren hingegen stellt sich ein Protolyse[[Chemisches Gleichgewicht|gleichgewicht]] ein -> ''K<sub>B</sub>''. Oft verwendet man auch den p''K''<sub>B</sub>- Wert :
  
−
B(aq)+H<sub>2</sub>O(l)<-->HO+(aq) + OH<sup>-</sup>(aq)
+
B(aq) + H<sub>2</sub>O ⇌ HO + OH<sup>-</sup>
 
              
 
              
−
K<sub>B</sub>= c(HB<sup>+</sup>) * c(OH<sup>-</sup>) / c(B) ;pK<sub>B</sub>= -lg K<sub>B</sub>
+
''K''<sub>B</sub> = ''c''(HB<sup>+</sup>){{*}}''c''(OH<sup>-</sup>) / ''c''(B) ;pK<sub>B</sub> = -lg ''K''<sub>B</sub>
 +
 
 +
Der p''K''<sub>S</sub>-Wert + den p''K''<sub>B</sub>-Wert müssen zusammen immer = 14 ergeben.
  
 
== Mehrprotonige Säuren ==
 
== Mehrprotonige Säuren ==
  
−
Ein Beispiel für einen mehrprotonige Säure ist die Schwefelsäure (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) und Phosphorsäure (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>). Die Moleküle dieser Säuren sind in der Lage, '''mehr als ein Proton''' abzugeben ->(mehrprotonige Säuren). Deswegen protolysieren diese Säuren in mehreren Stufen.
+
Beispiele für mehr[[proton]]ige Säuren sind [[Schwefelsäure]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) oder [[Phosphorsäure]] (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>). Die Moleküle dieser Säuren sind in der Lage, mehr als nur ein [[Proton]] abzugeben. Da diese Säuren stufenweise protolysieren (1. Proton weg, dann das 2. usw.), gibt für jede Stufe einen eigenen p''K''<sub>S</sub>-Wert.
  
−
'''Beispiel''' Protolyse der 2-protonigen Schwefelsäure:
+
'''Beispiel''' Protolyse der 3-protonigen Phosphorsäure:
  
−
1. Schritt: In wässriger Lösung bilden sich Hydrogensulfat-Ionen (HSO<sub>4</sub><sup>-</sup>).
+
1. Schritt (= 1. Protolysestufe): In wässriger Lösung bilden sich zunächst Dihydrogenphosphat-Ionen (H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>-</sup>):
 +
: H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O[[Bild:Pfeil.gif]]H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>-</sup>     
  
−
2. Schritt: Bei höherem pH-Wert bilden sich Sulfat-Ionen (SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).
+
2. Schritt (= 2. Protolysestufe): Bei höherem [[pH-Wert]] bilden sich Hydrogenphosphat-Ionen (HPO<sub>4</sub><sup>2-</sup>):
 +
: H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>-</sup> + H<sub>2</sub>O[[Bild:Pfeil.gif]]H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + HPO<sub>4</sub><sup>2-</sup>
  
−
-> 1. Protolysestufe: H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O <-> H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + HSO<sub>4</sub><sup>-</sup>                                          
+
3. Schritt (= 3. Protolysestufe): Bei noch höherem [[pH-Wert]] bilden sich [[Phosphat]]-Ionen (PO<sub>4</sub><sup>3-</sup>):
 +
: HPO<sub>4</sub><sup>2-</sup> + H<sub>2</sub>O[[Bild:Pfeil.gif]]H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + PO<sub>4</sub><sup>3-</sup>
  
−
-> 2. Protolysestufe: HSO<sub>4</sub><sup>-</sup> + H<sub>2</sub>O <--> H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>
 
  
−
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 pK<sub>s</sub>-Wert angeben.Das Hydrogensulfat-Ion ist mit einem pK<sub>s</sub>=1,8 eine relativ starke Säure.
+
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 p''K''<sub>S</sub>-Wert angeben. Nur Phosphorsäure in der 1. Protolysestufe zum Dihydrogenphosphat-Ion ist mit einem p''K''<sub>S</sub> = 2,13 eine relativ starke Säure. Die weiteren Protonen werden nicht mehr so leicht abgespalten. In der 2. und 3. Protolysestufe liegt der p''K''<sub>S</sub>-Wert bei 7,2 bzw. 12,63, also wie bei einer schwachen Säure (siehe Tabelle).
  
