Sehenswert im Zusammenhang mit dem Stundenthema: Starke und schwache Säuren sind vor allem die ersten Sendeminuten, in denen die Leitfähigkeit der Essigsäure und die Leitfähigkeit der Salzsäure verglichen werden. Show
Zitronensäure kann zum Reinigen von Wasserkochern verwendet werden. Das ist dir sicher nicht neu. Essigsäure dagegen wird zumindest auf Oberflächen, die nicht aus Kalk bestehen, als Reinigungsmittel verwendet. Salzsäure und Schwefelsäure finden dagegen keine Anwendung im Haushalt. Salzsäure und Schwefelsäure sind aufgrund ihrer ätzenden Wirkung auch gefährlicher (Abb. 1). Hydrogenchlorid ist eine starke Säure, Essigsäure dagegen ist eine schwache Säure. Doch können beide Säuren in wässrigen Lösungen unterschiedlich hohe pH-Werte bilden. Was bedeutet es also, wenn man von starken und schwachen Säuren spricht? Durch Protonenabgabe entsteht aus einer Säure (HA) deren korrespondierende Base (A-). Teilchen, die als Protonenakzeptor wirken, werden Brönsted-Basen genannt. Durch Protonenaufnahme entsteht aus einer Base (B) deren korrespondierende Säure (HB+). Gegenüber Wassermolekülen wirken die Teilchen verschiedener Säuren in unterschiedlichem Ausmaß als Protonendonatoren. Es gibt Säuren, bei denen im dynamischen Gleichgewicht nur eine sehr geringe Konzentration dissoziierter Säureteilchen vorliegt. Daher werden starke von schwachen Säuren unterschieden. Starke Säuren sind in wässriger Lösung nahezu vollständig protolysiert. Ihre Teilchen haben praktisch alle für Protonenübergänge verfügbaren Protonen abgegeben. Teilchen schwacher Säuren sind in wesentlich geringerem Umfang protolysiert. Für Basen gilt dies analog. Die Stärke einer Säure oder Base wird im Wesentlichen durch den Aufbau ihrer Teilchen bestimmt. Über den pH-Wert lässt sich hingegen die Stärke einer Säure nur bestimmen, wenn saure Lösungen gleicher Konzentration verglichen werden. Bei gleicher Anzahl von Säure-Teilchen pro Volumen Lösungsmittel zeigt ein geringerer pH-Wert eine höhere Dissoziation an. Diese Säure ist die stärkere Säure. Säuren sind im engeren Sinne alle Verbindungen, die in der Lage sind, Protonen (H+) an einen Reaktionspartner zu übertragen - sie können als Protonendonator fungieren. In wässriger Lösung ist der Reaktionspartner im wesentlichen Wasser. Es bilden sich Oxonium-Ionen (H3O+), der pH-Wert der Lösung wird damit gesenkt. Säuren reagieren mit sogenannten Basen unter Bildung von Wasser und Salzen. Eine Base ist somit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu neutralisieren. Im weiteren Sinn beschreiben verschiedene Säure-Base-Konzepte wesentlich breitere Paletten von chemischen Reaktionen, die weit über die oben erwähnten Reaktionen hinausreichen können. Weiteres empfehlenswertes FachwissenHistorische Entwicklung der SäurenWohl die älteste, bekannte Säure (lat. acidum) ist Essig (lat. acetum), eine etwa 5 %-ige wässrige Lösung der Verbindung Essigsäure. Säuren waren etwas Essigartiges (oxos od. acidus). In der Alchemie galt Säure als ein Urstoff. Die sauren Eigenschaften basierten auf einer einzigen Ursäure, die in verschiedenen Substanzen zur Wirkung kam. Säuren lassen Kalk bzw. Carbonate aufschäumen, haben eine ätzende Wirkung und einen brennenden Geschmack. Bis Ende des 13. Jh. waren wohl neben Essig und anderen Pflanzensäften keine Säuren bekannt. Erweiterte Kenntnisse bezüglich Säuren wurden dem im 8. Jh. lebenden Geber zugeschrieben, sie basieren jedoch auf Schriften der deutlich jüngeren, sogenannten Pseudo-Geber [1]. Es entwickelten sich Kenntnisse über verschiedene anorganische Säuren, die alle den Varietäten des Elements Wasser zugeschrieben wurden. Ab dem 18. Jh. wurden sie als Mineralsäuren bezeichnet.
