Vergleicht man verschiedene [[Säuren reagieren unterschiedlich stark und schnell]] gleicher [[Konzentration]] (z. Ebenso haben Säuren B. [[Salzsäure]] mit gleicher Konzentration [[Essigsäure]]), ergeben sich unterschiedliche [[pH-Werte Wert]]e (s. Versuch[[S%C3%A4urest%C3%A4rke#Experimente|Experimente]]). Als ein verdünnernder "Reaktionsträger" (Base) kann Wasser gut verwendet werden, da es Diese Beobachtung lässt sich über die Säureaktivität und Reaktionen nicht verfälscht oder beeinflusst.Säurestärke erklären:
Man kann == Allgemeines == Die Säurestärke oder Acidität gibt an, in welchem Umfang eine Säure in Wasser [[Protolyse|protolysiert]], d. h. die Säuren in der Säure enthaltenen H<sup>+</sup>-Ionen tatsächlich abgespalten werden.* ''schwacheStarke [[Säuren]]'' und ''starkewie [[Salzsäure]] protolysieren im [[Wasser]] vollständig.* '' Schwache [[Säuren einteilen ->Beispiele'''schwache Säure']]'': wie [[Essigsäure und'''starke ]] hingegen protolysieren im [[Wasser]] nur zum Teil, der [[pH-Wert]] ist höher (= weniger sauer), als sich nach Konzentration der [[Säure''' : Salpetersäure]] erwarten lässt.
== p''Starke SäurenK'' protolysieren im Wasser vollständig. '<sub>S</sub>-Werte =='Schwache Säuren'' hingegen protolysieren im Wasser nur zum Teil. Auf die Protolyse der schwacher Säuren kann man das Der p''MassenwirkungsgesetzK'' anwenden:K=c(H<sub>3S</sub>O-Wert ist ein Maß für die Säurestärke. Je niedriger der p''K''<supsub>+S</sup>)*c(AC<supsub>-</sup>)/cWert, desto ''stärker'' (HACprotolysiert)*c(Hist die Säure''', siehe Tabelle. Im allgemeinen gilt eine Säure mit einem p''K''<sub>2S</sub>O)-Wert größer 4 als schwache Säure.
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 Der p''K'' zu einer neuen Konstanten, nämlich der Säurekonstanten K<sub>sS</sub> zusammmenfassen-Wert ist der [[pH-Wert]], bei dem 50 % der Säure dissoziiert ist, d. h. die Hälfte aller in der Säure enthaltenen H<sup>+</sup>-Ionen frei in wässriger Lösung vorliegen.
Je nach der Säurestärke schwanken die Werte der Säurekonstanten um mehrere Zehnerpotenzen{{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))}}
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> == Die pk-lg ''K''<sub>sS</sub> Werte =='''.
Diese Werte dienen zum Vergleich Anhand dieses mathematischen Zusammenhanges lässt sich der schwankenden Werte der Säurekonstanten.Die pKp''K''<sub>sS</sub>-Werte sind negative dekadische Logarithmen -> Wert experimentell bestimmen (siehe unten). Eine umfassende Zusammenstellung der p''K''pK<sub>sS</sub>= -lg K<sub>s<Werte als [http://www.kass-net.de/download/sub>'''Am Beispiel der Essigsäure der Pkspkb_pks.xls Excel-Wert experimentell bestimmt werden:Tabelle von Franz Kass.]
