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Stärke von Säuren und Basen

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Die Autor*innen
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André Otto
Stärke von Säuren und Basen
lernst du in der 11. Klasse - 12. Klasse - 13. Klasse

Grundlagen zum Thema Stärke von Säuren und Basen

In diesem Video wird dir die Stärke von Säuren und Basen beschrieben und erklärt. Dazu werden zuerst noch einmal die Säurekonstante Ks und die Basenkonstante Kb über das Massenwirkungsgesetz hergeleitet und erläutert. Ausgehend von diesen beiden Konstanten werden dann die pKs- und pKb-Werte berechnet und beschrieben. Im nächsten Schritt wird dann über das Ionenprodukt des Wassers ein Zusammenhang zwischen pKs- und pKb-Wert gezeigt und dieser dann anhand einer schematischen Reaktion einer Säure und ihrer konjugierten Base beschrieben. Am Ende des Video werden noch ein paar ausgewählte Säure-Basen-Paare vorgestellt mit ihren pKs-Werten. Wenn du mehr dazu erfahren willst, dann schaue dir das Video an.

Transkript Stärke von Säuren und Basen

Guten Tag und herzlich willkommen. Dieses Video heißt "Stärken von Säuren und Basen". Das Video gehört zur Reihe "Säuren und Basen". Als Vorkenntnisse solltet Ihr die Säure-Base-Definition nach Brönsted beherrschen und anwenden können. Ihr solltet auch gut vertraut sein mit dem Begriff der "konjugierten Säure-Base-Paare". Ziel des Videos ist es, Verständnis für die Säurekonstante, die Basenkonstante, den pKS-Wert, den pKB-Wert und den Zusammenhang mit den Stärken von Säuren und Basen zu entwickeln. Das Video ist in 4 Abschnitte unterteilt: 1. Säurekonstante und Basenkonstante 2. pKS-Wert und pKB-Wert 3. pKS-Wert und pKB-Wert hängen zusammen 4. pKS-Wert einiger Säure-Base-Paare

  1. Säurekonstante und Basenkonstante Betrachten wir zunächst die Dissoziation einer Säure HA in wässriger Lösung. Dann stehen die Teilchen HA der Säure mit den Wasserteilchen im Gleichgewicht mit den Hydronium-Ionen und den Anionen A-. Eine Base B soll in wässriger Lösung gegenüber Wasserteilchen als Elektronenakzeptor wirken. Dann stehen die Teilchen der Base B mit den Wasserteilchen im Gleichgewicht mit den protonierten Baseteilchen BH+ und den Hydroxid-Ionen OH-. Beide Gleichgewichtsreaktionen lassen sich durch das Massenwirkungsgesetz MWG beschreiben. Die Gleichgewichtskonstante ergibt sich jeweils als Quotient aus den Produkten der Konzentrationen der Reaktionsprodukte und der Edukte. Die reaktiven Teilchen, die Säure und die Base, liegen meist in verdünnter Form vor. Daher ist die Konzentration des Wassers gegenüber diesen Teilchen relativ hoch. In guter Näherung kann man die Konzentration des Wassers als konstant annehmen. Wir beziehen die konstante Konzentration des Wassers mit in die Gleichgewichtskonstante ein. Demzufolge können wir schreiben: KS ist gleich: Konzentration der Hydronium-Ionen mal Konzentration der negativ geladenen Ionen A-, dividiert durch die Konzentration der Säureteilchen HA. Die neue Gleichgewichtskonstante KS bezeichnet man als Säurekonstante. Genauso verfährt man bei der Base. Nur ist hier K mal Konzentration des Wassers gleich KB. KB ist somit: Konzentration von BH+ mal Konzentration von OH-, dividiert durch Konzentration von B. KB wird als Basenkonstante bezeichnet. Säurekonstante und Basenkonstante liefern jeweils Auskunft über die Stärken von Säuren und Basen. HCL, Salzsäure, hat eine Säurekonstante von 10 hoch 6. Es handelt sich somit um eine starke Säure. CH3COOH, Essigsäure, hat eine Säurekonstante von 10 hoch -5. Es handelt sich somit um eine schwache Säure. Guanidin hat eine Basenkonstante von 10. Es handelt sich somit um eine starke Base. Ammoniak, NH3, hat eine Basenkonstante von 10 hoch -5. Ammoniak ist eine schwache Base.

  2. pKS-Wert und pKB-Wert Bei Säurekonstanten und Basenkonstanten hat man es häufig mit sehr großen und sehr kleinen Zahlen zu tun. Um dieser Unbequemlichkeit aus dem Wege zu gehen, hat man 2 sehr wichtige Definitionen eingeführt. Man definiert: pKS=-lgKS sowie pKB=-lgKB. Es handelt sich um negative dekadische Logarithmen. Die Analogie zum PH-Wert ist offenkundig. Schauen wir uns nun die Werte für pKS einmal an. Für Salzsäure, HCL, erhält man entsprechend des Exponenten 6 und des negativen Vorzeichens einen Wert von -6. Entsprechend ergibt sich für CH3COOH, Essigsäure, ein pKS-Wert von 5. Kleine pKS-Werte wie -6 weisen auf eine starke Säure hin. Große, positive Werte hingegen, wie 5, zeigen an, dass es sich um eine schwache Säure handelt. Guanidin hat einen pKB-Wert von -1. Es ist somit eine starke Base. Entsprechend lässt sich nach den Logarithmen-Gesetzen der pKB-Wert für Ammoniak bestimmen. Er beträgt, das habt ihr sicher schon ermittelt, 5. Bei Ammoniak handelt es sich um eine schwache Base.

  3. pKS-Wert und pKB-Wert hängen zusammen Wir wollen den pKS-Wert und den pKB-Wert für ein konjugiertes Säure-Base-Paar betrachten. Beim konjugierten Säure-Base-Paar unterscheidet sich die Säure von der Base nur durch ein Proton. Also, HA steht im Gleichgewicht zu H+ plus A-. A- ist somit die konjugierte Base zur Säure HA. Somit müssen wir die rechte Seite der rechten unteren Gleichung umschreiben. Wir haben hier also BH+ zu ersetzen durch HA. Genauso ist B zu ersetzen durch A-.  Wir schreiben: KS mal KB ist gleich - und wir setzen auf der rechten Seite die rechten Seiten der beiden unteren Gleichungen ein. Die Konzentrationen von A- kürzen sich gegeneinander. Die Konzentrationen von HA kann man ebenfalls gegeneinander kürzen. Auf der rechten Seite bleibt stehen das Produkt der Konzentrationen der Hydronium-Ionen und der Hydroxid-Ionen. Wir logarithmieren beide Seiten der Gleichung. Links verwenden wir das Logarithmen-Gesetz für das Produkt und erhalten sofort lgKS+lgKB. Auf der rechten Seite setzen wir zunächst einfach den Logarithmus an: lg von H3O+ Konzentration mal OH- Konzentration. Das Produkt beider Konzentrationen ist, wie wir bereits wissen, genau das Ionenprodukt des Wasser, abgekürzt KW, also ist gleich lgKW=lg10 hoch -14. Somit ergibt sich auf der rechten Seite -14. Wir multiplizieren diesen Wert mit -1. Somit erhalten wir: -lgKS+(-lgKB)=14. Wir haben somit einen Zusammenhang zwischen pKS und pKB erhalten: pKS+pKB=14. In der obigen Gleichung erhalten wir: KS×KB=10 hoch -14, nämlich genau das Ionenprodukt des Wassers.  

  4. pKS-Werte einiger Säure-Base-Paare Ich erinnere, ist der pKS-Wert kleiner als 0, so handelt es sich um eine starke Säure. Ist der pKS-Wert erheblich größer als 0, handelt es sich um eine schwache Säure. Ich möchte nun einige pKS-Werte für starke, mittelstarke und auch schwache Säuren aufführen. Dafür möchte ich den Säurecharakter abschätzen, den pKS-Wert notieren, das konjugierte Säure-Base-Paar in Formeln aufschreiben und die entsprechenden Namen notieren. Zunächst beginnen wir mit den starken Säuren. Eine Säure hat einen pKS-Wert von -6. Es handelt sich um das Säure-Base-Paar HCL/CL-, um Chlorwasserstoff/Chlorid. Mit pKS von -3 ist die Säure immer noch stark. Es handelt sich um das Säure-Base-Paar H2SO4/HSO4-. Mit Namen sind das Schwefelsäure und Hydrogensulfat. Auch bei pKS von -1,7 haben wir es mit einer starken Säure zu tun. Das Säure-Base-Paar heißt H3O+ und H2O. Ihr wisst schon, welche Namen das sind. Das Hydronium-Ion und Wasser. Einen pKS-Wert von -1,3 hat HNO3. Das konjugierte Säure-Base-Paar lautet HNO3/NO3-. Die Namen lauten: Salpetersäure, Nitrat. Bei einer weiteren Erhöhung des pKS-Wertes bis auf 2, gelangen wir bereits zu den mittelstarken Säuren. Ich habe ein Beispiel ausgewählt, das Säure-Base-Paar H3PO4/H2PO4-. Mit Namen sind das Phosphorsäure und Dihydrogenphosphat. Wir kommen nun zu den schwachen Säuren. Der erste Vertreter hat einen pKS-Wert von 4,8. Das Säure-Base-Paar heißt CH3COOH/CH3COO-. Die Namen lauten: Essigsäure, Acetat. Ein pKS von 6,4 deutet darauf hin, dass die Säure noch schwächer ist. Das Säure-Base-Paar ist H2CO3/HCO3-. Die Namen lauten: Kohlensäure, Hydrogencarbonat. Hinter Kohlensäure habe ich "CO2" in Klammern gesetzt. Ich möchte darauf hinweisen, dass der Prozess nicht so einfach abläuft, wie bei den anderen Reaktionen. Noch schwächer ist die nächste Säure mit pKS von 7,1. Das Säure-Base-Paar ist H2S und HS-. Die entsprechenden Teilchen heißen: Schwefelwasserstoff und Hydrogensulfid. Wir sind nun bereits bei den sehr schwachen Säuren angelangt, darauf deutet ein pKS-Wert von 9,4 hin. Er gehört zum Säure-Base-Paar HCN/CN-. Dabei handelt es sich um die hochgiftige Blausäure und ihr Cyanid-Ion. Und schließlich kommen wir zu einer Verbindung, die wir gar nicht mehr als Säure bezeichnen, sie hat einem pKS-Wert von 15,7. Das Säure-Base-Paar ist H2O/OH-, also Wasser und das Hydroxid-Ion.

Für eine erste Übersicht sollte das reichen. Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute. Auf Wiedersehen.

10 Kommentare
10 Kommentare
  1. Hallo Marcus Bruck,
    da hast du völlig recht! Der Fehler wurde vermerkt und wird baldmöglichst korrigiert. Vielen Dank für den Hinweis!
    Liebe Grüße aus der Redaktion

    Von Tatjana Elbing, vor mehr als 3 Jahren
  2. Ich möchte auf einen Versprecher aufmerksam machen: Zeitpunkt 1:26: Nicht Elektronenakzeptor, sondern Protonenakzeptor

    Von Marcus Bruck, vor mehr als 3 Jahren
  3. Guten Morgen,
    vom pKs - Wert ist nicht abzusehen, da er die Säurestärke dokumentiert. Diese wird durch elektronegative Atome und durch Mesomerie (Elektronenverteilung) im Anion vergrößert,
    Eine umfassende und ausführliche Diskussion der pKs - Werte ist schwer und an dieser Stelle nicht möglich.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor etwa 8 Jahren
  4. hcl , hcooh , ch3cooh
    woran erkennt man was ist die stärkste säure von denen , wenn man vo, pks wert absieht

    Von Abd O., vor etwa 8 Jahren
  5. hallo,
    ich habe in einer aufgabe H3PO4 und KH2PO4 gegeben. das H3PO4 eine schwache säure ist kann ich aus der gegebenen tabelle und dem pks wert erkennen. aber woher weiß ich was KH2PO4 ist? eine schwache oder eine starke base? in der aufgabe sind keine K oder pK werte gegeben und in der tabelle steht es auch nicht.
    Liebe grüße

    Von Johanna Graebner, vor etwa 10 Jahren
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Stärke von Säuren und Basen Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Stärke von Säuren und Basen kannst du es wiederholen und üben.
  • Bestimme die Formeln zu folgenden Größen.

    Tipps

    Wasser - als Ampholyt - kann einen $pK_S$ von -1,74 oder einen $pK_B$ von 15,74 haben.

    Lösung

    a.) $K_W = K_S \cdot K_B$

    $K_W$ bezeichnet das Ionenprodukt des Wassers. Es wird auch Autoprotolyse des Wassers genannt, da der Zusammenhang aus der Herleitung der Autoprotolyse von Wasser stammt:

    • $H_2O + H_2O \rightleftarrows OH^- + {H_3O}^+$
    • $K = \frac {[OH^-] \cdot [{H_3O}^+]} {{[H_2O]}^2}$
    • $K_W = [OH^-] \cdot [{H_3O}^+] = K_S \cdot K_B = 10^{-14} \frac {mol^2} {l^2}$
    b.) $pK_S = - lg K_S$

    Der $pK_S$-Wert bzw. der Säurenexponent ist der negativ dekadische Logarithmus aus der Säurenkonstante. Dieser Wert dient zum Vergleich von Säuren- und Basenstärken.

    c.) $K_B = \frac {[HB^+] \cdot [OH^-]} {[B]}$

    Der Basenexponent lässt sich über das Massenwirkungsgesetz der Dissoziation dieser Base in Wasser herleiten:

    • $B + H_2O \rightleftarrows HB^+ + OH^-$
    • $K_c = \frac {[HB^+] \cdot [OH^-]} {[B] \cdot [H_2O]}$
    Da Wasser im großen Überschuss vorliegt, kann die Konzentration auf 1 gesetzt werden, damit ergibt sich die Basenstärke.

    d.) $ 14 = pK_S + pK_B$

    14 ist der Ionenexponent des Wassers und lässt sich auch berechnen über:

    • $pK_W = - lg K_W$
    Der Ionenexponent ist wie das Ionenprodukt des Wassers stark gekoppelt mit den Gleichungen zur Berechnung von pH-Werten:

    • $pH + pOH = 14 = pK_W$
  • Ermittle die Säurestärke zu folgenden Säuren.

    Tipps

    Salpetersäure hat einen $pK_B$-Wert von 15,3.

    Schwefelwasserstoff hat einen $pK_S$-Wert von 7,1.

    Lösung

    Die Einstufung der Säuren nach ihrer Stärke ist über den $pK_S$-Wert möglich:

    • starke Säure: $pK_S < -1,74$
    • mittelstarke Säure: $-1,74 < pK_S < 4$
    • schwache Säure: $4 < pK_S < 9$
    • sehr schwache Säure: $pK_S > 9$
    Damit ergibt sich für obige Beispiele die Reihenfolge:

    $\begin{array} {l|c|c} \text {Säurestärke} & pK_S & \text {Bsp.} \\ \hline \text {stark} & -6 & \text {Salzsäure} \\ & -1,3 & \text {Salpetersäure} \\ \hline \text {schwach} & 4,8 & \text {Essigsäure} \\ & 7,1 & \text {Schwefelwasserstoff} \\ \end{array}$

  • Erkenne die konjugierten Säure-Basen-Systeme.

    Tipps

    Eine Base ist ein Protonenakzeptor.

    Lösung

    Bei der Dissoziation einer Säure nimmt das Wasser ein Proton auf, d.h. es fungiert als Base:

    $\begin{array} {c|c|c} HCl & H_2O & \rightleftarrows~Cl^-~+~{H_3O}^+\\ \hline Säure~1 & Base~2 & \\ \end{array}$

    Diese Protonenabgabe der Säure bzw. die Protonenaufnahme der Base ist reversibel. Im Fall von Salzsäure reagiert nun das Chlorid-Ion als Base und das Hydronium-Ion als Säure:

    $\begin{array} {c|c|c} Cl^- & {H_3O}^+ & \rightleftarrows~HCl~+~H_2O\\ \hline Base~1 & Säure~2 & \\ \end{array}$

    Es stellt sich ein Gleichgewicht zwischen Hin- und Rückreaktion ein, wobei $HCl/ Cl^-$ und ${H_3O}^+/ H_2O$ konjugierte Säure Basen-Systeme sind:

    $\begin{array} {c|c|c|c|c} HCl & H_2O & \rightleftarrows & Cl^- & {H_3O}^+ \\ \hline Säure~1 & Base~2 & & Base~1 & Säure~2 \\ \end{array}$

  • Bestimme die Reaktionen, die stattfinden.

    Tipps

    Eine starke Säure setzt eine schwache Base frei und umgekehrt.

    Jeweils die stärkste Base versucht als Elektronendonor zu dienen, d.h. ein $H^+$ aufzunehmen.