−
'''ABER''' dieses Ion kann auch als Base reagieren. Und zwar durch die Aufnahme eines Protons.
+
Um die p''K''<sub>S</sub>-Werte mehrprotoniger Säuren auseinanderzuhalten, werden diese entsprechend ihrer Protolysestufe bezeichnet. Bei der Phosphorsäure also p''K''<sub>S1</sub>&nbsp;=&nbsp;2,13; p''K''<sub>S2</sub>&nbsp;=&nbsp;7,2; p''K''<sub>S3</sub>&nbsp;=&nbsp;12,63.
−
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 ==
+
== Experimente ==
 +
=== Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche [[pH-Wert]]e? ===
  
−
''"Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche pH-Werte?"''
+
''"Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche [[pH-Wert]]e?"''
  
−
'''Materialien: '''Schutzbrille, 2 Bechergläser, 2 pH-Stäbchen, wenige ml zweier gleichkonzentrierter Säuren
+
'''Geräte:''' [[Schutzbrille]], 2 [[Becherglas|Bechergläser]] (50 mL)
  
−
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
+
'''Chemikalien:''' 2 [[Indikatoren#pH-Indikatorst.C3.A4bchen|pH-Stäbchen]], je ca. 2 mL Essigsäure und Salzsäure (''c'' = 1 mol/L)
−
pH-Stäbchen in eine Säure gehalten wird und die jeweiligen pH-Werte abgelesen werden können.
 
  
−
Nun kann die Ausgangsfrage sicher beantwortet werden......
+
'''Durchführung:'''
  
−
== Quellen ==
+
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 ...
 +
 
 +
=== weitere Experimente ===
 +
{{chas|15-12|Acidität von Carbonsäuren - pH-Wert-Messung}}
 +
{{chas|15-11|Acidität von [[Carbonsäuren]] - Reaktion mit Magnesium}}
 +
{{Ex-ec|219|1|Bestimmung des [[Säurestärke#pKS-Werte|p''K''<sub>S</sub>-Wertes]] von Salicylsäure}}
 +
{{Ex-ch|276|2|Bestimmung des [[Säurestärke#pKS-Werte|p''K''<sub>S</sub>-Wertes]] von Sorbinsäure}}
 +
{{Ex-ch09|{{fb|323}}|2|Protolyse organischer Säuren|Induktionseffekt und Säurestärke}}
 +
{{Ex-ch09|{{fb|154}}|2|pH-Wert-Bestimmung|Vom pH-Wert zum pKs-Wert}}
 +
 
 +
== Übungen ==
 +
Übungsaufgaben zur pH-Wert-Berechnung unter Berücksichtigung der Säurestärke findest Du [[PH-Wert-Berechnung#pH-Wert_schwacher_S.C3.A4uren|hier]].
 +
 
 +
{{cb|152|112, 417|205}}
 +
{{www}}
 +
* Eine umfassende Zusammenstellung der pK<sub>S</sub>- und pK<sub>B</sub>-Werte als [http://www.kass-net.de/download/pkb_pks.xls Excel-Tabelle von Franz Kass.]
  
−
*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: --[[Benutzer:Blume|Blume]],--[[Benutzer:Tascha|Tascha]],--[[Benutzer:Daddy|Daddy]] 12:13, 9. Jan 2006 (CET)
 
Dieser Artikel wurde verfasst von: --[[Benutzer:Blume|Blume]],--[[Benutzer:Tascha|Tascha]],--[[Benutzer:Daddy|Daddy]] 12:13, 9. Jan 2006 (CET)
 +
 +
[[Kategorie:Experiment]]
 +
[[Kategorie:Stoffeigenschaft]]
  
 
[[Kategorie:Chemie]]
 
[[Kategorie:Chemie]]

Aktuelle Version vom 24. April 2017, 13:48 Uhr

Säurestärke
vernetzte Artikel
Säure-Base-Reaktionen pH-Wert-Berechnung
PKs.png

Vergleicht man verschiedene Säuren gleicher Konzentration (z. B. Salzsäure mit Essigsäure), ergeben sich unterschiedliche pH-Werte (s. Experimente). Diese Beobachtung lässt sich über die Säurestärke erklären:

Allgemeines

Die Säurestärke oder Acidität gibt an, in welchem Umfang eine Säure in Wasser protolysiert, d. h. die in der Säure enthaltenen H+-Ionen tatsächlich abgespalten werden.

pKS-Werte

Der pKS-Wert ist ein Maß für die Säurestärke. Je niedriger der pKS-Wert, desto stärker (protolysiert) ist die Säure, siehe Tabelle. Im allgemeinen gilt eine Säure mit einem pKS-Wert größer 4 als schwache Säure.

Der pKS-Wert ist der pH-Wert, bei dem 50 % der Säure dissoziiert ist, d. h. die Hälfte aller in der Säure enthaltenen H+-Ionen frei in wässriger Lösung vorliegen.

Als Formel:

pKS = 2 · pH + lg c(HA) bzw. pH = 0,5 · (pKS - lg c(HA))

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

Anhand dieses mathematischen Zusammenhanges lässt sich der pKS-Wert experimentell bestimmen (siehe unten). Eine umfassende Zusammenstellung der pKS-Werte als Excel-Tabelle von Franz Kass.

