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Tutorial MenueSäuren und BasenLerneinheit 3 von 8

Stärke von Säuren und Basen

Stärke von Säuren und Basen

Grundsätzlich ist die Stärke einer Säure oder Base (Acidität beziehungsweise Basizität) nach der Brønsted-Theorie auch vom Reaktionspartner abhängig. Um also verschiedene Säuren nach ihrer Stärke zu vergleichen, muss man ihre Reaktion mit jeweils derselben Base betrachten. Die Base oder Säure, auf die man sich im Allgemeinen bezieht, ist der Ampholyt Wasser:

HA+ H2O H3O++ A

Verläuft die Reaktion bis zu einem stark rechts liegenden Gleichgewicht, so hat man es mit einer starken Säure zu tun. Reagiert HA nur geringfügig mit Wasser, so handelt es sich um eine schwache Säure. Die Stärke von Säuren drückt sich also in den Gleichgewichtskonstanten aus:

K = [ H 3 O + ] [ A - ] [ HA ] [ H 2 O ]

Da man die Konzentration des in großem Überschuss vorliegenden Wassers als konstant ansehen kann, bezieht man [H2O] in die Konstante mit ein und nennt sie KS oder Ka (engl. a für acid):

Säurekonstante
K a = [ H 3 O + ] [ A - ] [ HA ]

Ka ist die Säurekonstante der Säure HA, daneben findet man auch noch die ältere Bezeichnung Dissoziationskonstante.

Gegenüber Basen wirkt Wasser als Säure:

B+ H2O HB++ OH

Es gilt dann:

K = [ HB + ] [ OH - ] [ B ] [ H 2 O ]    K b = [ HB + ] [ OH - ] [ B ]

Häufig wird anstelle von Ka oder Kb analog dem pH der negative dekadische Logarithmus angegeben:

p K a = lg ( K a )    p K b = lg ( K b )
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