15.11: Säure-/Basestärken und Dissoziationskonstanten

Die relative Stärke einer Säure oder Base ist das Ausmaß, in dem sie ionisiert, wenn sie in Wasser gelöst wird. Wenn die Ionisierungsreaktion im Wesentlichen abgeschlossen ist, wird die Säure oder Base als stark bezeichnet; Wenn relativ wenig Ionisierung auftritt, ist die Säure oder Base schwach. Es gibt viel mehr schwache Säuren und Basen als starke. Die häufigsten starken Säuren und Basen sind unten aufgeführt:

Die relativen Stärken von Säuren können durch Messung ihrer Gleichgewichtskonstanten in wässrigen Lösungen quantifiziert werden. In Lösungen gleicher Konzentration ionisieren stärkere Säuren stärker und liefern daher höhere Konzentrationen an Hydroniumionen als schwächere Säuren. Die Gleichgewichtskonstante einer Säure wird Säureionisationskonstante K_a genannt. Für die Reaktion einer Säure HA:

Die Säureionisationskonstante wird geschrieben als 

wobei die Konzentrationen diejenigen im Gleichgewicht sind. Obwohl Wasser ein Reaktant in der Reaktion ist, ist es auch das Lösungsmittel, daher beziehen wir [H₂O] nicht in die Gleichung ein. Je größer der K_a einer Säure, desto größer ist die Konzentration von H₃O⁺ und A⁻ im Verhältnis zur Konzentration der nichtionisierten Säure HA in einer Gleichgewichtsmischung und desto stärker ist die Säure. Eine Säure wird als „stark“ klassifiziert, wenn sie vollständig ionisiert ist. In diesem Fall ist die HA-Konzentration Null und die Ionisationskonstante der Säure ist unermesslich groß (K_a ≈ ∞). Teilweise ionisierte Säuren werden als „schwach“ bezeichnet und ihre Säureionisationskonstanten können experimentell gemessen werden.

Um diese Idee zu veranschaulichen, werden unten drei Säureionisationsgleichungen und K_a-Werte gezeigt. Die Ionisationskonstanten nehmen von der ersten zur letzten der aufgeführten Gleichungen zu, was darauf hinweist, dass die relative Säurestärke in der Reihenfolge CH₃CO₂H < HNO₂ < HSO₄⁻ zunimmt.

Ein weiteres Maß für die Stärke einer Säure ist der Ionisierungsgrad. Der Prozentsatz der Ionisierung einer schwachen Säure wird anhand der Zusammensetzung einer Gleichgewichtsmischung definiert: 

wobei der Zähler der Konzentration der konjugierten Base der Säure entspricht (per Stöchiometrie, [A⁻] = [H₃O⁺]). Im Gegensatz zum K_a-Wert variiert der Prozentsatz der Ionisierung einer schwachen Säure mit der anfänglichen Säurekonzentration und nimmt typischerweise mit zunehmender Konzentration ab.

Wie bei Säuren spiegelt sich die relative Stärke einer Base in der Größe ihrer Basenionisationskonstante (K_b) in wässrigen Lösungen wider. In Lösungen gleicher Konzentration ionisieren stärkere Basen stärker und liefern daher höhere Hydroxidionenkonzentrationen als schwächere Basen. Eine stärkere Base hat eine größere Ionisationskonstante als eine schwächere Base. Für die Reaktion einer Base, B: 

Die Ionisationskonstante wird geschrieben als 

Die Betrachtung der unten dargestellten Daten für drei schwache Basen zeigt, dass die Basenstärke in der Reihenfolge NO₂⁻ < CH₂ CO₂⁻ < NH₃ zunimmt.

Wie bei Säuren spiegelt sich die relative Stärke einer Base auch in ihrem prozentualen Ionisierungsgrad wider, der wie folgt berechnet wird:

variiert jedoch abhängig von der Basisionisationskonstante und der Anfangskonzentration der Lösung.

Dieser Text ist adaptiert von Openstax, Chemistry 2e, Section 14.3: Relative Strengths of Acids and Bases.

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.