Säurestärke
Nicht alle Säuren (bzw. Basen) dissoziieren vollständig (d.h. sie geben ihre Protonen nicht immer vollständig ab), wenn man sie in Lösung gibt. Wird beispielsweise ein Mol Essigsäure in Wasser gegeben, so wird dieses mit Wasser nicht komplett zu einem Mol Ethanat-Ionen und Oxonium-Ionen (H3O+) dissoziieren. Vielmehr wird ein Teil der Essigsäure mit den H2O-Molekülen reagieren, während der andere Teil weiter als Essigsäure vorliegen wird.
Reaktion von Essigsäure und Wasser
Bei der Reaktion von Essigsäure und Wasser reagiert ein Teil zu Ethanat- und Oxonium-Ionen, während ein Teil auch weiter als Essigsäure und Wasser vorliegt.Um diesen Effekt zu beschreiben, gibt es das Konzept der Säurestärke. Es gibt an, auf welcher Seite das Dissoziationsgleichgewicht liegt.
SH + H2O ↔ S- + H3O+ (S steht hierbei für die Säure)
Je weiter das Gleichgewicht auf der Produktseite liegt, umso mehr dissoziiert die Säure und desto stärker ist sie damit auch. Auch für diese Reaktion lässt sich das Massenwirkungsgesetz aufstellen:
& \mathrm{K}=\frac{\mathrm{c}\left(\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}\right) \cdot \mathrm{c}\left(\mathrm{S}^{-}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}\right) \cdot \mathrm{c}(\mathrm{S})}\end{aligned}\)
Auch hier kann, wie bei der Autoprotolyse des Wassers, die Konzentration des Wassers als konstant betrachtet werden, da die Konzentration im Verhältnis zu den anderen Substanzen sehr groß ist.
& \mathrm{K}=\frac{\mathrm{c}\left(\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}\right) \cdot \mathrm{c}\left(\mathrm{S}^{-}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}\right) \cdot \mathrm{c}(\mathrm{S})}\end{aligned}\)
\(\begin{aligned} \rightarrow \mathrm{K} \cdot\left(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}\right)=\frac{\mathrm{c}\left(\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}\right) \cdot \mathrm{c}\left(\mathrm{S}^{-}\right)}{\mathrm{c}(\mathrm{S})} \end{aligned}\)
\(\begin{aligned} \rightarrow \mathrm{K}_{\mathrm{S}}=\frac{\mathrm{c}\left(\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}\right) \cdot \mathrm{c}\left(\mathrm{S}^{-}\right)}{\mathrm{c}(\mathrm{S})}
\end{aligned}\)
Die hierbei neu aufgestellte Konstante heißt KS und ist das Maß für die Stärke einer Säure. Je größer der KS-Wert ist, desto stärker ist die Säure, da das Protolysegleichgewicht mehr auf der Produktseite (H3O+ und S-) liegt, sprich, die Säure bei Kontakt mit dem Lösungsmittel eher Protonen abgibt.
Da die KS-Werte meistens sehr kleine Werte annehmen, werden sie im Allgemeinen eher ungern verwendet. Angenehmere Zahlenwerte hat der häufiger verwendete pKS. Er ist definiert als der negative dekadische Logarithmus des KS-Wertes:
pKS = -log(KS)
Diese Form kennen wir schon vom pH- und pOH-Wert. Hier verhält es sich ähnlich. Je größer der pKS-Wert, desto schwächer ist eine Säure.
Gleiches lässt sich natürlich auch für die Basenstärke definieren:
& \mathrm{B}+\mathrm{H}_2 \mathrm{O}=\mathrm{BH}^{+}+\mathrm{OH}^{-} \end{aligned}\)
\(\begin{aligned} \mathrm{K}_{\mathrm{B}}=\frac{\mathrm{C}\left(\mathrm{BH}^{+}\right) \cdot \mathrm{C}\left(\mathrm{OH}^{-}\right)}{\mathrm{C}(\mathrm{B})}
\end{aligned}\)
Je größer der KB, desto stärker ist eine Base. Analog dazu gibt es den pKB-Wert.
Je größer der pKB-Wert, desto schwächer ist eine Base.
Außerdem gilt:
pKB+pKS = 14
Merke: Je größer der KS-Wert und je kleiner der pKS-Wert, desto stärker ist die Säure.
Je größer der KB-Wert und je kleiner der pKB-Wert, desto stärker ist die Base.