Die Größe der Gleichgewichtskonstante für eine Ionisationsreaktion kann verwendet werden, um die relativen Stärken von Säuren und Basen zu bestimmen. Zum Beispiel lautet die allgemeine Gleichung für die Ionisation einer schwachen Säure in Wasser, wobei HA die Muttersäure und A- ihre konjugierte Base ist, wie folgt:

\

Die Gleichgewichtskonstante für diese Dissoziation ist wie folgt:

\}{} \label{16.5.2}\]

Die Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion ist die Säureionisationskonstante \(K_a\), die auch als Säureissoziationskonstante bezeichnet wird:

\}{} \label{16.5.3}\]

Somit sind die numerischen Werte von K und \( K_a\) unterscheiden sich durch die Konzentration von Wasser (55,3 M). Der Einfachheit halber kann \(H_3O^+\) in Gleichung \(\ref{16.5.3}\) als \(H^+\) geschrieben werden. Beachten Sie jedoch, dass freies \(H ^ +\) in wässrigen Lösungen nicht existiert und dass bei allen sauren Ionisationsreaktionen ein Proton auf \ (H_2O\) übertragen wird, um \ (H ^ 3O^+\) zu bilden. Je größer \(K_a\) ist, desto stärker ist die Säure und desto höher ist die \(H ^ +\) -Konzentration im Gleichgewicht. Wie alle Gleichgewichtskonstanten werden Säure-Base-Ionisationskonstanten tatsächlich in Bezug auf die Aktivitäten von \(H ^ + \) oder \ (OH ^ − \) gemessen, wodurch sie einheitenlos werden. Die Werte von \(K_a\) für eine Reihe gängiger Säuren sind in der Tabelle \(\pageIndex{1}\) angegeben.

Schwache Basen reagieren mit Wasser, um das Hydroxidion zu erzeugen, wie in der folgenden allgemeinen Gleichung gezeigt, wobei B die Elternbase und BH+ seine konjugierte Säure ist:

\

Die Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion ist die Basenionisationskonstante (Kb), auch Basenauflösungskonstante genannt:

\}{} \[{16.5.5}\]

Auch hier erscheint die Konzentration nicht im Ausdruck der Gleichgewichtskonstante.. Je größer \(K_b\) ist, desto stärker ist die Base und desto höher ist die \(OH ^ −\) -Konzentration im Gleichgewicht. Die Werte von \(K_b\) für eine Reihe gängiger schwacher Basen sind in der Tabelle \(\pageIndex{2}\) angegeben.

Es gibt eine einfache Beziehung zwischen der Größe von \(K_a\) für eine Säure und \(K_b\) für ihre konjugierte Base. Betrachten Sie zum Beispiel die Ionisation von Blausäure (\(HCN\)) in Wasser, um eine saure Lösung zu erzeugen, und die Reaktion von \(CN^ −\) mit Wasser, um eine basische Lösung zu erzeugen:

\

\

Der Gleichgewichtskonstante Ausdruck für die Ionisation von HCN ist wie folgt:

\}{} \}{16.5.8}\]

Der entsprechende Ausdruck für die Reaktion von Cyanid mit Wasser lautet wie folgt:

\}{} \({16.5.9}\]

Wenn wir die Gleichungen \(\ref{16.5.6}\) und \(\ref{16.5.7}\) addieren, erhalten wir Folgendes (denken Sie daran, dass die Gleichgewichtskonstante für die Summe zweier Reaktionen das Produkt der Gleichgewichtskonstanten für die einzelnen Reaktionen ist):

\\cancel{}/\cancel{}\]

\\cancel{}/\cancel{}\]

\\]

In diesem Fall ist die Summe der durch \(K_a\) und \(K_b\) beschriebenen Reaktionen die Gleichung für die Autoionisierung von Wasser, und das Produkt der beiden Gleichgewichtskonstanten ist \(K_w\):

\

Somit ist wenn wir entweder \(K_a\) für eine Säure oder \(K_b\) für ihre konjugierte Base kennen, können wir die andere Gleichgewichtskonstante für jedes konjugierte Säure–Base-Paar berechnen.

