15.5:

15.5: Relative Stärken von konjugierten Säure-Base-Paaren

Relative Strengths of Conjugate Acid-Base Pairs

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Relative Strengths of Conjugate Acid-Base Pairs

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15.6: Strong Acid and Base Solutions

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02:29 min

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September 24, 2020

Overview

Die Säure-Base-Chemie von Brønsted-Lowry ist der Transfer von Protonen; daher legt die Logik eine Beziehung zwischen den relativen Stärken konjugierter Säure-Base-Paare nahe. Die Stärke einer Säure oder Base wird in ihrer Ionisationskonstante K_a oder K_b quantifiziert, die das Ausmaß der Säure- oder Basenionisationsreaktion darstellt. Für das konjugierte Säure-Base-Paar HA / A⁻ sind die Gleichgewichtsgleichungen und Ionisationskonstantenausdrücke

Addiert man diese beiden chemischen Gleichungen, erhält man die Gleichung für die Autoionisation von Wasser:

Wie bereits diskutiert, ist die Gleichgewichtskonstante für eine summierte Reaktion gleich dem mathematischen Produkt der Gleichgewichtskonstanten für die addierten Reaktionen, und so

Diese Gleichung gibt die Beziehung zwischen den Ionisationskonstanten für jedes konjugierte Säure-Base-Paar an, nämlich dass ihr mathematisches Produkt gleich dem Ionenprodukt von Wasser, K_W, ist. Durch die Neuanordnung dieser Gleichung wird eine reziproke Beziehung zwischen den Stärken eines konjugierten Säure-Base-Paares deutlich:

Das umgekehrte proportionale Verhältnis zwischen K_a und K_b bedeutet, dass je stärker die Säure oder Base ist, desto schwächer ist ihr konjugierter Partner.

Nimmt man den negativen Logarithmus beider Seiten der Gleichung, so ergibt K_a × K_b= K_W

ergibt

dann

Da pK_Wbei 25 °C 14 ist, kann diese Gleichung auch geschrieben werden als

Die pK_a und pK_bstellen auch die Stärke von Säuren bzw. Basen dar. Wie pH und pOH gilt: Je höher der Wert pK_aoder pK_b, desto schwächer ist die Säure bzw. Base.

<td colspan="2" style="Farbe: schwarz; Rand: 1px durchgehend schwarz; "^>†Unterliegt keiner sauren Ionisation in Wasser

Acid	Basis
Perchlorsäure (HClO₄)*	Perchlorat-Ion (ClO₄⁻)**
Schwefelsäure (H₂SO₄)*	Hydrogensulfat-Ion (HSO₄⁻)**
Hydrogeniodid (HI)*	Iodid-Ion (I⁻)**
Wasserstoffbromid (HBr)*	Bromid-Ion (Br⁻)**
Chlorwasserstoff (HCl)*	Chlorid-Ion (Cl⁻)**
Salpetersäure (HNO₃)*	Nitrat-Ion (NO₃⁻)**
Hydronium-Ion (H₃O⁺)	Wasser (H₂O)
Hydrogensulfate ion (HSO₄⁻)	Sulfate ion (SO₄²⁻)
Phosphorsäure (H₃PO₄)	Dihydrogenphosphat-Ion (H₂PO₄⁻)
Fluorwasserstoff (HF)	Fluorid-Ion (F⁻)
Salpetrige Säure (HNO₂)	Nitrit ion (NO₂⁻)
Essigsäure (CH₃CO₂H)	Acetat-Ion (CH₃CO₂⁻)
Kohlensäure (H₂CO₃)	Hydrogencarbonat-Ionen (HCO₃⁻)
Schwefelwasserstoff (H₂S)	Schwefelwasserstoff-Ionen (HS⁻)
Ammonium-Ion (NH₄⁺)	Ammoniak (NH₃)
Blausäure (HCN)	Cyanid-Ion (CN⁻)
Hydrogencarbonat-Ionen (HCO₃⁻)	Karbonation-Ion (CO₃²⁻)
Wasser (H₂O)	Hydroxid-Ion (OH⁻)
Schwefelwasserstoff-Ionen (HS⁻)^†	Sulfid-Ion (S₂⁻)^‡
Ethanol (C₂H₅OH)^†	Ethoxidion (C₂H₅O⁻)^‡
Ammoniak (NH₃)^†	Amid-Ion (NH₂⁻)^‡
Wasserstoff (H₂)^†	Hydrid-Ion (H⁻)^‡
Methan (CH₄)^†	Methide ion (CH₃⁻)^‡
*Vollständige saure Ionisation in Wasser
**Unterliegt keiner basischen Ionisation in Wasser
^‡ Vollständige Basenionisation in Wasser

