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Säuren und Basen
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Das Säurekonstante ist ein quantitativ Maß für die Stärke von a Acid im Lösung. Die Säurekonstante wird bezeichnet mit k_ein oder die niederländische Variante k_z.^[ein]k_ein ist ein Gleichgewichtskonstante für die Dissoziation (Aufteilung) von a Säure-Base-Reaktion. Die Säurekonstante beschreibt eine intrinsische Eigenschaft eines Säuremoleküls: Jede Säure hat ein einzigartiges k_ein-Wert. Dies steht im Gegensatz zu den pH, was angibt, was das H₃ÖKonzentration einer Lösung. Generell gilt:

Die chemischen Teilchen HZ, Z^– und H₃Ö sind in diesem Balance: ihre Konzentrationen (in Klammern angegeben) bleiben gleich, da Hin- und Rückreaktion mit gleicher Geschwindigkeit ablaufen. Die allgemeine Reaktionsgleichung einer Säuredissoziation lässt sich wie folgt darstellen:

Aus der Säurekonstante lassen sich Informationen über die Stärke ableiten und somit Reaktivität der Säure. Wenn der Wert von ${displaystyle K_{a}}$ groß ist, bedeutet dies, dass die Säure weitgehend dissoziiert ist, also sauer ist stark. Bei einem kleinen ${displaystyle K_{a}}$ wenn die Säure wenig dissoziiert ist, dann ist sie sauer schwach. In der Praxis ist es praktisch, die logarithmisch konstant pk_ein:

Je größer der Wert für pk_ein, desto weniger dissoziiert die Säure (bei einem bestimmten pH-Wert), desto schwächer ist die Säure. Das Pk_ein Wert gibt auch an, bei welchem ​​pH die Hälfte der Säuremoleküle sind huh-Ion aufgegeben hat: Wenn die pk_ein von a Acid ist bekannt, und die pH gemessen wurde, kann berechnet werden, welcher Anteil der Säuremoleküle H aufgegeben hat. Das Pk_ein und pH sind zwei unterschiedliche Werte, die nicht verwechselt werden sollten. Die obigen Formeln können umgeschrieben werden in Henderson-Hasselbalch-Gleichung (Pufferformel):

Diese Gleichung ermöglicht es uns, den pH-Wert einer Lösung einer bekannten Säure und ihrer konjugierten Base praktisch vorherzusagen.^[1]

Theoretischer Hintergrund

Die Säurekonstante ist ein variabler Wert, der sich aus dem Basiswert ergibt Thermodynamik von a Dissoziationsreaktion (Spaltungsreaktion); das Pk_ein-Wert ist direkt proportional zum Änderungsstandard freie Energie der Antwort. Der Wert des pk_ein Änderungen mit der Temperatur, die anhand der Prinzip von Le Chatelier: wenn die antwort endothermisch ist, dauert k_ein erhöht und erhöht pk_ein sinkt, wenn die Temperatur steigt; das Gegenteil gilt für a exotherm Reaktion.

Der Wert von pk_ein hängt in vielerlei Hinsicht von der molekularen Struktur der Säure ab. Pauling schlugen hierzu zwei Regeln vor: eine für aufeinanderfolgende pk_ein von polyprotischen Säuren und eine, um den pKa von Oxysäuren basierend auf der Anzahl der =O- und -OH-Gruppen vorherzusagen. Andere Faktoren, die den Wert einer Säurekonstante beeinflussen, beziehen sich auf induktive Stabilisierung, Mesomerie und der Grad der WasserstoffverbindungFormation.^[2]

Das pH einer Lösung kann vorhergesagt werden, wenn die analytische Konzentration und pk_ein-Werte aller vorhandenen Säuren und Basen sind bekannt; Umgekehrt ist es möglich, bei bekanntem pH-Wert die Gleichgewichtskonzentration der Säuren und Basen in Lösung zu berechnen. Solche Berechnungen finden in vielen verschiedenen Bereichen der Chemie, Biologie, Medizin und Geowissenschaften Anwendung.

Gleichgewichtskonstante

Eine Säurekonstante ist ein spezifisches Beispiel für a Gleichgewichtskonstante. Die Dissoziation von a monoprotische Säure (eine Säure mit einem H-ion ​​kann spenden), HZ, kann in wässriger Lösung geschrieben werden als: HZ_(wässrig) huh₂Ö_(l) H₃Ö_(wässrig) z⁻_(wässrig). Die thermodynamische Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion, ${displaystyle K^{ominus }}$, wird durch die folgende Gleichung definiert:^[3]

${displaystyle K^{ominus }={frac {{{ce {A^-}}}{{ce {H}}}}{{ce {{HA}}}}}}}$.

Variation von pk_ein (Essigsäure) mit unterschiedlichen Ionenstärken.

Hier steht {X} für das Aktivität des chemischen Teilchens X im Gleichgewicht. Die Konstante ${displaystyle K^{ominus }}$ ist dimensionslos weil Aktivität eine dimensionslose Variable ist. Die Aktivitäten der Spaltprodukte stehen hier im Zähler, die Aktivitäten der Reaktanten im Nenner. Da die Aktivität das Produkt aus Konzentration und Aktivitätskoeffizient ist (${Displaystil-Gamma }$), kann die Definition auch wie folgt dargestellt werden:

${displaystyle K^{ominus }={{frac {[{ce {A^-}}][{ce {H}}]}{{ce {[HA]}}}} imes Gamma },quad Gamma ={ frac {gamma _{{ce {A^-}}} gamma _{{ce {H}}}}{gamma _{{ce {HA}}} }}}$.

Hier ist [HA] die Konzentration von HA und . is ${Anzeigestil Gamma }$ der Quotient der Aktivitätskoeffizienten.

Um Komplikationen bei Aktivitäten zu vermeiden, werden nach Möglichkeit Säurekonstanten verwendet entschlossen. Dies geschieht in einem Medium mit einem hohen Ionenstärke, d. h. unter Bedingungen, unter denen ${Anzeigestil Gamma }$ ist fast immer konstant.^[3] Ein Beispiel für ein solches Medium ist eine Lösung von 0,1 M Natriumnitrat oder 3,0 M Kaliumperchlorat. Daraus lässt sich folgendes ableiten:

${displaystyle K_{mathrm {a} }={frac {K^{ominus }}{Gamma }}=mathrm {frac {[A^{-}][H^{ }]}{[HA]}} }$

${displaystyle pK_{{ce {a}}}=-log _{10}{frac {[{ce {A^-}}][{ce {H^}}]}{[{ce {HA}}] }}=log _{10}{frac {{ce {[HA]}}}{[{ce {A^-}}][{ce {H }}]}}}$.

Beachten Sie, dass sich alle Dissoziationskonstanten auf das spezifische ionische Medium beziehen, das bei ihrer Bestimmung verwendet wurde. Unter verschiedenen Bedingungen können unterschiedliche Werte erhalten werden. Wenn sich die veröffentlichten Säurekonstanten auf eine andere Ionenstärke als die für eine bestimmte Anwendung erforderliche beziehen, können sie angepasst werden durch spezifische Ionentheorie (SITZEN).^[4]

Siehe auch

• Bestimmung von Gleichgewichtskonstanten
• Chemisches Gleichgewicht
• Hammett-Säure-Funktion