Der wichtige Begriff Base als phänomenologisches Gegenstück zu Säuren wurde im 17. Jahrhundert von Alchimisten wie G. E. Stahl, R. Boyle und G. F. Rouelle verwendet, weil „basische“ Stoffe die nichtflüchtige Grundlage zur Fixierung flüchtiger Säuren bildeten und die (ätzende) Wirkung von Säuren aufheben können. Grundlegende Schritte in die Chemie gelangen A. L. Lavoisier im 18. Jh., der bestimmten chemischen Verbindungen bestimmte Eigenschaften zuwies. Er dachte, dass Säuren stets aus Nichtmetalloxiden und Wasser, sowie Basen aus Metalloxiden und Wasser entstünden. J. von Liebig hingegen sah Säuren als Wasserstoff-Verbindungen, die sich durch Metalle in Salze überführen lassen. 1887 definierte S. Arrhenius Säuren als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Protonen (H+) und Basen als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Hydroxidionen (OH-) dissoziieren. Gibt man Säuren und Basen zusammen, neutralisieren sie sich unter Bildung von Wasser. Die Theorie war jedoch noch unzureichend, da Verbindungen ohne Sauerstoff nicht einbezogen wurden: auch Ammoniak neutralisiert eine Säure. J. N. Brønsted und T. Lowry beschrieben 1923 unabhängig voneinander die heute noch wichtigste Definition von Säuren und Basen. Sie bilden die Basis der unten erläuterten Erklärungen zur Säure. Eigenschaften von Säuren
Was sind Säuren?Ohne näher auf verschiedene Säure-Base-Konzepte einzugehen, soll hier als Einstieg eine mögliche und übliche Betrachtungsweise beschrieben werden. Im engen Zusammenhang mit Säuren stehen in der Regel und häufig ohne ausdrückliche Erwähnung die Anwesenheit und bestimmte Eigenschaften des Wassers. Reines Wasser unterliegt einer sogenannten Autoprotolyse. Hierbei entstehen aus dem Wasser in sehr kleinen und gleichen Mengen Oxoniumionen (H3O+) und Hydroxidionen (OH-): In dieser Reaktionsgleichung des Wassers zeigt sich die Eigenschaft einer Säure, nämlich die Fähigkeit der Bildung von H3O+-Ionen in Wasser. Gleichzeitig bilden sich OH--Ionen in Wasser. Eine der Eigenschaften, über die eine Base verfügen kann. Man bezeichnet jedoch Wasser weder als eine Base, noch als eine Säure und nennt ihr Verhalten neutral. Dies bezieht sich auf den pH-Wert, der die Konzentration der H3O+-Ionen in Wasser angibt. Reines Wasser hat den pH-Wert von 7, eine sehr kleine Konzentration. Diese Reaktion ist – wie alle in diesem Abschnitt beschriebenen Reaktionen – eine Gleichgewichtsreaktion: Die Bildung der Ionen, sowie deren Vereinigung zu Wasser findet ständig und mit gleicher Häufigkeit statt. Neutral heißt also nicht, dass nichts passiert. Als Säuren kann man chemische Verbindungen bezeichnen, die in einer bestimmten Wechselwirkung mit Wasser stehen können. Sie verfügen über Wasserstoffatome, die ionenähnlich (ionogen) gebunden sind. So reagiert reine Essigsäure (H3C-COOH) mit Wasser und bildet dabei weitere H3O+-Ionen. Tritt eine solche Reaktion auf, kann man eine Verbindung als Säure bezeichnen. Neben dem Oxoniumion entstehen auch das Acetat-Anion H3C-COO−: Essigsäure ist eine Carbonsäure und im Vergleich zu anorganischen Säuren wie Salzsäure eine eher schwache Säure. In