EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

Säurekonstante – Basenkonstante – Ionenprodukt des Wassers – p-Werte (pK A , pK B , pK W ) 5.2 Stärke von Säuren und Basen – quantitativ 110 110 Die Säurekonstante K A Um die Stärke von Säuren untereinander vergleichen zu können, lässt man alle Säuren mit Wasser reagieren und bestimmt jeweils die Gleichgewichtskonstan- te der Reaktion. Je größer diese ist, desto besser ist die Reaktion verlaufen und desto stärker ist die entsprechende Säure. HA + H 2 O A – + H 3 O + Durch die (experimentelle) Bestimmung der Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion, erhält man ein Maß für die Stärke der Säure. Diese Gleichgewichtskonstante – sie gilt immer für die Reaktion einer Säure mit Wasser - erhält einen eigenen Namen: Säurekonstante K A . Die Wasserkonzentration wird hier – wie bei allen Säure-Basen-Reaktionen – als konstant angesehen und geht in das Massenwirkungsgesetz nicht als unbe- kannte Konzentration ein. Je größer K A ist, desto stärker ist die Säure. Abb. 110–1 und Abb. 110–2 zeigen die Säurekonstante K A und die zugrundelie- genden Reaktionen für Salzsäure und Essigsäure. Man sieht, dass die Salzsäure eine viel stärkere Säure ist. Die Basenkonstante K B Dieselbe Vorgehensweise wird für die Bestimmung der Basenstärke gewählt. Als Bezugssäure wird ebenfalls Wasser verwendet. Die Gleichgewichtskonstan- te für die Reaktion einer Base mit Wasser wird Basenkonstante K B genannt. H 2 O + B – HB + OH – Je größer K B ist, desto stärker ist die Base. Abb. 110–3 zeigt die Basenkonstante K B und die zugrundeliegende Reaktion für Ammoniak. Ammoniak zählt man zu den schwachen Basen. Das Ionenprodukt des Wassers K W Wasser als Ampholyt hat eine Säurekonstante und auch eine Basenkonstante. Die zugrunde liegende Reaktion ist die Autoprotolyse des Wassers : H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH – K A = K B = [H 3 O + ] • [OH – ] = 10 –14 = K W Diese spezielle Gleichgewichtskonstante nennt man K W , das Ionenprodukt des Wassers. Das Ionenprodukt des Wassers muss in jeder wässrigen Lösung erfüllt sein. In reinem Wasser ist die H 3 O + -Ionenkonzentration gleich der OH – -Ionenkonzen- tration. Sie beträgt daher 10 –7 mol/L. Im Wasser liegt das Gleichgewicht fast ausschließlich auf der Seite der H 2 O-Moleküle. Der negative dekadische Logarithmus – p K A , p K B und p K W Aus praktischen Gründen verwendet man bei Säure-Basen-Reaktionen nicht die Gleichgewichtskonstante direkt, sondern den negativ dekadischen Logarithmus dieser Konstante. p K A = – lg K A p K B = – lg K B p K W = – lg K W = 14 Mit diesen Werten gilt: Je kleiner der p K A bzw. p K B -Wert ist, desto stärker ist die Säure bzw. Base. Abb. 110–1: Säurekonstante einer starken Säure K A = [H 3 O + ] • [A – ] [HA] K B = [OH – ] • [HB] [B – ] K A 10 6 = = [H 3 O + ] • [Cl – ] [HCl] HCl + H 2 O H 3 O + + Cl – Abb. 110–2: Säurekonstante einer schwachen Säure K A 1,78 • 10 –5 = = [H 3 O + ] • [CH 3 COO – ] [CH 3 COOH] CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO – Abb. 110–3: Basenkonstante einer schwachen Base K B 1,62 • 10 –5 = = [OH – ] • [NH 4 + ] [NH 3 ] NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH – H Gib´s her! Das Proton ist für mich! Bin ich froh, dass ich es los bin! Der dekadische Logarithmus Er ist der Logarithmus zur Basis 10. Die üb- liche Abkürzung ist lg (machmal aber auch log). Mit Hilfe des Taschenrechners ist ein- fach von der Gleichgewichtskonstante auf den entsprechenden pK-Wert zu schließen. ZB K A = 1,78 • 10 –4 ⇒ pK A = 4,75 Üb Übungen 110.1 bis 110.2 1. Formuliere K A bzw. K B für folgende Stoffe. a) CN – b) HF c) HCO 3 – 2. Berechne: a) p K A aus K A = 4,23 • 10 –10 b) K B aus p K B = 10,25 Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv