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Im Zusammenhang Säure, Säurekonstante ist erst einmal wäre die Frage zu klären, welche Säure - Base - Definition zur Anwendung kommen soll. Zwar redet man in Lehrveranstaltungen mit wissenschaftlichem Anspruch häufig so . als gäbe es die Definition nach ARRHENIUS gar nicht mehr, nur hält sich kaum jemand konsequent an die Definition von BRÖNSTED. So gibt es z.B. nach Brönsted keine mehrwertigen Säuren. Denn der Begriff Säure bezieht sich bei BRÖNSTED nicht auf einen Stoff, sondern auf ein Teilchen, genauer Gesagt auf ein Molekül oder Ion .So ist das Molekül H2SO4 eine Säure, die Protolyse des Hydrogensulfat - Ions aber ist nicht etwa die zweite Stufe der Protolyse des Schwefelsäuremoleküls , sondern die Protolyse des Hydrogensulfations, da dieses nach BRÖNSTED selbst eine Säure ist, wenn es denn unter Protonenabgabe reagiert. Was aber nicht notwendigerweise der Fall ist. Denn mit Lösungen Lösungen niedriger pH - Werte reagiert es als Base , indem es nämlich unter Aufnahme eines Protons zu H2SO4 reagiert. Die diesbezügliche Grenze liegt bei

pH = 0,5 [pKs(H2SO4) + pKs (Hydrogensulfat)] ,

in diesem fall also bei etwa 0,5 ( - 3 + 2 ) = - 0,5. Was aber nicht unbedingt zum Präsenzwissen gehört . Was sich jedoch als nützlich erweisen bei Fragen, ob ein Hydrogensalz beim Lösen in Wasser als Säure oder Base reagiert. Entsprechendes gilt analog für alle "zweiwertigen" Säuren".

Im Übrigen ist zu unterscheiden zwischen der auf Konzentrationen bezogenen Gleichgewichtskonstante Kc und der thermodynamischen, auf Aktivitäten bezogenen Gleichgewichts konstante K = Ka :
\[ K_a \ = \ \frac {a(H_3O^+) \ \cdot \ a(A^-) }{ a(HA) \ \cdot\ a(H_2O) }\] . Da die Aktivitäten kondensierter Phasen für die Reinstoffe mit a(X) := 1 definiert sind und das MWG ohnehin nur für stark verdünnte Lösungen gültig ist, kann man die Aktivität des Wassers näherungsweise a(H2O) = 1 setzen. Somit folgt Ka = Ks, Wobei anzumerken ist, dass auch Ks streng genommen auf Aktivitäten bezogen ist.
Da man jedoch in der Lehre meist mit Kc arbeitet, muss man hier so verfahren, dass man feststellt, dass die Konzentration des reinen Wassers mit
\[ c(H_2O) \ = \ \frac {\rho(H_2O) }{ M(H_2O)} \]\[ c(H_2O) \ = \ \frac {1000 }{ 18} \ \cdot \ \frac { mol}{L}\] während einer Protolysereaktion nahezu unverändert bleibt und somit als quasi Konstante mit der Gleichgewichtskonstanten Kc zu einer neuen Geichgewichtskonstanten Ks = Kc * c(H2O) zusammengefasst werden kann :
\[ K_c \ = \ \frac {c(H_3O^+) \ \cdot \ c(A^-) }{ c(HA) \ \cdot\ c(H_2O) }\]
\[ K_S \ = \ K_c \ \cdot \ c(H_2O) \ = \ \frac {c(H_3O^+) \ \cdot \ c(A^-) }{ c(HA) }\]


Gruß FKS

Zitat von »Harve«

Wenn die stöchiometrischen Koeffizienten bei der Reaktionsgleichung
ungleich 1 wären, müsste man sie als Potenzen berücksichtigen,

Oder gibt es solch Reaktionsgleichungen nicht?

Diese Frage kommt mir mal wieder etwas seltsam daher. Wenn man weiß, dass die stöchiometrischen Koeffizienten einer bestimmten Reaktionsgleichung in der dieser Reaktionsgleichung entsprechenden Massenwirkungsbeziehung als Exponenten auftreten, dann kann es doch keine Frage sein, dass dies auch bei Säure - Base Reaktionen und die diesen entsprechenden Massenwirkugsbeziehungen so sein muss.

