Liste der gebräuchlichen starken und schwachen Säuren
Starke und schwache Säuren sind Schlüsselbegriffe in der Chemie. Starke Säuren dissoziieren vollständig in ihre Ionen in Wasser, während schwache Säuren unvollständig dissoziieren. Es gibt nur wenige starke Säuren, aber viele schwache Säuren.
Starke Säuren
Starke Säuren dissoziieren in Wasser vollständig in ihre Ionen und bilden pro Molekül ein oder mehrere Protonen oder Wasserstoffkationen. Mineralische oder anorganische Säuren sind in der Regel starke Säuren. Es gibt nur 7 häufige starke Säuren. Hier sind ihre Namen und Formeln:
- HCl – Salzsäure
- HNO3 – Salpetersäure
- H2SO4 – Schwefelsäure (Anmerkung: HSO4- ist eine schwache Säure)
- HBr – Bromwasserstoffsäure
- HI – Jodsäure
- HClO4 – Perchlorsäure
- HClO3 – Chlorsäure
Starke Säuredissoziation
Eine starke Säure in Wasser ionisiert vollständig, Wenn man also die Dissoziationsreaktion als chemische Reaktion schreibt, zeigt der Reaktionspfeil nach rechts:
- HCl → H+(aq) + Cl-(aq)
- HNO3 → H+(aq) + NO3(aq)-
- H2SO4 → 2H+(aq) + SO42-(aq)
Schwache Säuren
Während es nur wenige starke Säuren gibt, gibt es viele schwache Säuren. Schwache Säuren dissoziieren unvollständig in Wasser, so dass ein Gleichgewichtszustand entsteht, der die schwache Säure und ihre Ionen enthält. Ein Beispiel: Flusssäure (HF) gilt als schwache Säure, weil in wässriger Lösung neben H+- und F–Ionen auch etwas HF zurückbleibt. Es folgt eine unvollständige Liste der gebräuchlichen schwachen Säuren, geordnet vom stärksten zum schwächsten:
- HO2C2O2H – Oxalsäure
- H2SO3 – schweflige Säure
- HSO4 – – Hydrogensulfat-Ion
- H3PO4 – Phosphorsäure
- HNO2 – salpetrige Säure
- HF – Flusssäure Säure
- HCO2H – Methansäure
- C6H5COOH – Benzoesäure
- CH3COOH – Essigsäure
- HCOOH – Ameisensäure
Schwache Säure Dissoziation
Schwache Säuren dissoziieren unvollständig, Sie bilden einen Gleichgewichtszustand, der die schwache Säure und ihre Ionen enthält. Der Reaktionspfeil zeigt also in beide Richtungen. Ein Beispiel ist die Dissoziation von Ethansäure, die das Hydroniumkation und das Ethanoatanion bildet:
CH3COOH + H2O ⇆ H3O+ + CH3COO-
Säurestärke (starke vs. schwache Säuren)
Die Säurestärke ist ein Maß dafür, wie leicht die Säure ein Proton oder Wasserstoffkation verliert. Ein Mol einer starken Säure HA dissoziiert in Wasser, wobei ein Mol H+ und ein Mol der konjugierten Base A- der Säure entstehen. Im Gegensatz dazu liefert ein Mol einer schwachen Säure weniger als je ein Mol Wasserstoffkation und konjugierte Base, während ein Teil der ursprünglichen Säure übrig bleibt. Die beiden Faktoren, die bestimmen, wie leicht die Deprotonierung erfolgt, sind die Größe des Atoms und die Polarität der H-A-Bindung.
Im Allgemeinen kann man starke und schwache Säuren anhand der Gleichgewichtskonstante Ka oder pKa unterscheiden:
- Starke Säuren haben hohe Ka-Werte.
- Starke Säuren haben niedrige pKa-Werte.
- Schwache Säuren haben kleine Ka-Werte.
- Schwache Säuren haben große pKa-Werte.
Konzentriert vs. verdünnt
Die Begriffe stark und schwach sind nicht dasselbe wie konzentriert und verdünnt. Eine konzentrierte Säure enthält sehr wenig Wasser. Eine verdünnte Säure enthält einen großen Anteil an Wasser. Eine verdünnte Lösung von Schwefelsäure ist immer noch eine starke Säurelösung und kann eine Verätzung verursachen. Andererseits ist 12 M Essigsäure eine konzentrierte schwache Säure (und immer noch gefährlich). Wenn man Essigsäure ausreichend verdünnt, erhält man eine Konzentration, wie sie in Essig vorkommt, der unbedenklich zu trinken ist.
Stark vs. ätzend
Die meisten Säuren sind stark ätzend. Sie können andere Stoffe oxidieren und chemische Verbrennungen verursachen. Die Stärke einer Säure ist jedoch kein Indikator für ihre Ätzwirkung! Die Karboran-Supersäuren sind nicht ätzend und können sicher gehandhabt werden. Dagegen ist Flusssäure (eine schwache Säure) so ätzend, dass sie die Haut durchdringt und Knochen angreift.
Säuretypen
Die drei wichtigsten Säureklassen sind Brønsted-Lowry-Säuren, Arrhenius-Säuren und Lewis-Säuren:
- Brønsted-Lowry-Säuren: Brønsted-Lowry-Säuren geben Protonen ab. In wässriger Lösung bildet der Protonendonator das Hydroniumkation (H3O+). Die Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie erlaubt jedoch auch Säuren in anderen Lösungsmitteln als Wasser.
- Arrhenius-Säuren: Arrhenius-Säuren sind Wasserstoffspender. Arrhenius-Säuren dissoziieren in Wasser und geben ein Wasserstoffkation (H+) ab, um das Hydroniumkation (H3O+) zu bilden. Diese Säuren sind auch dadurch gekennzeichnet, dass sie Lackmus rot färben, einen sauren Geschmack haben und mit Metallen und Basen unter Bildung von Salzen reagieren.
- Lewis-Säuren: Lewis-Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren. Nach dieser Definition einer Säure nimmt die Spezies entweder sofort Elektronenpaare an oder sie gibt ein Wasserstoffkation oder Proton ab und nimmt dann ein Elektronenpaar an. Technisch gesehen muss eine Lewis-Säure eine kovalente Bindung mit einem Elektronenpaar eingehen. Nach dieser Definition sind Lewis-Säuren oft keine Arrhenius-Säuren oder Brønsted-Lowry-Säuren. HCl ist zum Beispiel keine Lewis-Säure.
Alle drei Säuredefinitionen haben ihre Berechtigung bei der Vorhersage chemischer Reaktionen und der Erklärung von Verhaltensweisen. Übliche Säuren sind Brønsted-Lowry- oder Arrhenius-Säuren. Lewis-Säuren (z. B. BF3) werden speziell als „Lewis-Säuren“ bezeichnet.