Starke und schwache Säuren

Bei 0.100 M ist Salzsäure vollständig ionisiert und hat den pH-Wert 1.00. Essigsäure hat dagegen nur 1.3% ihrer Protonen abgegeben und liegt bei pH 2.87.

Salzsäure und Essig sind beide sauer, doch mit Salzsäure kocht niemand. Der Unterschied liegt nicht nur darin, wie viel Säure in der Flasche ist. Selbst bei gleicher Konzentration geben manche Säuren ihre Protonen fast vollständig ab, andere behalten die meisten. Chemiker nennen die erste Gruppe starke Säuren, die zweite schwache Säuren. Die Stärke beschreibt, wie weit eine Säure in Wasser ionisiert. Die Konzentration beschreibt, wie viel Säure gelöst ist. Das sind zwei verschiedene Begriffe. Eine verdünnte starke Säure kann weniger sauer sein als eine konzentrierte schwache.

Starke Säuren ionisieren vollständig

OpenStax nennt sechs häufige starke Säuren: Perchlorsäure HClO₄, Salzsäure HCl, Bromwasserstoffsäure HBr, Iodwasserstoffsäure HI, Salpetersäure HNO₃ und Schwefelsäure H₂SO₄. Bei einprotonigen starken Säuren wie HCl ist die Ionisation in verdünnter Lösung praktisch vollständig. Daher entspricht [H₃O⁺] ungefähr der Säurekonzentration. Schwefelsäure gibt ihr erstes Proton praktisch vollständig ab, aber ihre zweite Ionisation ist ein Gleichgewicht, das weiteres H₃O⁺ liefern kann. Eine 0.100-M-HCl-Lösung hat [H₃O⁺] = 0.100 M und pH 1.00, eine 0.0010-M-Lösung hat pH 3.00. Die sechs häufigen starken Basen sind die Hydroxide von Lithium, Natrium, Kalium, Calcium, Strontium und Barium. Sie setzen ihr OH⁻ vollständig frei.

Schwache Säuren und Ka

Die meisten Säuren sind schwach. Essigsäure, die Säure im Essig, stellt in Wasser ein Gleichgewicht ein: CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻. Ihre Stärke misst man mit der Säurekonstante Ka = [H₃O⁺][CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]. Für Essigsäure gilt Ka = 1.8 × 10⁻⁵, also pKa = 4.74. PubChem nennt einen gemessenen pKa-Wert von 4.76 bei 25 °C. Ameisensäure ist mit Ka = 1.8 × 10⁻⁴ etwa zehnmal stärker. Je größer Ka, desto stärker die Säure.

Um den pH-Wert einer schwachen Säure zu bestimmen, berechnet man das Gleichgewicht. Bei 0.100 M Essigsäure sei x die Konzentration des ionisierten Anteils in mol/L: x² / (0.100 − x) = 1.8 × 10⁻⁵. Da x klein ist, gilt näherungsweise x² ≈ 1.8 × 10⁻⁶ und x ≈ 1.3 × 10⁻³ M. Der pH-Wert beträgt 2.87 und der prozentuale Ionisierungsgrad (1.3 × 10⁻³ / 0.100) × 100 = 1.3%. Nur etwa eines von fünfundsiebzig Molekülen hat sein Proton abgegeben. Das Labor stellt dies als ein gespaltenes Molekül von hundert dar. Ohne die Näherung für kleines x ergibt die Gleichung pH 2.88. Das Labor nutzt diese exakte Lösung.

Verdünnen verändert den prozentualen Anteil

Verringere im Labor die Essigsäurekonzentration mit dem Schieberegler. Bei 0.010 M sind etwa 4.2% ionisiert, bei 0.0010 M etwa 12.5%. Ka bleibt gleich, doch der prozentuale Ionisierungsgrad steigt beim Verdünnen. Das Gleichgewicht verschiebt sich nämlich zur Seite mit mehr Teilchen. Eine starke Säure bleibt bei jeder Konzentration zu 100% ionisiert. Deshalb ist der prozentuale Ionisierungsgrad keine feste Stoffeigenschaft, Ka dagegen schon.

Für schwache Basen gilt dasselbe mit der Basenkonstante Kb. Ammoniak nimmt ein Proton von Wasser auf und bildet NH₄⁺ und OH⁻ mit Kb = 1.8 × 10⁻⁵. PubChem gibt für 0.1 N Ammoniak den pH-Wert 11.1 an, deutlich unter dem Wert 13 einer starken Base gleicher Konzentration.