Zu diesem Thema steht übrigens ein umfangreicher Satz von 18 Folien zur Verfügung, den ich gern an Kollegen und Kolleginnen weitergebe. Einzelheiten siehe "Foliensatz starke und schwache Säuren".
Der pH-Wert gibt die Konzentration der Oxonium-Ionen in einer sauren Lösung an. Bei Salzsäure stimmt in beiden Fällen die Konzentration c(H3O+) mit der Säurekonzentration überein, also kann man folgern, dass die Säuremoleküle zu 100% dissoziiert sind: Protolysegrad = 100%. Salzsäure ist somit eine starke Säure.
Bei der Essigsäure sieht das schon anders aus. Eine Lösung der Konzentration 10-1 mol/l enthält nur 10-2,9 mol/l Oxoniumionen, also rund 10-3 mol/l. 10-3 ist der Hunderste Teil von 10-1, also liegt der Protolysegrad bei ca. 1%. Es handelt sich also um eine schwache Säure, nur jedes Hunderste Molekül ist dissoziiert.
Das ist aber nicht alles, was man aus der Tabelle ablesen kann. Hängt der Protolysegrad eventuell auch von der Konzentration der Säure ab?
Bei der Salzsäure offensichtlich nicht. Aber bei der Essigsäure kann man noch eine interessante Beziehung entdecken: Bei einer Konzentration von 10-2 mol/l liegen 10-3,3 mol/l Oxoniumionen vor. Der Protolysegrad beträgt hier ca. 5%. Das ist fünfmal mehr als bei der höher konzentrierten Essigsäure.
Ich bedanke mich bei Herrn Simon Vogel, der in diesem Abschnitt einen entscheidenden Fehler entdeckt hat.
Eine starke Säure hat die Neigung, alle ihre Protonen an Wassermoleküle abzugeben. Das Gleichgewicht der Reaktion
HA + H2O <==> A- + H3O+
liegt nahezu vollständig auf der rechten Seite. Betrachtet man die Gleichgewichtsreaktion nun von der Produktseite her, so kommt man leicht zu folgender Aussage: die Base A- hat so gut wie keine Neigung, ein Proton aufzunehmen. Also ist A- eine extrem schwache Base.
Verallgemeinern wir diese Aussage, so können wir behaupten: Die konjugierte Base einer starken Säure ist eine sehr schwache Base.
Jetzt wollen wir untersuchen, ob auch der umgekehrte Schluss logisch ist: Ist die konjugierte Base einer schwachen Säure eine starke Base?
Bei einer schwachen Säure, z.B. Essigsäure, liegt das Gleichgewicht der Reaktion
HA + H2O <==> A- + H3O+
auf der linken Seite. Das kann man damit erklären, dass die Base A- "ihr" Proton nicht "herausrücken" will. Also handelt es sich tatsächlich um eine starke Base.
Definition des Begriffs Basenstärke:
Qualitativ: eine Base ist um so stärker, je leichter sie sich mit Protonen verbindet.
Quantitativ: eine Base ist um so stärker, je höher ihr pH-Wert bei gegebener Konzentration ist. Eine 1-molare Lösung einer schwachen Base hat vielleicht einen pH-Wert von 10, eine gleichkonzentrierte Lösung einer starken Base aber einen pH-Wert von 14.
Betrachten wir uns dazu die Gleichung
Bei den angegebenen Konzentrationen handelt es sich um die Gleichgewichtskonzentrationen. Bei einer starken Säure, die vollständig dissoziiert, beträgt die Gleichgewichtskonzentration c(HA) gleich Null. Durch Null kann man aber bekanntlich nicht dividieren, der Ausdruck würde unendlich groß werden. Daher kann man von einer starken Säure keinen KS-Wert bestimmen.
Die Säurekonstante von Essigsäure berechnet sich nach
Mit c(Ac-) = c(H3O+) = 0,001 mol/l und c(HAc) = 0,1 mol/l erhält man
Das Ergebnis dieser Berechnung: KS = 10-5 mol/l bzw. pKS = 5
Ameisensäure hat einen pKS-Wert von 3,65. Welchen pH-Wert hat eine Ameisensäure-Lösung der Konzentration 1 mol/l bzw. 0,1 mol/l ?
Erste Vereinfachung: c(H3O+) = 10-2,9 und nicht 10-3
Zweite Vereinfachung: c(HAc) = 0,1 - 10-2,9 und nicht 0,1. Der Hunderste Teil der HAc-Moleküle ist im Gleichgewicht dissoziiert.
Also müssen wir genauer rechnen:
Dabei kommt nach Befragung des Taschenrechners heraus:
10-5,8 / 9,87*10-2 = 10-5,8 /10-1,0055 = 10-4,794
Der so berechnete pKS--Wert wäre also 4,794.
WIr setzen die verfügbaren Werte in die pKS-Gleichung ein:
und erhalten
Links und rechts wandeln wir in den Logarithmus um und erhalten
Die Konzentration der Oxoniumionen beträgt also 10-1,825; der pH-Wert der Lösung ist also 1,8.
Der Dissoziationsgrad beträgt
c(H3O+) / c(HA)0 = 10-6 / 10-2 = 10-4,
es ist also ca. jedes 10.000ste Molekül dissoziiert.
