Starke Säuren und Basen leiten mehr elektrische Energie als schwache Säuren und Basen. Starke Säuren haben einen niedrigeren pH-Wert als schwache Säuren. Starke Basen haben einen höheren pH-Wert als schwache Basen. Diese Eigenschaften treffen auf die Säuren und Basen zu, wenn sie jeweils in der gleichen Konzentration in wässriger Lösung vorhanden sind. Das hast du im Artikel zu den starken und schwachen Säuren und Basen gelernt.
Wir können die Stärke von Säuren und Basen nicht nur beschreiben, sondern auch genau berechnen. Dafür verwenden wir die Säure- und Basenkonstanten. Wie das geht, zeigen wir dir in diesem Artikel.
Herleitung der Säure- und Basenkonstanten über das Massenwirkungsgesetz
Gleichgewicht der Säure-Base-Reaktion
Hydrogenchlorid ist eine sehr starke Säure. Wenn du gasförmiges Hydrogenchlorid in Wasser einleitest, findet eine Säure-Base-Reaktion statt (Abb. 1). Wasser und Hydrogenchlorid reagieren zu Oxonium- und Chlorid-Ionen.
\(\ce{H2O + HCl <=> H3O+ + Cl-}\)
Dadurch, dass Hydrogenchlorid eine starke Säure ist, liegt das Protolyse-Gleichgewicht der Reaktion auf der Seite der Produkte (Abb. 2). Das heißt, dass bei der Reaktion von Hydrogenchlorid mit Wasser nahezu alle Hydrogenchlorid-Moleküle mit Wasser-Molekülen reagiert haben und wir im Wesentlichen Oxonium- und Chlorid-Ionen vorliegen haben.
Von der Reaktionsgleichung zum Massenwirkungsgesetz
Das Massenwirkungsgesetz beschreibt das Gleichgewicht einer chemischen Reaktion. Das Ergebnis aus dem Verhältnis der Produkte und Edukte ist die Gleichgewichtskonstante. Über die Konstante wissen wir sofort, auf welcher Seite das Gleichgewicht liegt.
1. Massenwirkungsgesetz allgemein:
\(\rm{K = \frac{c(Produkt1) \cdot c(Produkt2)}{c(Edukt1) \cdot c(Edukt2)}}\)
2. Trage die Edukte und Produkte in die Gleichung ein:
\(\rm{K = \frac{c(H_3O^+) \cdot c(Cl^-)}{c(HCl) \cdot c(H_2O)}}\)
3. Nimm die Gleichung mal der Konzentration von Wasser
\(\rm{K = \frac{c(H_3O^+) \cdot c(Cl^-)}{c(HCl) \cdot c(H_2O)} \mid \cdot c(H_2O)}\)
Die Gleichung kann in verdünnten wässrigen Lösungen vereinfacht werden. Bei verdünnten Lösungen wird die Konzentration des Wassers als nahezu konstant angenommen, da die Stoffmenge zur Bildung der Oxonium-lonen verglichen mit der Stoffmenge der vorliegenden Wassermoleküle sehr klein ist. Die Konzentration des Wassers wird daher in die Gleichgewichtskonstante mit einbezogen.
4. Du erhältst die Säurekonstante \(\rm{K_S}\)
\(\rm{K_S = K \cdot c(H_2O) =\frac{c(H_3O^+) \cdot c(Cl^-)}{c(HCl)}}\)
Die so erhaltenen Konstanten werden als Säurekonstante \(\rm{K_S}\) bezeichnet.
Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf Basen
Betrachten wir nun die Reaktion von Ammoniak mit Wasser. Hierbei wird eine basische Lösung gebildet, was sich über folgende Reaktionsgleichung ausdrücken lässt.
Ammoniak und Wasser reagieren zu Ammonium-Ionen und Hydroxid-Ionen.
\(\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-} \)
Für diese Reaktion lässt sich ebenfalls das Massenwirkungsgesetz aufstellen.
\(\rm{K_1 = \frac{c(NH_4^+) \cdot c(OH^-)}{c(NH_3) \cdot c(H_2O)}}\)
\(\rm{K_B = K_1 \cdot c(H_2O) =\frac{c(NH_4^+) \cdot c(OH^-)}{c(NH_3)}}\)
Auch hier kann die Gleichung wieder vereinfacht werden. Die Konstante nennen wir Basenkonstante \(\rm{K_B}\).
Einheit der Säure- und Basenkonstanten in \(\rm{\frac{mol}{l}}\)
Säurekonstante \(\rm{K_S}\) bzw. Basenkonstante \(\rm{K_B}\) sind ein Maß für die Stärke einer Säure bzw. Base. Die Einheit für die Konstanten ist \(\rm{\frac{mol}{l}}\) Je stärker eine Säure protolysiert, desto größer ist der Zähler im Term des Massenwirkungsgesetzes und umso größer ist daher auch der Wert der Säurekonstanten. Das Gleiche gilt für Basen. Große \(\rm{K_S}\)- bzw. \(\rm{K_B}\)-Werte wie zum Beispiel \(\rm{10^7\frac{mol}{l}}\), stehen für sehr starke Säuren bzw. Basen. Kleine Werte wie zum Beispiel \(\rm{10^{-12}\frac{mol}{l}}\) bezeichnen sehr schwache Säuren bzw. Basen.
Säurekonstanten mehrprotoniger Säuren
Schwefelsäure ist eine zweiprotonige Säure. Das bedeutet, Schwefelsäure-Moleküle können zwei Protonen abgeben. Phosphorsäure \(\ce{H3PO4} \) ist eine dreiprotonige Säure, da die Phosphorsäure-Moleküle drei Protonen abgeben können. Ganz allgemein werden Säuren, deren Teilchen mehr Protonen abgeben können, als mehrprotonige Säuren bezeichnet.
Gleichgewichtsreaktion der Schwefelsäure:
\(\ce{H2SO4 + H2O <=> HSO4- + H3O+}\)
\(\ce{HSO4- + H2O <=> SO4^{2-} + H3O+}\)
Das Ion nach der ersten Protonenabgabe eines Schwefelsäure-Moleküls heißt Hydrogensulfat-Ion und ist einfach negativ geladen. Diese negative Ladung wirkt der Abgabe eines weiteren positiv geladenen Protons entgegen, sodass die Säurestärke der Hydrogensulfat-Ionen geringer ist als die der Schwefelsäure-Moleküle. Hydrogensulfat gehört dennoch mit einem \(\rm{K_S}\)-Wert von \(\rm{1,2 \cdot 10^-2 \frac{mol}{l}}\) zu den starken Säuren.
Zusammenfassung
Die Säure- und Basenkonstanten sind jeweils ein Maß für die Stärke von Säuren und Basen. Sie beschreiben, auf welcher Seite das Protolyse-Gleichgewicht der Säure-Base-Reaktion liegt: auf der Seite der Edukte oder der Produkte. Starke Säuren und Basen protolysieren nahzu vollständig. In wässriger Lösung liegen deshalb im Wesentlichen die Produkte vor. Je größer die Säure- und Basenkonstanten sind, desto stärker sind die Säuren und Basen.
Mehrprotonige Säuren und Basen geben stufenweise ihre Protonen ab. Für jede dieser Protolyse-Stufen gibt es eine eigene Säure- bzw. Basenkonstante. Deshalb haben mehrprotonige Säuren bzw. Basen so viele Säure- bzw Basenkonstanten, wie sie Protonen in Säure-Base-Reaktionen abgeben bzw. aufnehmen können.