Experimentelle Bestimmung von pKS-Werten

Die pKs-Werte schwacher Säuren lassen sich auf verschiedenen Wegen experimentell bestimmen:

  1. Bestimmung des pKS-Wertes mittels Halbtitration
    Bei unbekannter Konzentration der schwachen Säure kann der pKS mittels Halbtitration bestimmt werden.
  2. Bestimmung des pKS-Wertes bei bekannter Konzentration der schwachen Säure
    Der pH-Wert am sog. Halbäquivalenzpunkt ist bei schwachen Säuren gleich dem pKS-Wert der Säure. Hierzu gibt man zu der schwachen Säure genau die Hälfte der Stoffmenge (n = V · c) an starker Base (z. B. Natronlauge), die man für die Neutralisation einer starken Säure (wie Salzsäure) benötigt hätte.
    Beispiel: Gibt man zu 100 mL Essigsäure (c = 1 mol/L) 50 mL Natronlauge (c = 1 mol/L) hinzu, stellt sich ein pH-Wert von 4,8 ein, der dem pKs-Wert entspricht.
  3. Messung des pH-Wertes und Errechnen des pKS-Wertes
    Am Beispiel der Essigsäure soll der pKS-Wert durch Messung des pH-Wertes bestimmt werden:
    Ausgangskonzentration der Essigsäure lt. Hersteller: c = 10-2 mol · L-1 ; gemessener pH-Wert = 3,4.
    Errechnen des pKS-Wertes:
    Geg.: c(Essigsäure) = 10-2 mol · L-1; pH = 3,4.
    Ges.: pKS(Essigsäure)
    Lösung: pKS = 2 · pH + lg c(HA)
    Einsetzen: pKS = 2 · 3,4 + lg 10-2
    Ausrechnen: pKS = 6,8 + (-2) = 4,8
    Antwort: Der pKS-Wert von Essigsäure beträgt 4,8.

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

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

Mehrprotonige Säuren

Beispiele für mehrprotonige Säuren sind Schwefelsäure (H2SO4) oder Phosphorsäure (H3PO4). Die Moleküle dieser Säuren sind in der Lage, mehr als nur ein Proton abzugeben. Da diese Säuren stufenweise protolysieren (1. Proton weg, dann das 2. usw.), gibt für jede Stufe einen eigenen pKS-Wert.

Beispiel Protolyse der 3-protonigen Phosphorsäure:

1. Schritt (= 1. Protolysestufe): In wässriger Lösung bilden sich zunächst Dihydrogenphosphat-Ionen (H2PO4-):

H3PO4 + H2OPfeil.gifH3O+ + H2PO4-

2. Schritt (= 2. Protolysestufe): Bei höherem pH-Wert bilden sich Hydrogenphosphat-Ionen (HPO42-):

H2PO4- + H2OPfeil.gifH3O+ + HPO42-

3. Schritt (= 3. Protolysestufe): Bei noch höherem pH-Wert bilden sich Phosphat-Ionen (PO43-):

HPO42- + H2OPfeil.gifH3O+ + PO43-


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. Nur Phosphorsäure in der 1. Protolysestufe zum Dihydrogenphosphat-Ion ist mit einem pKS = 2,13 eine relativ starke Säure. Die weiteren Protonen werden nicht mehr so leicht abgespalten. In der 2. und 3. Protolysestufe liegt der pKS-Wert bei 7,2 bzw. 12,63, also wie bei einer schwachen Säure (siehe Tabelle).

Um die pKS-Werte mehrprotoniger Säuren auseinanderzuhalten, werden diese entsprechend ihrer Protolysestufe bezeichnet. Bei der Phosphorsäure also pKS1 = 2,13; pKS2 = 7,2; pKS3 = 12,63.

Experimente

Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche pH-Werte?

"Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche pH-Werte?"

Geräte: Schutzbrille, 2 Bechergläser (50 mL)

Chemikalien: 2 pH-Stäbchen, je ca. 2 mL Essigsäure und Salzsäure (c = 1 mol/L)

Durchführung:

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 ...

weitere Experimente

Übungen

Übungsaufgaben zur pH-Wert-Berechnung unter Berücksichtigung der Säurestärke findest Du hier.

Im Chemiebuch ...
findest Du weitere Informationen
zum Thema Säurestärke:
Chemie FOS-T

auf Seite
152

Chemie heute

auf Seite
112, 417

Elemente Chemie

auf Seite
205

Weblinks


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

Abgerufen von „http://bs-wiki.de/mediawiki/index.php?title=Säurestärke&oldid=74825“