wässriger Lösung liegen ein guter Teil der Moleküle undissoziiert als H3C-COOH vor. Auch hier stellt sich zügig ein Gleichgewicht ein. Die obige Reaktionsgleichung (2) lässt sich aus diesem Grund mit gleicher Berechtigung von rechts nach links lesen. Ein Acetat-Anion reagiert mit einem Oxoniumion zu Wasser und Essigsäure. In dieser Leserichtung findet eine basische Reaktion statt: Die Umsetzung von Hydroxoniumionen zu Wassermolekülen. Setzt man einer Essigsäurelösung in geeigneter Menge Acetat-Anionen, beispielsweise in Form des gut löslichen Natriumacetats zu, kann die saure Eigenschaft der Essigsäure vollständig durch die basische Eigenschaft des Acetat-Ions kompensiert werden. Die wässrige Lösung wird neutralisiert. Neutral heißt auch hier keineswegs, dass nichts in der Lösung passiert. Nur die Konzentration der H3O+-Ionen ist so gering wie in reinem Wasser. Ergänzend soll nun die basische Reaktion betrachtet werden, die auftritt, wenn Natriumacetat in reinem Wasser gelöst wird: Hier bilden sich Hydroxidionen (OH−). Fügt man dieser Acetatlösung eine geeignete Menge an wässriger Essigsäurelösung zu, wird die Lösung neutral. Es stellt sich zwischen H3O+ und OH− das Gleichgewicht (1) ein, das zu Anfang als Grundeigenschaft von Wasser vorgestellt wurde und als Gleichung (1a) andersherum dargestellt ist. Eine Säure kann man als chemische Verbindung auffassen, die über die Fähigkeit verfügt in wässriger Lösung H3O+-Ionen zu bilden oder OH−-Ionen zu Wassermolekülen zu überführen. Eine Base hingegen verfügt in wässriger Lösung über die Fähigkeit OH−-Ionen zu bilden oder H3O+ zu H2O zu überführen.Viele als Säure bezeichnete Substanzen sind von vornherein wässrige Lösungen und können nicht ohne Weiteres als chemische Verbindungen verstanden werden, die über ionogen gebundenes Wasserstoffatome verfügen. Salzsäure ist eine wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff (HCl) und gilt als eine starke Säure. In dieser Lösung liegt – vor jeder praktischen Verwendung der Säure – bereits das Gleichgewicht (4) vor, bei dem das Gleichgewicht fast vollständig auf der rechten Seite liegt. Das Chlorwasserstoff hat sein Potential eine Säure zu sein schon längst ausgespielt und es haben sich H3O+-Ionen gebildet. Die chemischen Auswirkungen, die durch eine praktische Anwendung der Salzsäure auftreten, sind auf Reaktionen der H3O+-Ionen zurückzuführen. Die Säure ist das H3O+-Ion. Das Maß für den Säuregehalt (Konzentration) ist hier der pH-Wert, während bei schwächeren Säuren, wie Essigsäure das Maß für die Säurestärke, der pKs-Wert im Vordergrund steht. Starke und schwache Säuren unterscheiden sich durch ihre Tendenz „gerne“ oder „weniger gerne“ H3O+-Ion in Wasser zu bilden. Im Abschnitt Säure-Base-Gleichgewicht werden diese Tendenzen näher beschrieben. Säure-Base-GleichgewichtBei der Protolyse nimmt ein Reaktionspartner (in der Regel Wasser), das von der Säure abgegebene Proton auf. Dies ist abzugrenzen von den Redoxreaktionen, bei denen Elektronenübergänge stattfinden. Die allgemeine Gleichgewichtsreaktion einer Säure HA in wässriger Lösung lautet: Die Säuren unterscheiden sich in ihrer