Unbeschadet dessen aber bleibt, dass bei der Protolyse einer einwertigen Säure der Form

HA + H2O <-> H3O°+ + A^-

alle Koefizienten gleich "1 " sind. Und da es nun mal nach Brönsted nur "einwertige Säuren" gibt, kann der Fall dort nicht auftreten. Anderseits ist aber auch niemand gehindert die beiden folgenden Reaktionsgleichungen

\[H_2A \ + \ H_2O \ <-> \ H_3O^+ \ + \ HA^-\] \[HA^- \ + \ H_2O \ <-> \ H_3O^+ + A^{2}- \] zu einer Reaktionsgleichung zusammenzufassen \[H_2A + 2 \ H_2O \ <-> \ 2 \ H_3O^+ \ + \ A^{2-}]\]

und die Massenwirkungsbeziehungen dem entsprechend auch : \[ K_S(H_2A) \ = \ \frac { c(H_3O^+) \ \cdot \ c(HA^-)}{c(H_2A)}\] \[ K_S(HA^-) \ = \ \frac { c(H_3O^+) \ \cdot \ c(A^{2-})}{c(HA^-)}\]\[ K_S(H_2A) \ \cdot \ K_S(HA^-) \ = \ \frac { c^2(H_3O^+) \ \cdot \ c(A^{2-})}{c(H_2A)}\]

Gruß FKS

Zitat von »Harve«

Lewis Konzept aus dem Mortimer:

Nach Lewis verfügt ein Teilchen (Molekül oder Ion) einer Base ein einsames Elektronenpaar, mit dem eine kovalente Bindung zu einem anderen Atom, Molekül oder Ion geknüpft werden kann.
Ein Teilchen einer Säure kann sich an das Elektronenpaar eines Basen-Teilchens unter Bildung
einer kovalenten Bindung zwischen Säure- und Base-Teilchen ( anlagern ? ), wobei das Elektronenpaar
für die Bindung jeweils von der Base zur Verfügung gestellt wird.

Der Mortimer betont die Bildung einer kovalenten Bindung.
Obwohl FKS ja gezeigt hat, dass H-Cl auch als H+ Cl- geschrieben werden kann.

Ehrlich gesagt erkenne ich das Problem nicht. Zum einen muss man unterscheiden zwischen unpolaren und polaren kovalenten Bindungen. Bei den unpolaren Bindungen sind die an der Bindung beteiligten Elektronen so verteilt , dass kein permanenter Dipol entsteht. Wärhrend bei der polaren Bindung die Elektronen mit dem grad der polarität zunehmend in Richtung des stärker elektronen ziehenden Bindungspartners verschoben sind, somit also ein dipol entsteht , der am Beispiel von HF wie folgt dargestellt werden kann.

\[^{\delta +}H - F \ ^{\delta -} \]

Man kann dies so interpretieren, dass die kovalente Bindung einen partiell ionischen Charakter hat und diese Sicht in Form von Grenzformeln zum Ausdruck bringen, wie ich das an anderer Stelle für HCl getan habe und nun hier für das Beispiel des HF wiederhole:

\[H^+ \ F^- \ <-> \ H - F \] Wobei den Grenzformeln keine Realtität zukommt. die Bindungselektronen des Moleküls also nicht etwa hin und her oszillieren und die Bindung auch nicht mal rein ionisch dann wieder rein kovalent ist , sondern nur eben die Elektronen zwischen den Bindungspartnern ungleich und zwar zu Gunsten des Partners mit der größeren Elektronegativität verschoben sind, so dass der elektronegativere Partner eine negative und der weniger elekronegative Patner eine positive Teilladung trägt .

Gruß FKS

Zitat von »Harve«

Aber bei der Reaktionsgl.: HCl + NaOH -> H2O + NaCl wäre HCl und NaCl kein korrespondierendes Säure-Base Paar, weil NaCl ist doch wohl eindeutig eine Ionenbindung.

