Schwache Säuren

Säurebegriff nach Arrhenius

Arrhenius war ein schwedischer Chemiker und einer der Ersten, der 1887 eine Säure-Base-Theorie aufgestellt hat.

Dabei ging Arrhenius davon aus, dass eine Säure nach wie vor ein Stoff sei, der sauer schmecke. In einer wässrigen Lösung dissoziiert, zerfällt dieser Stoff zu Wasserstoff-Ionen (H⁺), auch Protonen genannt. Nach der Definition von Arrhenius dissoziiert eine Säure bei Zugabe von Wasser in Wasserstoff-Ionen und Säurerest-Ionen.

Säurebegriff nach Brönsted

Auch der dänische Chemiker Johannes Brönsted und der Engländer Thomas Lowry entwickelten 1923 eine Theorie des Säure-Base-Begriffs. Demnach ist die Säure ein Stoff, der sowohl in wässrigen Lösungen als auch ohne die Zugabe von Wasser Protonen abgeben kann. Deshalb gilt eine Säure als Protonendonator.

Bei der Reaktion muss jedoch ein Stoff vorhanden sein, der das von der Säure abgegebene Proton wieder aufnimmt. Die Säure-Base-Reaktionen nach Brönsted sind Reaktionen zwischen Säuren und Basen mit einem Protonenübergang.

Basen bilden dabei den Stoff, der die gebildeten Protonen (H⁺) aufnimmt und wird daher auch als Protonenakzeptor bezeichnet. In wässrigen Lösungen bildet das Wassermolekül den Protonenakzeptor und ein Oxoniumion entsteht.

Schwache Säure – pH-Wert

Der pH-Wert gibt an, wie sauer oder alkalisch eine Lösung ist. Beim pH-Wert wird die Konzentration der Oxoniumionen in der Lösung gemessen. Je höher die Konzentration der Oxoniumionen in der Lösung ist, desto niedriger ist der pH-Wert und desto saurer die Lösung.

Der pH-Wert ist in eine Skala eingeteilt, die von 0 (sehr sauer) bis 14 (sehr alkalisch) reicht. Konzentrierte, schwache Säuren haben meist einen pH-Wert zwischen 3 und 6. Die Stoffmengenkonzentration der Oxoniumionen ist bei solch einem pH-Wert größer als die der Hydroxid-Ionen.

Schwache Säuren – Liste

Hier findest du eine Liste von einigen schwachen Säuren mit dem zugehörigem pK_S-Wert. Je größer der pK_S-Wert ist, desto geringer ist die Säurestärke und desto schwächer ist auch die Säure.

Schwache Säuren – Dissoziation

Im Wasser dissoziieren Säuren. Sie geben Protonen ab und es entstehen Säurerest-Ionen. Die Säurestärke ist dabei entscheidend, denn davon hängt ab, wie stark das Gleichgewicht der Dissoziation einer wässrigen Lösung auf Seiten der Produkte liegt. Das hat auch Auswirkungen auf den pH-Wert.

Während starke Säuren in Wasser vollständig zu ihren Ionen dissoziieren, zerfällt eine schwache Säure, wie Blausäure, nur in geringen Teilen zu Ionen. Grund dafür ist, dass eine schwache Säure zu einer starken Base reagiert.

Diese korrespondierende Base einer schwachen Säure kann ihre negative Ladung schlecht stabilisieren. Aus diesem Grund reagiert die korrespondierende Base schnell mit einem positiv geladenen Proton zurück zu der neutralen undissoziierten Säure. Diese Tendenz der korrespondierenden Base macht sie zu einer starken Base. Bei einer starken Säure ist die korrespondierende Base relativ schwach, sodass diese schwache Base kaum zurück reagiert. Die korrespondierende Base einer starken Säure kann ihre negative Ladung also gut stabilisieren.

Der Großteil der schwachen Säure bleibt unverändert bestehen. Somit zerfällt eine schwache Säure nur teilweise zu Ionen. Das Gleichgewicht einer schwachen Säure befindet sich also auf der linken Seite, also der Seite des Edukts.