Tendenz, H+-Ionen an Wasser zu übertragen. Diese wird als Säurestärke Ks bezeichnet und gibt die Gleichgewichtskonstante (Säurekonstante) der Säurereaktion an. Die Säurekonstante wird häufig in Form des pKs-Wertes angegeben, der als negativer dekadischer Logarithmus der Säurekonstante definiert ist. Säuren mit großem Ks-Wert (kleinem pKs-Wert) sind starke Säuren. Liegt ein pH-Wert einer Lösung, die eine Säure enthält zwei Einheiten unter dem pKs-Wert, werden nur noch ein Hundertstel der H3O+-Ionen gebildet. Mehrprotonige SäurenSäuren, die mehrere Protonen abspalten können, nennt man mehrprotonige Säuren. Schwefelsäure (H2SO4) ist eine zweiprotonige (auch diprotonige), Phosphorsäure (H3PO4) eine dreiprotonige (auch triprotonige) Säure. Das Bestreben der Abgabe der einzelnen Protonen (Protolyse) ist unterschiedlich groß und lässt sich durch die Säurekonstante (Ks) beschreiben. Für die einzelnen Protolyseschritte gilt im Allgemeinen: Ks(I) > Ks(II) > Ks(III) (bzw. pKs(I) < pKs(II) < pKs(III)). Für Phosphorsäure gilt: pKS-Werte wichtiger SäurenSäure-Base-Reaktionen ohne WasserAnalog zu den Säure-Base-Reaktionen die in wässrigen Lösungen und unter Beteiligung des Wassers ablaufen, existieren Reaktionen in anderen Medien. In wasserfreiem Ethanol findet mit Chlorwasserstoff eine Reaktion statt, bei dem Ethanol die Rolle einer Base übernimmt: In der Gasphase reagiert die Gase Ammoniak und Chlorwasserstoff unter Bildung des Salzes Ammoniumchlorid. In Säure-Base-Reaktionen können neben Wasser auch andere hinreichend polare Lösungsmittel als Reaktionspartner wirken. Ein gutes Beispiel ist die Autoprotolyse des flüssigen Ammoniaks: Beispiele für SäurenWichtige Säuren sind: Auch Salze mehrprotoniger Säuren können als Säuren wirken („saure Salze“), beispielsweise LiteraturHistorische Entwicklung der Säuren:
Siehe auchDieser Artikel basiert auf dem Artikel Säuren aus der freien Enzyklopädie Wikipedia und steht unter der GNU-Lizenz für freie Dokumentation. In der Wikipedia ist eine Liste der Autoren verfügbar. Wieso ist Salzsäure stärker als Essigsäure?Salzsäure ist eine starke Säure. Als starke Säure dissoziiert sie im Wasser vollständig zu Protonen und Säurerest-Ionen. Essigsäure ist eine schwache Säure und dissoziiert im Wasser nur unvollständig. Bei der Reaktion der Essigsäure mit Wasser bilden sich Oxoniumionen und sogenannte Acetat-Ionen.
Was ist stärker Salzsäure oder Essigsäure?Es gibt starke und schwache Säuren. Salzsäure ist eine starke Säure. Essigsäure ist eine weniger starke und Kohlensäure ist eine schwache Säure.
Warum hat Salzsäure einen niedrigen pHDer pH-Wert ist ein Maß für die Konzentration der Oxonium-Ionen in einer wässrigen Lösung. Je niedriger der pH-Wert, desto höher c(H3O+). Offensichtlich ist c(H3O+) in der Salzsäure recht groß, in der Phosphorsäure schon deutlich kleiner, und in der Essigsäure sehr klein.
Ist Essigsäure eine starke oder eine schwache Säure?Das bedeutet, dass die Essigsäure nur zu einem geringen Teil dissoziiert und in wässriger Lösung kaum Protonen vorliegen. Daher ist die Essigsäure eine schwache Säure.
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