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Definition und Überblick
Die Säurestärke gibt an, wie vollständig eine Säure in wässriger Lösung protoniert wird (ein $H^+$ abgibt). Eine allgemeine Säure-Base-Reaktion folgt dem Gleichgewicht:
$$HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$$Die Gleichgewichtskonstante $K_S$ (Säurekonstante) beschreibt die Lage dieses Gleichgewichts:
$$K_S = \frac{[H_3O^+] \cdot [A^-]}{[HA]}$$Je größer $K_S$, desto stärker die Säure. Der pKs-Wert vereinfacht die Handhabung:
$$pKs = -\log(K_S)$$Faustregel: Je kleiner der pKs-Wert, desto stärker die Säure.
Hauptinhalt
Starke vs. schwache Säuren
- Starke Säuren ($pKs < 0$): protolysieren nahezu vollständig, z. B. Salzsäure ($pKs \approx -7$), Schwefelsäure ($pKs \approx -3$)
- Mittelstarke Säuren ($0 < pKs < 4$): partiell protolysiert, z. B. Phosphorsäure ($pKs_1 \approx 2{,}1$)
- Schwache Säuren ($pKs > 4$): nur geringfügig protolysiert, z. B. Essigsäure ($pKs \approx 4{,}76$), Kohlensäure ($pKs_1 \approx 6{,}5$)
Zusammenhang mit dem pH-Wert
Für eine schwache Säure der Konzentration $c_0$ gilt näherungsweise:
$$pH \approx \frac{1}{2} (pKs - \log c_0)$$Für eine starke Säure vereinfacht sich dies zu:
$$pH = -\log c_0$$Protolysestufe bei mehrprotonigen Säuren
Mehrprotonige Säuren wie $\ce{H3PO4}$ oder $\ce{H2CO3}$ haben mehrere pKs-Werte. Jede Stufe protolysiert schwächer als die vorherige:
$$\ce{H3PO4}: pKs_1 = 2{,}1,\; pKs_2 = 7{,}2,\; pKs_3 = 12{,}3$$Beispiele
| Säure | Formel | pKs | Stärke |
|---|---|---|---|
| Salzsäure | $\ce{HCl}$ | $\approx -7$ | stark |
| Schwefelsäure (1. Stufe) | $\ce{H2SO4}$ | $\approx -3$ | stark |
| Oxoniumion | $\ce{H3O+}$ | $0$ | Referenz |
| Ameisensäure | $\ce{HCOOH}$ | $3{,}75$ | schwach |
| Essigsäure | $\ce{CH3COOH}$ | $4{,}76$ | schwach |
| Ammoniumion | $\ce{NH4+}$ | $9{,}25$ | sehr schwach |
Übungen
Ordne die folgenden Säuren nach steigender Stärke: $\ce{CH3COOH}$ ($pKs = 4{,}76$), $\ce{HCl}$ ($pKs \approx -7$), $\ce{HCOOH}$ ($pKs = 3{,}75$).
Eine $0{,}1\ \mathrm{mol/L}$ Essigsäure ($pKs = 4{,}76$) liegt vor. Berechne den pH-Wert mit der Näherungsformel für schwache Säuren.
Begründe, warum Phosphorsäure in drei Stufen protolysiert und welcher pKs-Wert zu welcher Stufe gehört.
Lösungen:
$\ce{HCl}$ (stark) < $\ce{HCOOH}$ (schwach, pKs=3,75) < $\ce{CH3COOH}$ (schwach, pKs=4,76). Je größer pKs, desto schwächer die Säure.
$pH \approx \frac{1}{2} (4{,}76 - \log 0{,}1) = \frac{1}{2} (4{,}76 + 1) = 2{,}88$
$\ce{H3PO4}$ gibt nacheinander drei $\ce{H+}$ ab. Die erste Abspaltung ist am leichtesten (kleinster pKs), da das jeweilige Anion mit jeder Stufe negativer wird und das Proton stärker bindet: $\ce{H3PO4 \rightarrow H2PO4- \rightarrow HPO4^{2-} \rightarrow PO4^{3-}}$.
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Zusammenfassung
Der pKs-Wert ist ein Maß für die Säurestärke: kleiner pKs = starke Säure, großer pKs = schwache Säure. Starke Säuren protolysieren vollständig, schwache nur teilweise. Bei mehrprotonigen Säuren nimmt die Säurestärke mit jeder Stufe ab. Über die Näherungsformeln lässt sich der pH-Wert einer Lösung aus pKs und Konzentration abschätzen.