Das bringt mich zu der Folgefrage: Sind alle durch Neutralisation entstandenen Salze, falls welche entstehen, starke Elektrolyte?

HCl ist eine BRÖNSTED - Säure, NaOH ist keine BRÖNSTED - Base. Base nach BRÖNSTED ist das Hydroxidion, nicht aber der Stoff NaOH. Also sind HCl und überhaupt kein Säure - Base Paar und schon gar nicht ein korrespondierendes Säure Basepaar. Denn eine solches liegt nur dann vor wenn die Base aus der säure durch Abgabe eines Protons entsteht. So sind HCl/Cl- ein korrespondierendes Säure Base- Paar, nicht aber z.B. HCl / OH- .

Zur Base OH- ist H2O die Korrespondierende Säure. Da aber H2O auch als Base regieren kann , ist die das H3O+ Ion die Korrespondierende Säure zur Base H2O.

Zitat

Obwohl man ja argumentieren könnte, dass Na und Cl als Ionen gelöst sind.

Aus welchem Grund das vorstehend Zitierte wozu? ein Argument sein soll, erschließt sich mir nicht .

Zitat

Das bringt mich zu der Folgefrage: Sind alle durch Neutralisation entstandenen Salze, falls welche entstehen, starke Elektrolyte?

In der Tendenz richtig gedacht , aber dennoch nicht ganz richtig. Wenn Säure und Base sehr schwach sind, dann reagieren sie auch merklich unvolltändig bis hin zu "so gut wie gar nicht" , so dass man sagen könnte , dass ein Salz, das keinen starken Elektrolyten darstellt sich bei einer "Neutralisation" sich gar nicht erst bildet.
Aber ein hinreichend schwerlösliches Salz bildet sich auch dann , wenn der Reaktionsgrad der "Neutralisationsreakltion" klein ist.

Wobei die Begriffsverbindung "Salzbildung durch Neutraisation nicht zu Brönsted passt, Weil ja z.B. NaOH keine BRÖNSTED - Base ist und die Neutralisationsreaktion sich bei Brönsted auf H3O^+ OH^- -> 2 H2O reduziert. Wo bitte ist da das Salz ?

Gruß FKS

Reaktionsgleichung:
NH3 + H2O -> NH4+ + OH-
Die Gleichgewichtskonstante dieses Gleichgewichtes unter Einbeziehung der Wasserkonzentration ist pKb = 14 - pKs = 4,75 und damit ist Kb = 10^(-4,75)
Bezeichnet man nun c(NH4+) = c(OH-) = x
und c(NH3) im Gleichgewicht mit dem gegebenen Zahlenwert von 0,1mol/l
als (0,1 - x) ,so erhält man die Gleichung: \[K_b={x^2\over c_0\ -x}\]
mit der Lösung: c(OH-) = 0,004208
woraus sich ergibt: p(OH) = 2,38 , und damit pH = 14 - p(OH) = 11,6

Zitat von »Harve«

Heißt das, dass verschiedene schwachen Basen die Autoprotolyse des Wassers beeinflussen.
Die Zahlenwerte für die errechneten Protonenkonzentrationen werden ja nicht immer für alle schwachen Basen die selbe sein.

Möglicher Weise könnte man das so sehen. Wäre aber mMn zumindest umständlicher als die übliche Alternative, dass es sich bei der Protolyse einer Säure oder Base um eine eigenständige Reaktion handelt .

Autoprotolyse : Wassermoleküle reagieren in einer Gleichgewichtsreaktion miteinander, wobei das H+ aufnehmende Molekül als Base und das H+ abgebende Molekül als Säure reagiert
\[ H_2O \ + \ H_2O \ <-> \ H_3O^+ \ + \ OH^-\]

Protolyse einer Base z.B.NH3 : Ein Ammoniakmolekül reagiert mit einem Wassermolekül und zwar als Base, indem es ein Proton von dem als Säure reagierenden Wassermolekül aufnimmmt.
\[ H_2O \ + \ NH_3 \ <-> \ OH^- \ + \ NH_4^+ \]

Gruß FKS