Die Liste der gezeigten konjugierten Säure-Base-Paare ist so angeordnet, dass sie die relative Stärke jeder Spezies im Vergleich zu Wasser zeigt. In der Säuresäule sind die Spezies, die unter Wasser aufgeführt sind, schwächere Säuren als Wasser. Diese Spezies werden in Wasser nicht sauer ionisiert; sie sind keine Brønsted-Lowry-Säuren. Alle Spezies, die über Wasser aufgeführt sind, sind stärkere Säuren, die Protonen bis zu einem gewissen Grad auf Wasser übertragen, wenn sie in einer wässrigen Lösung gelöst werden, um Hydroniumionen zu erzeugen. Spezies über Wasser, aber unterhalb von Hydroniumionen sind schwache Säuren, die eine partielle saure Ionisation durchlaufen, während Spezies über Hydroniumionen starke Säuren sind, die in wässriger Lösung vollständig ionisiert werden.

Dieser Text wurde angepasst von Openstax, Chemie 2e, Abschnitt 14.3: Relative Stärken von Säuren und Basen.

Transcript

Die Beziehung zwischen den Dissoziationskonstanten eines konjugierten Säure-Base-Paares kann quantitativ ausgedrückt werden.

Für eine schwache Säure, HA, wird ihre Säuredissoziationskonstante K_aausgedrückt als die Hydroniumionenkonzentration multipliziert mit der A-Ionenkonzentration dividiert durch die Konzentration von HA.

Die Basendissoziationskonstante K_b für ihre konjugierte Base, das A-Ion, wird ausgedrückt als die HA-Konzentration multipliziert mit der Hydroxidionenkonzentration dividiert durch die Konzentration des A-Ions.

Wenn die Ausdrücke für K_a und K_b multipliziert werden, ist die resultierende Gleichung der Gleichgewichtsausdruck für K_w. Diese Gleichung zeigt, dass das K_afür eine schwache Säure und das K_bfür ihre konjugierte Base umgekehrt proportional sind. Eine stärkere Säure mit einem höheren K_a hat immer eine proportional schwächere konjugierte Base mit einem niedrigeren K_b und umgekehrt.

Da der Wert von K_Wkonstant ist, kann diese Gleichung verwendet werden, um K_a oder K_b eines konjugierten Säure-Base-Paares zu berechnen, wenn eines von ihnen bekannt ist. Wenn zum Beispiel das K_b für eine Base 1 × 10⁻⁶ ist, dann kann das K_a für ihre konjugierte Säure mit 1 × 10⁻⁸ berechnet werden.

Die Beziehung zwischen K_a, K_b und K_W kann auch durch ihre negativen Logarithmen pK_a, pK_b und pK_W ausgedrückt werden.

Für die Gleichung K_a mal K_b ist gleich K_w, wenn der negative Logarithmus beider Seiten genommen wird, lautet die resultierende Gleichung pK_a plus pK_b ist gleich pK_W, was bei 25 °C 14 ist.

pK_a und pK_b können auch verwendet werden, um die Stärken schwacher Säuren und Basen zu vergleichen. Je niedriger der Wert des pK_a ist, desto stärker ist die Säure. Auf die gleiche Weise gilt: Je niedriger der Wert von pK_b, desto stärker ist die Basis. Zum Beispiel ist eine Säure mit einem pK_a von 2,1 stärker als eine Säure mit einem pK_a von 4,6.

Key Terms and definitions

Learning Objectives

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