Es ist wichtig, starke Säuren von schwachen unterscheiden zu können, sowohl für akademische Zwecke als auch wenn wir sie im Labor verwenden. Starke Säuren sind sehr selten, daher ist eine der einfachsten Möglichkeiten, sie von schwachen zu unterscheiden, sich zu merken, was sie sind. Jede andere nicht aufgeführte Säure ist eine schwache Säure.
Hauptaspekte von starken Säuren und schwachen Säuren
- Starke Säuren dissoziieren in wässrigen Lösungen vollständig, sodass alle ihre Moleküle mindestens ein Proton (H + ) verlieren, das mit dem Wassermolekül ein Hydroniumion (H 3 O + ) bildet, während schwache Säuren nur teilweise dissoziieren.
- Die starken Säuren sind sehr wenige, es gibt nur sieben starke anorganische Säuren, um sie also leicht von den schwachen zu unterscheiden, können sie auswendig gelernt werden; Wenn es nicht aufgeführt ist, handelt es sich um eine schwache Säure.
- Starke Säuren sind Salzsäure (HCl), Salpetersäure (HNO3 ) , Schwefelsäure (H2SO4 ) , Bromwasserstoffsäure ( HBr ) , Jodwasserstoffsäure (HI), Perchlorsäure ( HClO4 ) und Chlorsäure (HClO 3 ).
- Die einzige schwache Säure, die aus der Reaktion eines Halogenelements entsteht, ist Flusssäure (HF). Obwohl Flusssäure technisch gesehen eine schwache Säure ist, ist sie stark ätzend.
starke Säuren
Starke Säuren dissoziieren in wässrigen Lösungen vollständig, wobei jedes Molekül mindestens ein Proton (H + -Kation ) freisetzt, das mit dem Wassermolekül ein Hydroniumion (H 3 O + ) bildet. Die häufigsten anorganischen starken Säuren sind sieben.
- Salzsäure (HCl)
- Salpetersäure (HNO 3 )
- Schwefelsäure (H 2 SO 4 )
- Bromwasserstoffsäure (HBr)
- Jodwasserstoffsäure (HI)
- Perchlorsäure (HClO 4 )
- Chlorsäure (HClO 3 )
Die folgenden Beispiele sind typische Ionisationsreaktionen starker Säuren in wässrigen Lösungen.
HCl → H + + Cl –
HNO 3 → H + + NO 3 –
H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 –
Es muss klargestellt werden, dass bei diesen Reaktionen die Wasserstoffionen eine positive Ladung haben, es sich um Kationen handelt und dass die Reaktionsrichtung nur in Richtung der Produkte verläuft, was darauf hindeutet, dass alle Reaktantenmoleküle dissoziieren.
schwache Säuren
Schwache Säuren dissoziieren in wässrigen Lösungen nicht vollständig; das heißt, eine bestimmte Anzahl von Reaktantenmolekülen bleibt in ihrer ursprünglichen Zusammensetzung. Dies ist der Fall bei Flusssäure (HF). Es gibt viel mehr schwache Säuren als starke. Die meisten organischen Säuren sind schwach, mit wenigen Ausnahmen wie p-Toluolsulfonsäure, die ziemlich viel, aber nicht vollständig dissoziiert. Einige schwache Säuren sind unten in der Reihenfolge abnehmender Säure aufgeführt.
- HO 2 C 2 O 2 H – Oxalsäure
- H 2 SO 3 – schweflige Säure
- HSO 4 – – Hydrogensulfation
- H 3 PO 4 – Phosphorsäure
- HNO 2 – salpetrige Säure
- HF – Flusssäure
- HCO 2 H – Methansäure
- C 6 H 5 COOH – Benzoesäure
- CH 3 COOH – Essigsäure
- HCOOH – Ameisensäure
Ein Beispiel für eine Ionisationsreaktion einer schwachen Säure ist Essigsäure, die Hydroniumkationen und Acetatanionen erzeugt.
CH 3 COOH + H 2 O ⇆ H 3 O + + CH 3 COO –
Bemerkenswert ist, dass hier im Gegensatz zu starken Säuren die Reaktion in beide Richtungen abläuft, wie durch den Doppelpfeil angedeutet. Da die Rückreaktion wahrscheinlicher ist, dissoziieren in diesem Fall nur etwa 1 % der Essigsäuremoleküle, während der Rest in seiner ursprünglichen Zusammensetzung verbleibt.
Wie man zwischen starken Säuren und schwachen Säuren unterscheidet
Der Wert der Gleichgewichtskonstante der Dissoziationsreaktion zeigt an, ob eine Säure stark oder schwach ist . Das heißt, die Säuredissoziationskonstante K a ist die Gleichgewichtskonstante der Säuredissoziationsreaktion in einem wässrigen Medium (es wird auch der logarithmische Parameter verwendet, pK a = –logK a ). Der Wert von K a ist für starke Säuren groß (und der von pK a ist klein); in schwachen Säuren ist der Wert von K a klein (und der von pK a groß).
Stark oder schwach im Vergleich zu konzentriert oder verdünnt
Es muss darauf geachtet werden, die Begriffe stark und schwach nicht mit konzentriert und verdünnt zu verwechseln. Eine konzentrierte Säure hat eine große Säuremenge in der wässrigen Lösung; ein verdünntes hat wenig Säure. Wenn Sie beispielsweise 12 M Essigsäure (12 Mol pro Liter Konzentration) einer Säure haben, haben Sie eine starke Lösung, aber die Säure ist immer noch schwach. Eine 0,0005 M Salzsäurelösung (0,0005 Mol pro Liter Konzentration) ist eine verdünnte Lösung, aber die Säure ist immer noch stark.
Unterschied zwischen stark und ätzend
Es ist möglich, verdünnte Essigsäure zu trinken (was eigentlich Essig ist), aber das Trinken der gleichen Konzentration an Schwefelsäure würde eine enorme Verätzung hervorrufen. Der Begriff ätzend (in diesem Fall ist es Schwefelsäure) bezieht sich auf die Schäden, die die Säure in dem Material verursacht, mit dem sie in Kontakt kommt, während Stärke oder Schwäche ein Merkmal der Säure ist. Obwohl Säuren oft ätzend sind, sind einige Carborane sehr starke Säuren, viel stärker als Schwefelsäure, können aber in der Hand gehalten werden, ohne die Haut zu schädigen, während Flusssäure, selbst eine schwache Säure, bei minimalem Kontakt Gewebe zerstören würde .
Quellen
- Housecroft, CE Anorganische Chemie . (zweite Ausgabe) Prentice Hall. Sharpe, AG (2004). ISBN 978-0-13-039913-7.
- Porterfield, William W. Anorganische Chemie. (1984). Addison-Wesley. ISBN 0-201-05660-7.
- Trummal, A., Lipping, L., et al. Acidität starker Säuren in Wasser und Dimethylsulfoxid . J. Phys. Chem. A. 120(20) (2016) 3663–3669. doi:10.1021/acs.jpca.6b02253