Genau wie bei \(pH\), \(pOH\) und pKw können wir negative Logarithmen verwenden, um exponentielle Notation beim Schreiben von Säure- und Basenionisationskonstanten zu vermeiden, indem wir \(pK_a\) wie folgt definieren:

\

\

und \(pK_b\) als

\

\

In ähnlicher Weise 16.5.10, das die Beziehung zwischen \(K_a\) und \(K_b\) ausdrückt, kann in logarithmischer Form wie folgt geschrieben werden:

\

Bei 25°C wird dies

\

Die Werte von \(pK_a\) und \(pK_b\) sind für mehrere gängige Säuren und Basen in Tabelle 16.5.1 und Tabelle 16.5 angegeben.2, und ein umfangreicherer Datensatz ist in den Tabellen E1 und E2 angegeben. Aufgrund der Verwendung negativer Logarithmen entsprechen kleinere Werte von \(pK_a\) größeren sauren Ionisationskonstanten und damit stärkeren Säuren. Zum Beispiel ist salpetrige Säure (\ (HNO_2\)) mit einem \ (pK_a \) von 3,25 etwa eine 1000-mal stärkere Säure als Blausäure (HCN) mit einem \ (pK_a\) von 9,21. Umgekehrt entsprechen kleinere Werte von \(pK_b\) größeren Basenionisationskonstanten und damit stärkeren Basen.

Die relativen Stärken einiger gängiger Säuren und ihrer konjugierten Basen sind in Abbildung 16.5 grafisch dargestellt. Die konjugierten Säure-Base-Paare werden in der Reihenfolge (von oben nach unten) zunehmender Säurestärke aufgelistet, was abnehmenden Werten von \(pK_a\) entspricht. Diese Reihenfolge entspricht abnehmender Stärke der konjugierten Base oder steigenden Werten von \(pK_b\). Unten links in Abbildung 16.5.2 sind die üblichen starken Säuren; oben rechts sind die häufigsten starken Basen. Beachten Sie die umgekehrte Beziehung zwischen der Stärke der Muttersäure und der Stärke der konjugierten Base. Somit ist die konjugierte Base einer starken Säure eine sehr schwache Base, und die konjugierte Base einer sehr schwachen Säure ist eine starke Base.

Wir können die relativen Stärken von Säuren und Basen verwenden, um die Richtung einer Säure–Base–Reaktion vorherzusagen, indem wir einer einzigen Regel folgen: Ein Säure–Base-Gleichgewicht begünstigt immer die Seite mit der schwächeren Säure und Base, wie durch diese Pfeile angezeigt:

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Bei einer Säure-Base-Reaktion reagiert das Proton immer mit der stärkeren Base.

Zum Beispiel ist Salzsäure eine starke Säure, die in verdünnter wässriger Lösung im Wesentlichen vollständig ionisiert, um \(H_3O ^ + \) und \(Cl ^ − \) zu erzeugen; nur vernachlässigbare Mengen von \(HCl \) -Molekülen bleiben undissoziiert. Daher liegt das Ionisationsgleichgewicht praktisch ganz rechts, wie durch einen einzelnen Pfeil dargestellt:

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Im Gegensatz dazu ist Essigsäure eine schwache Säure und Wasser eine schwache Base. Folglich enthalten wässrige Lösungen von Essigsäure hauptsächlich Essigsäuremoleküle im Gleichgewicht mit einer geringen Konzentration von \(H_3O ^ +\) und Acetationen, und das Ionisationsgleichgewicht liegt weit links, wie durch diese Pfeile dargestellt:

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In ähnlicher Weise ist bei der Reaktion von Ammoniak mit Wasser das Hydroxidion eine starke Base und Ammoniak eine schwache Base, während das Ammoniumion eine stärkere Säure als Wasser ist. Daher liegt dieses Gleichgewicht auch links:

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