Säure-/Basestärken und Dissoziationskonstanten

Säuren und Basen können danach kategorisiert werden, ob es sich um eine starke Säure, eine starke Base, eine schwache Säure oder eine schwache Base handelt. Es gibt nur sehr wenige starke Säuren und Basen, so dass die meisten Säuren und Basen schwach sind.

Eine starke Säure, wie Salzsäure, dissoziiert vollständig in Wasserstoffionen und Chloridionen, wenn sie in Wasser gelöst wird. Eine starke Base dissoziiert wie Natriumhydroxid vollständig in Natriumionen und Hydroxidionen.

Schwache Säuren und Basen dissoziieren teilweise und liegen sowohl in ionisierter als auch in unionisierter Form vor. Zum Beispiel finden sich sowohl Essigsäure als auch ihre schwache konjugierte Base, Acetat, in einer wässrigen Lösung.

Der Dissoziationsgrad einer schwachen Säure oder Base kann anhand ihrer Gleichgewichtskonstante gemessen werden. Die Gleichgewichtskonstante für schwache Säuren hat einen besonderen Namen, die Säuredissoziationskonstante oder K_a.

Für eine generische schwache Säure HA kann K_a bei einer gegebenen Temperatur durch eine Gleichgewichtsgleichung berechnet werden, bei der die Konzentration der Produkte A-Ion und Hydronium-Ion durch die Konzentration der Reaktanten HA und Wasser dividiert wird.

Da Wasser flüssig ist und seine Konzentration in der Reaktion nahezu unverändert bleibt, wird es aus der Gleichung ausgeschlossen.

Je höher das K_a, desto stärker die Säure. Salpetrige Säure ist stärker als Essigsäure, da das K_a der salpetrigen Säure größer ist als das Ka der Essigsäure.

Die Gleichgewichtskonstante für schwache Basen, die Basendissoziationskonstante oder K_b, verhält sich ähnlich wie K_a. Für eine generische schwache Base B kann K_b bei einer gegebenen Temperatur bestimmt werden, indem die Konzentration der Produkte BH-Ion und Hydroxid-Ion durch die Konzentration des Reaktanten B dividiert wird.

Wie bei Säuren ist auch die Stärke der Basen direkt proportional zum K_b. Zum Beispiel ist Ethylamin relativ stärker als Harnstoff, da das K_b von Ethylamin größer ist als das K_b von Harnstoff.

Die Stärke einer Säure kann auch in Prozent der Ionisation ausgedrückt werden. Die prozentuale Ionisation einer Säure kann berechnet werden, indem die Hydroniumionenkonzentration im Gleichgewicht durch die anfängliche Säurekonzentration dividiert und mit hundert multipliziert wird.

In ähnlicher Weise kann die prozentuale Ionisation für Basen berechnet werden, indem die Hydroxidionenkonzentration im Gleichgewicht durch die Anfangskonzentration der Base dividiert und mit hundert multipliziert wird. Je höher die prozentuale Ionisation, desto stärker die Säure oder Base.