Im Allgemeinen kann man sich Säuren als molekulare Verbindungen vorstellen, die mindestens einen Wasserstoff enthalten, der kovalent an ein elektronegativeres Atom gebunden ist. Betrachten wir als Beispiel die Verbindung Fluorwasserstoff (HF). Wie wir in Kapitel 7 besprochen haben, liegen die Elektronegativitäten von Wasserstoff und Fluor bei 2,1 bzw. 4,0, und die kovalente Wasserstoff-Fluorid-Bindung ist sehr stark polarisiert.
Wenn Fluorwasserstoff in Wasser gelöst wird, orientieren sich deshalb Wassermoleküle um HF herum, so dass die Wasserdipole mit der stark polarisierten H-F-Bindung wechselwirken und sie stabilisieren. Wichtig für diese Stabilisierung ist die Wasserstoffbindung, die sich zwischen dem Wasserstoff von HF und dem Sauerstoff eines benachbarten Wassers bildet. Diese Wasserstoffbrückenbindung stabilisiert nicht nur den HF-Moleküldipol, sondern schwächt auch die kovalente H-F-Bindung. Infolge dieser Schwächung streckt sich die H-F-Bindung (die Bindungslänge nimmt zu) und bricht dann vollständig. Der Wasserstoff, der an das Wassermolekül gebunden war, wird nun vollständig an den Sauerstoff gebunden und bildet die Spezies H3O+ (das Hydronium-Ion) und das Fluor liegt nun als Fluorid-Anion vor. Dies wird als Prozess der Säuredissoziation bezeichnet.
Die chemische Gleichung, die die Säuredissoziationsreaktion von HF beschreibt, ist in Gleichung 8.2a angegeben. Die Produkte der Reaktion, das Fluorid-Anion und das Hydronium-Ion, sind entgegengesetzt geladene Ionen, und es ist anzunehmen, dass sie sich gegenseitig anziehen werden. Wenn sie in Kontakt kommen, ist es auch vernünftig anzunehmen, dass der Prozess der Wasserstoffübertragung, den wir oben beschrieben haben, auch in umgekehrter Richtung stattfinden kann. Das heißt, H3O+ kann eine Wasserstoffbindung mit dem Fluoridion eingehen und der Wasserstoff kann zurück übertragen werden, um HF und Wasser zu bilden. Die chemische Gleichung, die diesen Prozess beschreibt, ist in Gleichung 8.2b dargestellt. In der Tat laufen diese beiden Reaktionen in Lösung gleichzeitig (und sehr schnell) ab. Wenn wir von einem Satz von Vorwärts- und Rückwärtsreaktionen sprechen, die zusammen auf einer sehr schnellen Zeitskala ablaufen, beschreiben wir den Satz von Reaktionen als ein Gleichgewicht und wir verwenden einen speziellen Doppelpfeil in der chemischen Reaktion, um dies zu zeigen (Gleichung 8.2c). Gleichung 8.2c kann die Gleichgewichtsdissoziation von HF in Wasser darstellen.
HF (aq) + H2O(l) → H3O+ (aq) + F- (aq) Gl. 8.2a
HF (aq) + H2O(l)←H3O+ (aq) + F- (aq) Gl. 8.2b
HF (aq) + H2O(l) ⇄ H3O+ (aq) + F- (aq) Gl. 8.2c
Für jedes Gleichgewicht kann eine Gleichgewichtskonstante geschrieben werden, die beschreibt, ob die Produkte oder die Reaktanten die vorherrschenden Spezies in der Lösung sein werden. Wir werden dies in Kapitel 10 ausführlich behandeln, aber nach dem Massenwirkungsgesetz ist die Gleichgewichtskonstante K für diese Reaktion einfach durch das Verhältnis der Aktivitäten der Produkte und Reaktanten gegeben. Um die Berechnungen zu vereinfachen, werden die Aktivitäten der gelösten Stoffe durch die Konzentration in Molaritätseinheiten angenähert. Beachten Sie, dass alle festen oder flüssigen Reaktanten oder Produkte oder Lösungsmittel (z. B. Wasser) als reine Substanzen betrachtet werden und daher eine Aktivität haben, die gleich 1 ist. Für die Ionisierung von HF
}{(1)}=\frac{}{}\]
Wenn Sie mit Säuren zu tun haben, wird die Gleichgewichtskonstante im Allgemeinen als Säuredissoziationskonstante bezeichnet und als Ka geschrieben. Je größer der Wert von Ka ist, desto größer ist das Ausmaß der Ionisation und desto höher ist die resultierende Konzentration des Hydronium-Ions. Da die Konzentration des Hydronium-Ions direkt mit der Säurestärke korreliert, werden Säuren mit einem großen Wert von Ka als starke Säuren bezeichnet. Wir werden „schwache Säuren“ in Kapitel 10 vorstellen, aber für den Moment ist es wichtig, sich daran zu erinnern, dass starke Säuren in Lösung praktisch zu 100% ionisiert sind. Das bedeutet nicht, dass die Rückreaktion nicht stattfindet, es bedeutet nur, dass sie viel günstiger ist und dass 99,9999999999% der Säure in ihrer ionisierten Form vorliegt. Da dies die Anzahl der signifikanten Zahlen übersteigt, mit denen wir normalerweise arbeiten, werden starke Säuren im Allgemeinen als 100 % ionisiert in Lösung beschrieben. Tabelle 8.1 listet die gängigen starken Säuren auf, die wir in diesem Text untersuchen werden.
Tabelle 8.1. Häufige starke Säuren
| HCl | Hydrochlorsäure |
| HNO3 | Salpetersäure |
| H2SO4 | Schwefelsäure |
| HBr | Wasserstoffsäure |
| HI | Hydroiodsäure Säure |
| HClO4 | Perchlorsäure Säure |
Beitrag
- ContribEEWikibooks
- Modifiziert von Tom Neils (Grand Rapids Community College)