29Protolysegleichgewichte –Konzentrationsbestimmungen Gemessen am Schmerz, den man bei einem Ameisenbiss verspürt, würde man die Ameisensäure HCOOH (B1) fälschlicherweise als starke Säure einschätzen. Die starke Säure Chlorwasserstoff HCl ist gelöst in unseren Körpern im Magensaft enthalten, die schwache Blausäure (Wasserstoffcyanid) HCN ist für Lebewesen ein starkes Gift. Diese Beispiele zeigen, dass die Stärke einer Säure wenig mit ihrer Gefährlichkeit oder gar ihrer Giftigkeit zu tun hat. Für Salzsäure und Essigsäure-Lösung mit gleicher Ausgangskonzentration, c0 = 0,1 mol/L, misst man unterschiedliche pH-Werte und erwartungsgemäß reagiert die Salzsäure wesentlich schneller und heftiger mit Magnesium als die Essigsäure-Lösung (B2, V3). Aus den gemessenen pH-Werten lassen sich die Konzentrationen der Oxonium-Ionen c(H3O+) berechnen: Vergleicht man bei der Salzsäure die Werte für die Anfangskonzentration c0(HA) und die Oxonium-Ionenkonzentration c(H3O+), zeigt sich, dass offenbar alle Chlorwasserstoff-Moleküle ihr Proton abgegeben haben. Das Protolysegleichgewicht (B4) liegt damit fast vollständig auf der Seite der Oxonium-Ionen. Im Unterschied dazu hat nur etwa ein Prozent der Essigsäure-Moleküle ein Proton abgegeben, sodass das Gleichgewicht der Essigsäure-Protolyse weitgehend auf der Seite der Essigsäure-Moleküle liegt. Chlorwasserstoff ist ein besserer Protonen-Donator als Essigsäure und damit eine stärkere Säure. Je höher der Protolysegrad1 einer Säure ist, desto größer ist ihre Säurestärke. In verdünnten Lösungen ist die Konzentration von Wasser c(H2O) sehr viel größer als die der anderen gelösten Teilchen, die am Massenwirkungsquotienten (B4) beteiligt sind. Der Wert c(H2O) verändert sich bei der Einstellung des Gleichgewichts nur so wenig, dass die Konzentration des Wassers als konstant angesehen werden kann. Daher bezieht man sie in die Gleichgewichtskonstante K mit ein und erhält die Säurekonstante Ks mit der Einheit mol/L: K · c(H2O) = Ks, also Ks = Alle in diesen Gleichungen vorkommenden Konzentrationen c sind auf den Gleichgewichtszustand bezogen und dürfen nicht mit den Anfangskonzentrationen c0 der gelösten Säure oder Base verwechselt werden! Um mit kleineren Zahlenwerten arbeiten zu können hat man den pKs-Wert eingeführt, bei dem es sich (analog zum pH-Wert) um den negativen dekadischen Logarithmus von Ks handelt: pKs = –lg{Ks} Je kleiner der pKs-Wert einer Säure ist, desto größer ist die Säurestärke (B5). Die Säurekonstante Ks und der pKs-Wert B5 Mögliche Einteilung in starke und schwache Säuren nach dem pKs-Wert. A: Wenden Sie diese allgemeinen Angaben konkret auf die Beispiele aus V2 an. Fachbegriffe Anfangskonzentration c0, Protolysegleichgewicht, Säurekonstante Ks, pKs -Wert, Säurestärke, starke Säure, schwache Säure Reaktion einer Säure HA mit Wasser HA + H2O A – + H3O+ MWG: K = c(H3O+) · c(A –) c(HA) · c(H2O) c(H3O+) · c(A–) c(HA) Säure c0(HA) pH c(H3O+) Salzsäure 0,1 mol/L 1 0,1 mol/L Essigsäure 0,1 mol/L 2,9 ≈ 0,001 mol/L Aufgaben A1 Bei einer Säurelösung wird ein pH-Wert von pH = 3 gemessen. Erläutern Sie, warum es anhand dieses Messwerts alleine nicht möglich ist zu entscheiden, ob eine starke oder eine schwache Säure vorliegt. A2 Erläutern Sie unter Bezug auf den Massenwirkungsquotienten, ob ein hoher Ks-Wert eine starke oder eine schwache Säure kennzeichnet. 1 Der Protolysegrad ist der Quotient aus der Anzahl der protolysiert vorliegenden Säuremoleküle c(H3O+) im Vergleich zu c0(HA). B4 Protolysegleichgewicht und Massenwirkungsgesetz MWG für eine Modell-Säure HA. A: Formulieren Sie das Protolysegleichgewicht und das Massenwirkungsgesetz für Salzsäure und für Essigsäure. für gilt: starke Säuren c(H3O+) = c0(HA) (pKs < 1,5) schwache Säuren c(HA) = c0(HA) (pKs > 4,75) 3377_01_01_2012_Kap1_018_057 23.09.14 06:25 Seite 29 Nu r z u Pr üf zw ec ke n Ei ge nt um es C .C . B uc hn r V er la gs