Elemente und Moleküle, Schulbuch

54 4 ANoRGANISCHe ReAKtIoNStYPeN Einteilung der Säuren nach ihrer Stärke: Säuren reagieren mit der Vergleichsbase Wasser (siehe Abb. 53.2). Die Säurekonstanten ( K A -Werte) werden experimentell bestimmt. Je stärker eine Säure ist, desto größer ist ihr K A -Wert . In der Praxis werden an deren Stelle meist p K A -Werte benutzt. Es gilt: p K A = – lg K A Beachte: Je stärker eine Säure ist, desto kleiner ist ihr p K A -Wert! Für wässrige Säure-Lösungen ergibt sich daher folgende Einteilung, wenn man mit den starken Säuren beginnt. • Säuren, die stärker sind als das H 3 O + -Ion Sie protolysieren in wässriger Lösung (fast) vollständig und liegen daher in Form von H 3 O + -Ionen und konjugierter Base vor. Das bedeutet, dass Wasser einen ausglei- chenden Effekt auf starke Säuren ausübt. Perchlorsäure (HClO 4 ) und Salzsäure (HCl) besitzen in wässriger Lösung dieselbe Säurewirkung, da sie in Wasser dieselbe Säu- re – H 3 O + – bilden. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl – • Die Säure H 3 O + Sie ist die stärkste in Wasser beständige Säure. Das H 3 O + -Ion bewirkt die charakte- ristischen Eigenschaften von Säuren in wässriger Lösung wie Ätzen, saurer Ge- schmack etc. H 3 O + + H 2 O H 2 O + H 3 O + • Säuren, schwä cher als das H 3 O + -Ion, aber stärker als H 2 O Diese Säuren bilden, je nach K A -Wert, mehr oder weniger H 3 O + -Ionen. Bei diesen Säuren liegt eine wirkliche Gleichgewichtsreaktion vor. NH 4 + + H 2 O H 3 O + + NH 3 • Die Säure H 2 O Sie bildet die untere Grenze dessen, was in wässriger Lösung als „sauer“ bezeichnet werden kann. H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH – K W = c g (H 3 O + ) • c g (OH – ) = 10 –14 • Säuren, die schwächer sind als H 2 O Sie können in wässriger Lösung nicht als Säuren reagieren, weil jede Base nicht mit ihnen, sondern mit der stärkeren Säure Wasser reagiert. NH 3 + H 2 O H 3 O + + NH 2 – Mit Hilfe der pK A -Tabelle (im Anhang) kann man: • Voraussagen treffen, welche Reaktion abläuft. Es reagiert immer die stärkste Säu- re mit der stärksten Base. • Gleichgewichtslagen abschätzen. Das Gleichgewicht liegt immer aufseiten der schwächeren Säure und Base. • Gleichgewichtskonstanten für jede beliebige Säure-Base-Reaktion berechnen. Die Gleichgewichtskonstante ist der Quotient aus K A (Ausgangssäure) und K A (Endsäure), bzw. der p K -Wert der Reaktion ist die Differenz von p K A (Ausgangssäure) und p K A (Endsäure). Kationensäuren Manche Metallkationen beeinflussen über ihre Hydrathülle die Säurestärke des Wassers. Dies gilt vor allem für relativ kleine Ionen mit großer Ladung. Abb. 54.1: Kationensäuren O H H H + K A = c g (H 3 O + ) • c g (Cl – ) c g (HCl) = 10 6 K A = c g (H 3 O + ) • c g (NH 3 ) c g (NH 4 + ) = 6,17 • 10 –10 K A = c g (H 3 O + ) • c g (NH 2 – ) c g (NH 3 ) = 10 –23 K A = c g (H 3 O + ) = 1 c g (H 3 O + ) Abb. 54.3: Die Reaktion zwischen Ammoniumchlorid und Wasser Abb. 54.2: Die Reaktion zwischen Ammoniak und Wasser Reaktion zwischen Wasser und Ammoniak . Beide Stoffe können sowohl als Säure wie auch als Base reagieren. Säure p K A Base p K B H 2 O 14 H 2 O 14 NH 3 23 NH 3 4,79 Es reagiert die stärkste Säure H 2 O mit der stärksten Base NH 3 . H 2 O + NH 3 NH 4 + + OH – Säure I Base II Säure II Base I p K W =14 p K A = 9,21 DasGleichgewicht liegt eher aufseiten der Ausgangsstoffe. Reaktion zwischen Wasser und Ammoniumchlorid . Als reagierende Teilchen kommen NH 4 + , Cl – und H 2 O in Betracht. Säure p K A Base p K B NH 4 + 9,21 Cl – 20 H 2 O 14 H 2 O 14 Es reagiert die stärkste Säure NH 4 + mit der stärksten Base H 2 O. NH 4 + + H 2 O H 3 O + + NH 3 Säure I Base II Säure II Base I p K A = 9,21 p K A = 0 DasGleichgewicht liegt eher aufseiten der Ausgangsstoffe. Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv