Säurestärke: Unterschied zwischen den Versionen

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Um die [[Alkalität]] von [[Base]]n angeben zu können, wird die [[Basenstärke]] p''K''<sub>b</sub>verwendet.
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==Herleitung==
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In einer wässrigen Lösung hängen der p''K''<sub>s</sub>-Wert einer Säure und der p''K''<sub>b</sub>-Wert einer Base wie folgt zusammen:
In einer wässrigen Lösung hängen der p''K''<sub>s</sub>-Wert einer Säure und der p''K''<sub>b</sub>-Wert einer Base wie folgt zusammen:
*p''K''<sub>s</sub> + p''K''<sub>b</sub> = 14
*p''K''<sub>s</sub> + p''K''<sub>b</sub> = 14
==Wichtige Säure-Base-Paare==
Ist ein kleiner oder negative p''K''<sub>s</sub>-Wert angegeben, deutet dies auf eine starke Säure. Große Werte hingegen stehen für schwache Säuren.
{|
!'''Säurecharakter''' || '''p''K''<sub>s</sub>''' || '''Säure/konj. Base''' || '''Name'''
|-
|stark || -6 || HCl/Cl<sup>-</sup> || [[Chlorwasserstoff]]/Chlorid
|-
| || -3 || H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>/HSO<sub>4</sub><sup>-</sup> || Schwefelsäure/Hydrogensulfat
|-
| || -1,7 || H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>/H<sub>2</sub>O || [[Hydronium-Ion]]/[[Wasser]]
|-
| || -1,3 || HNO<sub>3</sub>/NO<sub>3</sub><sup>-</sup> || [[Salpetersäure]]/[[Nitrat]]
|-
| mittelstark || 1,9 || HSO<sub>4</sub><sup>-</sup>/SO<sub>4</sub><sup>2-</sup> || Hydrogensulfat/[[Sulfat]]
|-
| || 2,0 || H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>/H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>-</sup> || [[Phosphorsäure]]/Dihydrogenphosphat
|-
| schwach || 4,8 || H<sub>3</sub>CCOOH/H<sub>3</sub>CCOO<sup>-</sup> || [[Essigsäure]]/[[Acetat]]
|-
| || 6,4 || CO<sub>2</sub>/HCO<sub>3</sub><sup>-</sup> || [[Kohlendioxid]]/Hydrogencarbonat
|-
| || 7,1 || H<sub>2</sub>S/SH<sup>-</sup> || [[Schwefelwasserstoff]]/Hydrogensulfid
|-
| || 7,2 || H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>-</sup>/HPO<sub>4</sub><sup>2-</sup> || Dihydrogenphosphat/Hydrogenphosphat
|-
| sehr schwach || 9,2 || NH<sub>4</sub><sup>+</sup>/NH<sub>3</sub> || Ammonium-Ion/[[Ammoniak]]
|-
| || 9,4 || HCN/CN<sup>-</sup> || [[Blausäure]]/[[Cyan]]
|-
| || 10,4 || HCO<sub>3</sub><sup>-</sup>/CO<sub>3</sub><sup>2-</sup> || Hydrogencarbonat/Carbonat
|-
| || 12,3 || HPO<sub>4</sub><sup>2-</sup>/PO<sub>4</sub><sup>3-</sup> || Hydrogenphosphat/Phosphat
|-
| || 15,7 || H<sub>2</sub>O/OH<sup>-</sup> || Wasser/[[Hydroxid-Ion]]
|-
|}
==Beispiele==


===Einprotonige Säure===
===Einprotonige Säure===

Version vom 15. November 2014, 16:50 Uhr

Synonym: pKs
Englisch: pKa-constant

Definition

Die Säurestärke, kurz pKs-Wert, ist das übliche Maß für die Stärke von Säuren in der Chemie. Dieser wird durch den negativen dekadischen Logarithmus der Säurekonstante Ks gebildet.

Um die Alkalität von Basen angeben zu können, wird die Basenstärke pKbverwendet.

siehe auch Hauptartikel: Stärke von Säuren und Basen

Herleitung

Grundlage für den pKs-Wert ist die Säurekonstante Ks:

  • Ks = [H3O+] · [A-] ÷ [HA]

Wird nun der negative dekadische Logarithmus des Ks-Wertes gebildet, erhält man den pKs-Wert:

pKs = -lg Ks

In einer wässrigen Lösung hängen der pKs-Wert einer Säure und der pKb-Wert einer Base wie folgt zusammen:

  • pKs + pKb = 14

Einprotonige Säure

Ammonium-Ion reagiert mit Wasser:

  • NH4+ + H2O ⇌ H3O+ + NH3
  • Ks = [H3O+] · [NH3] ÷ [NH4+] = 6,3 · 10-10 mol/L
  • pKs = -lg Ks = -lg 6,3 · 10-10 = 9,2

Mehrprotonige Säure

Mehrprotonige Säuren besitzen für jede Dissoziationsstufe einen pKs-Wert. Dabei fällt folgender Verlauf auf: pKs1 < pKs2 < pKs3. Grund hierfür ist, dass sich aus einem ungeladenen Molekül das erste Proton wegen der geringeren elektrostatischen Anziehungskräfte leichter herauslösen lässt (aus einem Anion). Reaktionsschritte am Beispiel der Oxalsäure:

  • 1. Stufe: HOOC–COOH + H2O ⇌ HOOC–COO- (pKs = 1,3)
  • 2. Stufe: HOOC–COO- + H2O ⇌ H3O+ + -OOC–COO- (pKs = 4,3)

Literatur

  • "Chemie für Mediziner" - A. Zeeck et. al., Urban & Fischer-Verlag, 7. Auflage