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Chemie · Säure-Base-Reaktionen
Ks und pKs, die Säurereihe, pKs + pKb = 14, Nivellierung, mehrprotonige Säuren und Trends im Periodensystem.
Je kleiner der pKs, desto stärker die Säure. Eine starke Säure gibt ihr Proton fast vollständig ab, ihre korrespondierende Base ist dann sehr schwach.
Die Säurestärke sagt, wie bereitwillig eine Säure ihr Proton an Wasser abgibt. Für HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺ folgt aus dem Massenwirkungsgesetz bei konstantem c(H₂O) die Säurekonstante K_s (auch Ka):
K_s = c(H₃O⁺)·c(A⁻) / c(HA)großes K_s: Gleichgewicht rechts
Weil K_s über viele Zehnerpotenzen schwankt, verwendet man analog zum pH-Wert den pKs = −log Ks. Die Logik kehrt sich um: Ein großes K_s ist ein kleiner, oft negativer pKs. K_s = 10² ergibt pKs = −2.
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Deine AufgabeDecke die acht Beschriftungen einzeln auf. Erkläre den Nivellierungseffekt des Wassers und vergleiche HF/F⁻ mit Essigsäure/Acetat: Wie ändern sich Säure- und Basenstärke mit pKs beziehungsweise pKb?
Tippe auf eine Beschriftung in der Abbildung, um ihre Erklärung zu lesen.
Kleiner pKs = stärkere Säure = schwächere korrespondierende Base. Faustregel: pKs < 0 stark, pKs < −1,74 (stärker als H₃O⁺) sehr stark.
| Säure | pKs | korrespondierende Base |
|---|---|---|
| HClO₄ | ca. −10 | ClO₄⁻ |
| HI | ca. −10 | I⁻ |
| HBr | ca. −9 | Br⁻ |
| HCl | ca. −6 | Cl⁻ |
| H₂SO₄ | ca. −3 | HSO₄⁻ |
| HNO₃ | ca. −1,3 | NO₃⁻ |
| H₃PO₄ | 2,1 | H₂PO₄⁻ |
| HF | 3,2 | F⁻ |
| Essigsäure | 4,75 | Acetat |
| H₂CO₃ | 6,4 | HCO₃⁻ |
| HCN | 9,2 | CN⁻ |
| NH₄⁺ | 9,25 | NH₃ |
Sehr stark sind HClO₄, HI, HBr, HCl und H₂SO₄ (erste Stufe). HNO₃ (−1,3) ist stark, liegt aber knapp über −1,74. H₃PO₄ und HF sind mittelstark, also nicht stark; viele Bücher nennen sie schwach. Essigsäure, Kohlensäure, Blausäure und Ammonium sind schwach.
Beim Nivellierungseffekt wirkt in Wasser keine Säure stärker als H₃O⁺. MedAT-Fragen setzen dafür pKs = −1,74; streng thermodynamisch ist der Wert 0. HCl, HBr, HI und HClO₄ übertragen ihr Proton alle praktisch vollständig auf H₂O und wirken dort gleich stark. Entsprechend ist OH⁻ die stärkste Base in Wasser.
Mehrprotonige Säuren haben für jede Stufe ein eigenes K_s, und es gilt Ks1 > Ks2 > Ks3: Von einem negativen Ion lässt sich ein Proton schwerer lösen. H₃PO₄ hat pKs-Werte von etwa 2, 7 und 12. Bei H₂SO₄ ist die erste Stufe stark, HSO₄⁻ ist mit pKs ≈ 2 nur noch mittelstark.
pKs + pKb = 14K_s·Kb = Kw, bei 25 °C
Von K_s zur Base:
Cl⁻ (pKb ≈ 20) nimmt praktisch kein Proton auf, CN⁻ (pKb ≈ 4,8) schon. Eine stärkere Base ist nicht automatisch stark: Acetat (pKb 9,25) ist stärker basisch als Fluorid (10,8), beide sind schwache Basen.
NaOH, KOH und Ca(OH)₂ sind starke Basen: Ionenverbindungen, die beim Lösen OH⁻ freisetzen. NH₃ ist dagegen schwach (pKb 4,75), das Gleichgewicht NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ liegt links.
Eine Protolyse läuft von der stärkeren Säure und Base zur schwächeren Säure und Base. HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺ liegt rechts, Essigsäure + H₂O ⇌ Acetat + H₃O⁺ liegt links.
Alkane wie Methan sind praktisch keine Säuren (pKs > 25), ihre Anionen wären extrem starke Basen. → Ausführlich in: Periodensystem
