15.5: Relative Stärken von konjugierten Säure-Base-Paaren

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Chemistry
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Relative Strengths of Conjugate Acid-Base Pairs
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September 24, 2020

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 Ka oder Kb quantifiziert, die das Ausmaß der Säure- oder Basenionisationsreaktion darstellt. Für das konjugierte Säure-Base-Paar HA / A sind die Gleichgewichtsgleichungen und Ionisationskonstantenausdrücke

Eq1

Gl2

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

Eq3

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

Eq4

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, KW, ist. Durch die Neuanordnung dieser Gleichung wird eine reziproke Beziehung zwischen den Stärken eines konjugierten Säure-Base-Paares deutlich:

Eq5

Das umgekehrte proportionale Verhältnis zwischen Ka und Kb 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 Ka × Kb = KW

ergibt

Eq6

dann

Eq7

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

Eq1

Die pKa und pKb stellen auch die Stärke von Säuren bzw. Basen dar. Wie pH und pOH gilt: Je höher der Wert pKa oder pKb, 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.