Säurestärke

Säurestärke
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Säure-Base-Reaktionen		pH-Wert-Berechnung

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

• 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

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

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

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

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

Experimentelle Bestimmung von pK_S-Werten

Die Bestimmung von pK_s-Werten schwacher Säuren lassen sich bei bekannter Konzentration der Säure auf verschiedenen Wegen experimentell bestimmen.

Bestimmung des Halbäquivalenzpunktes

Der pH-Wert am sog. Halbäquivalenzpunkt ist bei schwachen Säuren gleich dem pK_S-Wert der Säure. Damit kann mittels Säure-Base-Titration der pH-Wert am Halbäquivalenzpunkt und so der pK_S bestimmt werden. Hierzu gibt man zu der schwachen Säure genau die Hälfte der Stoffmenge (n = V · c) an Base (z. B. Natronlauge), die man für die Neutralisation einer starken Säure (wie Salzsäure) benötigt hätte.

Gibt man z. B. 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 pK_s-Wert entspricht.

Messung des pH-Wertes und Errechnen des pK_S-Wertes

Am Beispiel der Essigsäure soll der pK_S-Wert experimentell bestimmt werden:

Ausgangskonzentration der Essigsäure lt. Hersteller: c = 10^-2 mol · L^-1 ; gemessener pH-Wert = 3,4.

Errechnen des pK_S-Wertes:

Geg.: c(Essigsäure) = 10^-2 mol · L^-1; pH = 3,4.

Ges.: pK_S(Essigsäure)

Lösung: pK_S = 2 · pH + lg c(HA)

Einsetzen: pK_S = 2 · 3,4 + lg 10^-2

Ausrechnen: pK_S = 6,8 + (-2) = 4,8

Antwort: Der pK_S-Wert von Essigsäure beträgt 4,8.

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

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

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.

Experiment

"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 ...

Übungen

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

Weblinks

• Säurestärke als Google-Suchbegriff
• Säurestärke in der Wikipedia
• Säurestärke hier in bs-wiki.de mit Google
• Säurestärke als Youtube-Video

Im Chemiebuch ...
findest Du weitere Informationen zum Thema Säurestärke:
Chemie FOS-T     auf Seite -	Chemie heute     auf Seite 112	Elemente Chemie     auf Seite 205

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

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