Hauptunterschiede zu starken Säuren

Starke Säuren reagieren schneller mit Basen als schwache Säuren, wie Blausäure. Säuren mit einem pK_S-Wert unter 3,75 gelten als stark. Starke Säuren dissoziieren in Wasser vollständig. Dies ist bei einer schwachen Säure nicht der Fall, denn eine schwache Säure liegt nur teilweise dissoziiert vor.

Das erklärt auch, warum starke Säuren besser Strom leiten als schwache Säuren es können. Dadurch, dass sie im Gegensatz zu schwachen Säuren vollständig dissoziieren, befinden sich beim Lösen von starken Säuren deutlich mehr Ionen in der Lösung. Ionen sind als bewegliche Ladungsträger verantwortlich für die Leitfähigkeit einer Lösung.

Der pH-Wert einer schwachen Säure

Auch für schwache Säuren kannst du den pH-Wert berechnen. In diesem Abschnitt lernst du, wie der pH-Wert einer schwachen Säure, wie Essigsäure, berechnet wird.

Für die Berechnung des pH-Wertes benötigst du die Säurekonstante K_S bzw. den pK_S-Wert, welcher dir Auskunft über die Säurestärke gibt. Je größer der pK_S-Wert, desto geringer ist die Säurestärke und desto schwächer ist die Säure. Damit du den pH-Wert berechnen kannst, gibt es eine allgemeine Formel zur Berechnung des pH-Werts.

pH-Wert schwacher Säuren berechnen

Eine schwache Säure erkennst du anhand des Gleichgewichts bei einer Säure-Base Reaktion. Nur wenige Anteile der schwachen Säure geben das Proton an das Wasser ab. Bei der Protolyse ändert sich die Konzentration der schwachen Säure HA fast nicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich bei der Reaktion mit Wasser fast vollständig auf die Seite des Edukts.

Das Massenwirkungsgesetz hilft dir dabei, den pH-Wert von schwachen Säuren zu berechnen. Dazu werden wir die Formel zur Berechnung des pH-Werts im folgenden Abschnitt aus dem Massenwirkungsgesetz herleiten.

$K=\frac{\left(c\right({H_{3}O}^{+})\times c(A^{-}\left)\right)}{\left(c\right(HA)\times c(H_{2}O\left)\right)}$

Bei der Reaktion liegt Wasser in einer hohen Konzentration vor, weshalb die Konzentration des Wassers als nahezu konstant angesehen werden kann. Aufgrund dessen wird die Konzentration von Wasser mit in die Gleichgewichtskonstante K mit einbezogen und als Säurekonstante K_S definiert.

$K_S=\frac{\left(c\right({H_{3}O}^{+})\times c(A^{-}\left)\right)}{c\left(HA\right)}$

Die Konzentration der reagierenden Oxoniumionen und die Konzentration der deprotonierten schwachen Säure stimmen überein, da bei der Reaktion sowohl ein Oxonium-Teilchen als auch ein Teilchen der deprotonierten schwachen Säure entsteht.

$K_S=\frac{c^2\left(H_3{O}^{+}\right)}{c\left(HA\right)}$

Nun stellst du die Formel nach der Konzentration der Oxoniumionen um.

$c^2\left(H_3{O}^{+}\right)=c\left(HA\right)\times K_S$

$c\left(H_3{O}^{+}\right)=\sqrt{c\left(HA\right)\times K_S}=(c{\left(HA\right)\times K_S)}^{0,5}$

Im letzten Schritt wird der negative dekadische Logarithmus angewendet und die erhaltenen Ausdrücke durch den pH-Wert und den pK_S-Wert ersetzt. Dadurch ergibt sich folgende Gleichung für die Berechnung des pH-Werts einer schwachen Säure.

$pH=\frac{1}{2}({pK}_S-\log (c\left(HA\right)\left)\right)$

Somit nimmt man an, dass die Restkonzentration der schwachen Säure HA der Konzentration vom Anfang entspricht, da das chemische Gleichgewicht auf Seiten der Edukte liegt. Mit dieser Formel zur Berechnung des pH-Werts kannst du beispielsweise den pH-Wert einer Lösung mit Essigsäure oder Phosphorsäure berechnen.