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3.5.1
Bevor wir uns jetzt gleich intensiv der Stärke von Säuren und Basen widmen, noch ein
paar wichtige allgemeine Begriffsdefinitionen:
– Protolyse ist ein anderer Ausdruck für Protonenübertragungsreaktion.
– Ein Ampholyt ist eine Substanz, die sowohl
als Säure als auch als Base reagieren kann.
Klassisches Beispiel ist das Wasser:
+
−
H2O + H2O ←
→ H3O + OH
– Diese Reaktion bezeichnet man als Autoprotolyse, da hier ein Wassermolekül ein Proton abgibt, das von einem anderen Wassermolekül aufgenommen wird. Es findet also
quasi eine Protonenübertragung eines Stoffes „auf sich selbst“ (griech. auto) statt.
– Unter dem Dissoziationsgleichgewicht versteht man das Gleichgewicht, das sich z. B.
beim Zerfall einer Säure (wie HCl) in ihre
Ionen (hier Cl− und H+) einstellt: Die Gleichgewichtskonstante K heißt dann Dissoziationskonstante Ks.
3.5.1 Stärke von Säuren und Basen
Löst man Säuren oder Basen in Wasser, so
kommt es zur Protolyse, d. h. Säuren übertragen ihre H+-Ionen auf die Wassermoleküle und
bilden H3O+-Ionen, Basen nehmen die H+-Ionen der Wassermoleküle auf und machen sie
dadurch zu OH−-Ionen. Eine saure Lösung erkennt man folglich daran, dass dort mehr H3O+Ionen als OH−-Ionen vorliegen, in einer basischen/alkalischen Lösung finden sich dagegen
mehr OH−-Ionen als H3O+-Ionen.
Wie stark eine Säure ist, hängt davon ab, wie
vollständig sie dissoziiert (ihre Protonen abgibt), die Stärke einer Base zeigt sich daran,
wie vollständig sie protoniert ist (Protonen des
Lösungsmittels aufnimmt).
Im Examen wird für die Konzentration der Protonen/Wasserstoffionen in einer Lösung auch
(H+) anstelle von (H3O+) geschrieben. Lass dich
davon bitte nicht verwirren, es bedeutet das
Gleiche.
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Stärke von Säuren und Basen
Beispiele
← H3O+ + Cl−
HCl + H2O →
Das MWG (s. 3.1.2, S. 25) für dieses
Gleichgewicht lautet:
K=
[H3O+] ∙ [Cl−]
[HCl] ∙ [H2O]
Da die Konzentration des Wassers als Lösungsmittel viiiiieeel größer ist als die aller anderen Reaktionspartner (und damit
annähernd konstant), nimmt man sie in K
auf und es entsteht die Dissoziationskonstante KS der Säure:
[H3O+] ∙ [Cl−]
Ks =
[HCl]
Bei einer Base macht man das genauso:
← OH− + NH4+
NH3 + H2O →
Es ergibt sich die Dissoziationskonstante
KB der Base:
KB =
3
[OH−] ∙ [NH4+]
[NH3]
Beim Wasser erhält man
durch dieses Vorgehen die
Dissoziationskonstante Kw des Wassers,
die im Examen meist unter der Bezeichnung Ionenprodukt des Wassers auftaucht:
Kw = [H3O+] ∙ [OH−]
Sein Zahlenwert beträgt 10-14 mol2/l2.
Dies bestätigt, was sicherlich jeder schon
wusste: Wasser liegt größtenteils undissoziiert vor. Sollte daher mal wieder gefragt
werden, wo der Dissoziationsgrad (Protolysegrad) von (reinem) Wasser (bei 25 °C)
liegt, so nehmt einfach die kleinste angebotene Zahl. Wem das zu ungenau ist, der
darf sich auch gerne die korrekte Antwortmöglichkeit < 0,0005 % merken.
Die Stärke einer Säure bzw. Base lässt sich nun
einfach aus dem Wert von KS bzw. KB ablesen:
– Bei KS > 1 sind es starke Säuren, die praktisch vollständig dissoziieren (Gleichgewicht auf der Seite der Produkte).
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