15.5: Relative Stärken von konjugierten Säure-Base-Paaren

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

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