Ausgangskonzentration verdünnter Essigsäure-> 10== Experimentelle Bestimmung von p''K''<supsub>-2S</sup> mol*l<supsub>-1</sup> pHWerten ==3,3 Im Protolysegleichgewicht-> c(HDie p''K''<sub>3s</sub>O<sup>+</sup>)= c(Ac<sup>-</sup>)=10<sup>-3,3</sup> mol*l<sup>-1</sup>Werte schwacher Säuren lassen sich auf verschiedenen Wegen experimentell bestimmen:
Da Essigsäure eine schwache # <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, reagiert sie nur zum kleinen Teil mit Wasserbei schwachen Säuren gleich dem p''K''<sub>S</sub>-Wert der Säure. Aufgrund dieser Tatsache stimmt ihre Gleichgewichtskonzentration Hierzu gibt man zu der schwachen Säure genau die Hälfte der [[Stoffmenge]] (''[[Stoffmenge|n]] = [[Volumen|V]]{{*}}[[Stoffmengenkonzentration|c]]'') an starker Base (HACz. B. Natronlauge) ungefähr mit der Ausgangskonzentration c, die man für die Neutralisation einer starken Säure (HACwie Salzsäure) übereinbenötigt hätte. <br />Beispiel: Gibt man zu 100 mL Essigsäure (''c'Also:'= 1 mol/L) 50 mL Natronlauge (''c(HAc)'' = c0(HAc1 mol/L)hinzu, stellt sich ein pH-Wert von 4,8 ein, der dem p''K''<sub>s</sub>-Wert entspricht.<br /># <u>Messung des pH-Wertes und Errechnen des p''K''<sub>S</sub>-c(HWertes</u><br />Am Beispiel der [[Essigsäure]] soll der p''K''<sub>3S</sub>O-Wert durch Messung des pH-Wertes bestimmt werden:<br />Ausgangskonzentration der [[Essigsäure]] lt. Hersteller: ''c'' = 10<sup>-2</sup> mol '''·''' L<sup>+-1</sup>) ; gemessener pH-Wert = 3,4.<br />'''Errechnen des p''K''<sub>S</sub>-Wertes:'ungefähr'' c0(HAc) <br />Geg.: ''ungefährc'' (Essigsäure) = 10<sup>-2</sup> mol*l'''·''' L<sup>-1</sup>; pH = 3,4.<br />Ges.Mit Hilfe dieser Gleichung lässt sich der : 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>sS</sub> = 6,8 + (-Wert und der pK2) = 4,8<br />Antwort: Der p''K''<sub>sS</sub>-Wert der von [[Essigsäure annäherungsweise berechnen:]] beträgt 4,8.
== Basenkonstante == Starke Basen protolysieren im Wasser vollständig. Bei schwächeren hingegen stellt sich ein Protolyse[[Chemisches Gleichgewicht|gleichgewicht]] ein -> ''K<sub>sB</sub>=10<sup>-3,3</sup> *10<sup>-3,3</sup>/10<sup>-2</sup> mol*l <sup> -1</sup> pK''. Oft verwendet man auch den p''K''<sub>sB</sub>=4,6- Wert :
Eine umfassende Zusammenstellung der pKDer p''K''<sub>S</sub>- und pKWert + den p''K''<sub>B</sub>-Werte als [http://members.aol.com:/franzkass/pKb_pKs.xls Excel-Tabelle von Franz KassWert müssen zusammen immer = 14 ergeben.]
'''''Merksatz:Je höher die Säurestärke, desto niedriger der pk<sub>s</sub>-Wert!''== Mehrprotonige Säuren ==
'''''--Beispiele für mehr[[proton]]ige Säuren sind [[Schwefelsäure]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> Der pk) oder [[Phosphorsäure]] (H<sub>s3</sub>-Wert + den pkPO<sub>B4</sub>-Wert müssen zusammen immer =14 ergeben'). 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.
== Basenkonstante ==Starke Basen protolysieren im Wasser vollständig. Bei schwächeren hingegen stellt sich ein Protolysegleichgewicht ein -> ''K<sub>B</sub>'Beispiel'''. Oft verwendet man auch den pk<sub>B</sub>Protolyse der 3- Wert protonigen Phosphorsäure:
B1. Schritt (aq= 1. Protolysestufe) + : In wässriger Lösung bilden sich zunächst Dihydrogenphosphat-Ionen (H<sub>2</sub>O PO<sub>4<--/sub> HO + OH<sup>-</sup>):K: H<sub>B3</sub>= c(HBPO<sub>4<sup/sub>+H<sub>2</sub>O[[Bild:Pfeil.gif]]H<sub>3</supsub>) * c(OHO<sup>-+</sup>) / c(B) ;pK+ H<sub>B2</sub> = -lg KPO<sub>B4</sub><sup>-</sup>
2. Schritt (== Mehrprotonige Säuren ==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>
Ein Beispiel für einen mehrprotonige Säure ist die Schwefelsäure 3. Schritt (= 3. Protolysestufe): Bei noch höherem [[pH-Wert]] bilden sich [[Phosphat]]-Ionen (HPO<sub>24</sub>SO<sup>3-</sup>):: HPO<sub>4</sub>) und Phosphorsäure (<sup>2-</sup> + H<sub>2</sub>O[[Bild:Pfeil.gif]]H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + PO<sub>4</sub>). Die Moleküle dieser Säuren sind in der Lage, '''mehr als ein Proton''' abzugeben <sup>3-</sup>(mehrprotonige Säuren). Deswegen protolysieren diese Säuren in mehreren Stufen.