    Lösung

    Bei folgenden Reaktionen ist wichtig, zu erkennen, welche Säure bzw. Base stärker ist. Denn immer die stärkste Säure gibt ihr Proton ab, bzw. immer die stärkste Base nimmt dieses Proton auf. Ich möchte dies am Beispiel der dritten Reaktion zu demonstrieren:

    ${HCO_3}^{-} + {NH_3} \rightleftarrows H_2CO_3 + {NH_2}^-$

    Der erste Blick geht auf die Tabelle der $pK_S$-Werte: Hydrogencarbonat zeigt einen $pK_S$-Wert von 10,4 und Ammoniak einen von 23 ($pK_B$ = 4,75). Damit ist das Hydrogencarbonat die stärkere Säure und wird das Proton abgeben und zu Carbonat-Ionen reagieren. Carbonat-Ionen haben einen $pK_B$-Wert von 3,6, d.h. sie gehören zu den starken Basen. Das zweite Reaktionsprodukt wäre das Ammonium-Ion. Mit einem $pK_S$-Wert von 9,25 ist es eine schwache Säure. Da der Ammoniak die schwächere Base als das Carbonat-Ion ist, aber das Ammonium-Ion die stärkere Säure als das Hydrogencarbonat-Ion ist, wird sich ein Gleichgewicht der Reaktion einstellen:

    • ${HCO_3}^- + NH_3 \rightleftarrows {CO_3}^{2-} + {NH_4}^+$
    Die restlichen Reaktionen werden nach gleichem Vorgehen korrigiert:

    • ${HPO_4}^{2-} + NH_3 \rightleftarrows {PO_4}^{3-} + {NH_4}^+$
    Bei der Reaktion vom Hydrogenphosphat-Ion mit Ammoniak bildet das Hydrogenphosphat-Ion wegen des kleineren $pK_S$-Wertes die stärkere Säure, die ihr Proton abgibt und zum Phosphat-Ion reagiert. Ammoniak nimmt als Base das Hydronium-Ion auf und wird zu Ammonium.

    • $HNO_3 + H_2SO_4 \rightleftarrows {H_2NO_3}^+ + {HSO_4}^-$
    Obige Reaktion zeigt die Bildung von Nitriersäure. Da Schwefelsäure die stärkere Säure bildet, ist sie dazu bestrebt, das Proton an die Salpetersäure abzugeben. Das Zwischenprdoukt ${H_2NO_3}^+$ zerfällt anschließend sofort in $H_2O$ und ${NO_2}^+$.

    Merke: Eine Säure und eine Base reagieren umso vollständiger miteinander, je stärker sie sind.

  • Gib die pK-Werte zu folgenden Säure- und Basenkonstanten an.

    Tipps

    $10^{-pK_S} = K_S$

    lg(4) = 0,6

    Lösung

    Der pK-Wert einer Säure oder Base ist definiert als der negativ dekadische Logarithmus der Säuren- oder Basenkonstante:

    • $pK_S = - lg K_S$
    • $pK_B = - lg K_B$
    Anders formuliert, lässt sich der $K_S$- oder $K_B$-Wert berechnen über:

    • $10^{-pK_s} = K_S$
    Es gelten dabei die Logarithmengesetzte, d.h.:

    • $ pK_S = -lg(x \cdot 10^{z}) = -[lg x + lg(10^{z})]$
    • $ pK_S = - lgx - z$
    Für den Fall: $K_S = 4,0 \cdot 10^{-10}$ gilt:

    • $pK_S = -lg 4 + 10 = 9,4$
  • Erkläre die Berechnung des pH-Wertes.

    Tipps

    Lösung

    Der pH-Wert ist ein Maß für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung. Das bedeutet, er ist ein Maß für die Protonenkonzentration. Der pOH-Wert hingegen ist ein Maß für die Hydroxid-Ionenkonzentration. Da der Ionenexponent von Wasser -14 ist, beträgt der Neutralpunkt 7, weil genau $10^{-7} \frac {mol} {l}$ an Hydroxid- und Hydronium-Ionen vorliegen.

    Der pH-Wert lässt sich über die Formel: $pH = -lg[c(H^+)]$ berechnen.

    Doch wann gilt diese Formel? Für starke Säuren, d.h. wenn $pK_S < 1,3$, lässt sich die Konzentration der Protonen gleich der Konzentration der Säure setzen. Denn diese Säuren dissoziieren vollständig in wässriger Lösung. Das bedeutet, dass die Säure komplett in ihre Ionen, das heißt Protonen (bzw. Hydronium-Ionen) und Säurerest-Ionen, zerfällt.

    • Für eine 0,001 M Salzsäure-Lösung gilt: $c(HCl) = c(H^+) = 0,001 \frac {mol} {l}$. Damit berechnet sich der pH-Wert über: $pH = -lg(0,001) =$ 3.
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