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. | 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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K=c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>)*c(AC<sup>-</sup>)/c(HAC)*c(H<sub>2</sub>O) | 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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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-> | 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-> | ||
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Je nach der Säurestärke schwanken die Werte der Säurekonstanten um mehrere Zehnerpotenzen. | Je nach der Säurestärke schwanken die Werte der Säurekonstanten um mehrere Zehnerpotenzen. | ||
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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>''' | 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>''' | ||
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Ausgangskonzentration verdünnter Essigsäure-> 10<sup>-2</sup> mol*l<sup>-1</sup> pH=3,3 | Ausgangskonzentration verdünnter Essigsäure-> 10<sup>-2</sup> mol*l<sup>-1</sup> pH=3,3 | ||
Im Protolysegleichgewicht-> c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>)= c(Ac<sup>-</sup>)=10<sup>-3,3</sup> mol*l<sup>-1</sup> | Im Protolysegleichgewicht-> c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>)= c(Ac<sup>-</sup>)=10<sup>-3,3</sup> mol*l<sup>-1</sup> | ||
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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. | 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. | ||
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'''''--> Der pk<sub>s</sub>-Wert + den pk<sub>B</sub>-Wert müssen zusammen immer =14 ergeben''''' | '''''--> Der pk<sub>s</sub>-Wert + den pk<sub>B</sub>-Wert müssen zusammen immer =14 ergeben''''' | ||
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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 Protolysegleichgewicht ein -> ''K<sub>B</sub>''. Oft verwendet man auch den Pk<sub>B</sub>- Wert : | ||
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B(aq)+H<sub>2</sub>O(l)<-->HO+(aq) + OH<sup>-</sup>(aq) | B(aq)+H<sub>2</sub>O(l)<-->HO+(aq) + OH<sup>-</sup>(aq) | ||
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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> | ||
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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. | 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. | ||
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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 widerum als Base. | 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 widerum als Base. | ||
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''"Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche pH-Werte?"'' | ''"Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche pH-Werte?"'' | ||
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'''Materialien:'''Schutzbrille,2 Bechergläser ,2 pH-Stäbchen,wenige ml zweier gleichkonzentrierter Säuren | '''Materialien:'''Schutzbrille,2 Bechergläser ,2 pH-Stäbchen,wenige ml zweier gleichkonzentrierter Säuren | ||
| − | + | == Versuch == | |
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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 | 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 gehlten wird und die jeweiligen pH-Werte abgelesen werden können. Nun kann die Ausgangsfrage sicher beantwortet werden...... | + | pH-Stäbchen in eine Säure gehlten wird und die jeweiligen pH-Werte abgelesen werden können. Nun kann die Ausgangsfrage sicher beantwortet werden...... |
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| + | == Quellen == | ||
| − | Chemie heute - Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, ISBN 3-507-10630-2, S. xxx. | + | *Chemie heute - Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, ISBN 3-507-10630-2, S. xxx. |
| + | *www.wikipedia.de, | ||
| + | *www.google.de (Bilder) | ||
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Version vom 19. Januar 2006, 12:23 Uhr
Acidität
Inhaltsverzeichnis
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 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(H3O+)*c(AC-)/c(HAC)*c(H2O)
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 Ks zusammmenfassen->
Ks=K*c(H2O)= c(H3O+)*c(Ac-)/c(HAc)
Je nach der Säurestärke schwanken die Werte der Säurekonstanten um mehrere Zehnerpotenzen.
Die 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 der Pks-Wert experimentell bestimmt werden:
Ausgangskonzentration verdünnter Essigsäure-> 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
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(l)<-->HO+(aq) + OH-(aq)
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 proronigen Schwefelsäure
1.Schritt: in wässriger Lösung bilden sich Hydrogensulfat-Ionen (HSO- 4)
2.Schritt: Bei höherem pH-Wert bilden sich Sulfat-Ionen(SO4-²)
-> 1. Protolysestufe:H2SO4(aq)+H2O(l)<->H3O+(aq)+HSO4-(aq)
-> 2. Protolysestufe:HSO4-(aq)H2O(l)<-->H3O+(aq)+SO4-2(aq)
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 widerum als Base.
Versuchsbeschreibung zum Thema
"Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche pH-Werte?"
Materialien:Schutzbrille,2 Bechergläser ,2 pH-Stäbchen,wenige ml zweier gleichkonzentrierter Säuren
Versuch
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 gehlten 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)