'''Beispiel''' Protolyse der 2-protonigen Schwefelsäure:
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. Schritt: In wässriger Lösung bilden sich HydrogensulfatProtolysestufe zum Dihydrogenphosphat-Ionen (HSOIon ist mit einem p''K''<sub>4S</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''<supsub>-S</supsub>-Wert bei 7,2 bzw. 12,63, also wie bei einer schwachen Säure (siehe Tabelle).
2Um die p''K''<sub>S</sub>-Werte mehrprotoniger Säuren auseinanderzuhalten, werden diese entsprechend ihrer Protolysestufe bezeichnet. Schritt: Bei höherem pH-Wert bilden sich Sulfat-Ionen (SOder Phosphorsäure also p''K''<sub>4S1</sub> = 2,13; p''K''<sub>S2<sup/sub> = 7,2-; p''K''<sub>S3</supsub>) = 12,63.
Dies sind '''Geräte:''' [[Brönsted-TheorieSchutzbrille]], 2 [[Becherglas|Säuren im Sinne BrönstedsBechergläser]]: 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.(50 mL)
'''ABERChemikalien:''' dieses Ion kann auch als Base reagieren. Und zwar durch die Aufnahme eines Protons2 [[Indikatoren#pH-Indikatorst.Die Reaktionsrichtung wird stets durch den jeweiligen Reaktionspartner bestimmt und angegebenC3. Im Zusammenschluss mit AmmoniakA4bchen|pH-Ionen reagieren Hydrocarbonat-Ionen z.B. als SäureStäbchen]], je ca. Mit 2 mL Essigsäure, welche stärker ist reagieren sie wiederum als Base.und Salzsäure (''c'' = 1 mol/L)
== Versuch =='''Durchführung:'''
''"Haben gleich konzentrierte 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.
'''Materialien: '''Schutzbrille, 2 Bechergläser, 2 pH-Stäbchen, wenige ml zweier gleichkonzentrierter SäurenNun kann die Ausgangsfrage sicher beantwortet werden ...
In das eine Becherglas werden wenige ml === weitere Experimente ==={{chas|15-12|Acidität von der einen Säure gegeben und in das andere Glas wenige ml Carbonsäuren - pH-Wert-Messung}}{{chas|15-11|Acidität von der anderen Säure. Nun wird [[Carbonsäuren]] - Reaktion mit Hilfe der pHMagnesium}}{{Ex-ec|219|1|Bestimmung des [[Säurestärke#pKS-Werte|p''K''<sub>S</sub>-Wertes]] von Salicylsäure}}{{Ex-Stäbchen getestet, ob diese gleichkonzentrierten Säuren wirklich unterschiedliche pHch|276|2|Bestimmung des [[Säurestärke#pKS-Werte haben, indem jeweils ein |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-Stäbchen in eine Säure gehalten wird und die jeweiligen Wert-Bestimmung|Vom pH-Werte abgelesen werden können. Wert zum pKs-Wert}}
Nun kann die Ausgangsfrage sicher beantwortet werden...== Übungen ==Übungsaufgaben zur pH-Wert-Berechnung unter Berücksichtigung der Säurestärke findest Du [[PH-Wert-Berechnung#pH-Wert_schwacher_S.C3.A4uren|hier]].
== Quellen =={{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)
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