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Anorganische Chemie - Massenwirkungsgesetz für Säuren- und Basenstärke

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Anorganische Chemie

Massenwirkungsgesetz für Säuren- und Basenstärke

In diesem Kurstext behandeln wir das Massenwirkungsgesetz zur Bestimmung der Stärke von Säuren und Basen. Zudem möchten wir Ihnen in diesem Kurstext zeigen was es mit der Säuren- und Basenstärke generell auf sich hat. 

Merke

Die Stärke einer Säure richtet sich in erster Linie nach dem Dissosiationsgleichgewicht der sauren wässrigen Lösung und seiner Position auf der Produktseite. Dabei sollten Sie sich merken:

  1. Schwache Säuren dissoziieren nur wenig zu ihren Ionen,
  2. Starke Säuren hingegen dissoziieren gänzlich zur ihren Ionen. 

Die gleiche Reaktion lässt sich auch bei Basen beobachten. 

Jedoch haben unterschiedliche Säuren mit gleicher Konzentration unterschiedliche pH-Werte. Die Ursache hierfür liegt in der unterschiedlichen Konzentration an Oxoniumionen.  Darin liegt auch die Problematik der Vergleichbarkeit der Stärke von Säuren oder Basen gleicher Konzentration.  Denn ein Vergleich müsste immer für Säuren gleicher Konzentration vorgenommen werden und ließe keine allgemeine Aussage zu. 

Eine Lösung stellt die Verwendung des Massenwirkungsgesetzes (kurz MWG) auf die Protolyse-Gleichgewichte dar. Es ermöglicht eine allgemeingültige Beschreibung von Säure- und Basenstärken.

Anschauungsbeispiel:

Erneut betrachten wir den allgemeinen Fall, bei dem eine Säure $ HA $ protolysiert, so wie in der nächsten Reaktionsgleichung dargestellt:

Methode

Protolysegleichgewicht:

$ HA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^- $

$ K = \frac{[H_3O^+] [A^-]}{[HA][H_2O]} $

Säurekonstante

Es lässt sich bei der obigen Reaktiongleichung davon ausgehen, dass beim Vorliegen einer verdünnten wässrigen Säure die Wasserkonzentration durch Einstellen des Gleichgewicht sich nur so wenig ändert, dass sie als konstant angesehen werden kann. Davon ausgehend wird das Wasser $ H_2O $ auf die Seite der Konstanten $ K $ überführt und beide bilden gemeinsam die Säurekonstante $ K_S $, wie in der nächsten Gleichung geschehen.

Merke

Die Säurekonstante ist deshalb so wichtig, weil Sie ein Maß für die Stärke einer Säure ist. Je größer der Wert für $ K_S $ umso stärker ist dann auch die betrachtete Säure. 

Methode

Säurekonstante: $ K_S = K \cdot [H_2O] = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]} $

Basenkonstante

Wenn es eine Säurekonstante gibt, ist es auch sehr naheliegend, dass eine Basenkonstante existiert. Die Basenkonstante $ K_B $ nutzt man für die Bestimmung des Protolysegleichgewichts einer Base $ B $. Die Herleitung der Basenkonstante über das Protolysegleichgewicht der allgemeinen Base $ B $ führen wir nun auf:

Methode

Protolysegleichgewicht

$ B + H_2O \rightleftharpoons OH^- + BH^+ $

$ K = \frac{[OH^-][BH^+]}{[B][H_2O]} $ 

Wir werden nun erneut das Wasser $ H_2O $ auf die Seite der Konstanten $ K $ überführen und dadurch die Basenkonstante $ K_B $ herleiten.

Merke

Die Basenkonstante ist ein Maß für die Stärke einer Base. Je größer der Wert für $ K_B $ umso stärke ist die Base. 

Methode

Basenkonstante: $ K_B = K \cdot [H_2O] = \frac{[OH^-][BH^+]}{B} $

Unabhängig davon ob es sich um eine Gleichung von $ K_S $ oder $ K_B $ handelt, sind alle vorliegenden Konzentrationen Gleichgewichtskonzentrationen. Die Einheit in der diese Konzentrationen bemessen werden sind $ \frac{mol}{L} $ 

Säureexponent und Basenexponent

Anders als man vermuten würde, werden die experimentell bestimmten $ K_S- $ Werte für Säuren und $ K_B-$ Werte für Basen in Tabellen nicht regulär angegeben, sondern als Säureexponenten $pK_S $ und Basenexponenten $pK_B $. Diese Werte sind analog zum bereits bekannten $ pH-$Wert. 

Methode

Säureexponent: $ pK_S = -log (K_S) $ [je kleiner $ pK_S $ desto stärker die Säure]

Basenexponent: $ pK_B = - log (K_B) $ [je kleiner $ pK_B $ desto stärker die Base]

Tabellarische Übersicht von $ pK_S- $ und $pK_B-$Werten einiger konjugierter Säure-Base-Paare:

Säuren $ pK_S $ Basen $ pK_B $
Perchlorsäure: $ HClO_4 $ $ \approx - 9 $ Perchlorat $ ClO_4^- $ $ \approx 23 $
Salzsäure: $ HCl $ $ \approx - 3 $ Chloridion: $ Cl^- $ $ \approx 17 $
Schwefelsäure: $ H_2SO_4 $ $ \approx - 3 $ Hydrogensulfat: $ HSO_4^- $ $ \approx 17 $
Oxoniumionen: $ H_3O^+ $ $- 1,74$ Wasser: $ H_2O $ $ 15,74 $
Salpetersäure: $ HNO_3 $ $- 1,32$ Nitrat: $ NO_3 $ $15,32$
Schweflige Säure $ H_2SO_3 $ $ 1,96$ Hydrogensulfit: $ HSO_3^- $ $12,04$
Phosphorsäure: $ H_3PO_4$ $ 1,96$ Dihydrogenphosphat: $ H_2PO_4^- $ $12,04$
Flusssäure: $ HF $ $3,14$ Fluoridion: $ F^- $ $10,86$
Kohlensäure: $ H_2CO_3 $ $6,52$ Hydrogencarbonat: $ HCO_3^- $ $7,48$
Schwefelwasserstoff: $ H_2S $ $6,9$ Hydrogensulfid: $ HS^-$ $7,1$
Wasser: $ H_2O $ $15,74$ Hydroxidion: $OH^- $ $- 1,74$

Für konjugierte Säure-Base-Paare gilt: $ pK_S (HA) + pK_B (A^-) = 14 $. Ferner sollten Sie sich merken, dass die Stärke der Säuren von oben nach unten abnimmt. Bei der Basenstärke zeigt sich ein entgegengesetzter Verlauf.