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3.5 Stärke von Säuren und Basen

Brønsted-Theorie
Säurestärke ist die Tendenz Protonen abzugeben.
Basenstärke Tendenz Protonen aufzunehmen.

Bsp.   HCl             +    H₂O         →     H₃O⁺         +    Cl⁻ 
           Säure 1            Base 2            Säure 2           Base 1

Info: Supersäuren = Säuren die stärker als H₂SO₄ sind.

Je stärker die Säure desto schwächer die konjugierte (korrespondierende) Base.

3.5.1 Säurestärke und Molekülstruktur

A) Säuren, an denen H-Atome nicht an O-Atome gebunden sind. 

Faktoren für Säurestärke von Bedeutung:

  • Elektronegativität (innerhalb einer Periode)
  • Atomgröße (innerhalb einer Gruppe)


a) innerhalb einer Periode (binäre H-Verbindungen)
Säurestärke nimmt mit der EN zu (Atomgrößenunterschiede sind „zu“ gering)
⇨ Elektronen werden stärker dem H-Atom entzogen ⇨ erleichterte Protonenabspaltung.

Bsp.:

2. Periode:
Zunahme der EN:                            N     < O     < F
Zunahme der Säurestärke              NH₃ < H₂O < HF
Gegenüber Wasser                          Base               Säure


3. Periode
Zunahme der EN:                             P       < S       < Cl
Zunahme der Säurestärke              PH₃    < H₂S   < HCl


b) innerhalb einer Gruppe (binäre H-Verbindungen):
Säurestärke nimmt mit der Atomgröße zu (stärkere Auswirkung als Elektronegativität)
⇨  bei einem großen Atom ist die Valenzelektronenwolke auf einem größeren Raum verteilt ⇨ H⁺ ist weniger fest gebunden.

H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te
HF < HCl < HBr < HI

 

B) Oxosäuren 

 

Sauerstoff hat in etwa die gleiche Größe 

a) EN von Z ist entscheidend.
Je größer die EN von Z, desto stärker ist die Säure (-I-Effekt).

HOI                                    < HOBr                                  < HOCl
hyopoiodige Säure           hypobromige                         hypochlorige Säure

b) An Z sind weitere O-Atome gebunden ⇨ stärkerer –I-Effekt (bzw. höhere Formalladung am Z. )

 

 hypochlorige –                                   chlorige –                                         Chlor –                                      Perchlorsäuren 


⇨  Man kann Säurestärke abschätzen: Je mehr mehr O-Atome an das Z-Atom jedoch nicht an H-Atom gebunden sind, desto die Säure:
 H-O-NO                       <           H-O-NO₂ 
 salpetrige Säure                       Salpetersäure


 (H-O-)₂SO                 <              (H-O-)₂SO₂
 schweflige Säure                      Schwefelsäure

c) Mehrprotonige Säuren:
Für jede Dissoziationsstufe liegt eine eigene Säurekonstante bzw. pKs-Wert vor:
H₃PO4 + H₂O             ⇌ H₂PO₄¹⁻ + H₃O⁺                             KS = 7,4∙ 10⁻³, pkS = 2,13
Phosphorsäure               Dihydrogenphosphation 

H₂PO₄¹⁻ + H₂O           ⇌ HPO₄²⁻ + H₃O⁺                               KS = 6,3∙10⁻⁸, pkS = 7,20
                                        Hydrogenphosphation

HPO₄²⁻ + H₂O             ⇌ PO₃³⁻ + H₃O⁺ KS = 7,4∙10⁻¹³, pkS = 12,36
                                        Phosphation

d) Mesomerer Effekt

- +M-Effekt (Mesomerer-Effekt) der Anionen:

 
Eine Säure ist umso stärker, je....
... stabiler das gebildete Anion ⇨ Hydratation, Mesomeriestabilisiert.
... instabiler das Säuremolekül an der H-Bindung

 

3.6 Vergleich Säurestärke von Salzsäure und Essigsäure

Versuch: pH-Wert-Messung von 

a) Salzsäure (c = 0,1 mol/L) Beob.: pH = 1
b) Essigsäure (c = 0,1 mol/L) pH = 2,9

Erklärung:
a) Salzsäure

HCl (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

Vollständig protolysiert (GG ganz rechts)

b) Essigsäure

HAc (l) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + Ac- (aq)

Aus.: 0,1 mol/L
GG 0,099 mol/L 10⁻²,⁹ ∙1,6 ∙ 10⁻³

  ⇨  GG liegt links, nur jedes 100. HAc-Molekül protolysiert.