Stärke von Säuren
Wir haben gelernt, dass nach Arrhenius Säuren Stoffe sind, die mit Hilfe von Wasser in Wasserstoff-Ionen (Protonen) und Säurerest-Ionen dissoziieren. Doch nicht alle Säuren dissoziieren vollständig.
Salzsäure ist eine starke Säure, da alle Chlorwasserstoff-Moleküle im Wasser vollständig dissoziieren und daher die Konzentration an Wasserstoff-Ionen größt möglich ist:
HCl(g)→ H+(aq) + Cl-(aq)
Bei Essigsäure ist das anders. Weniger als 1% der Essigsäure-Moleküle dissoziieren im Wasser. Auch bilden sich aus den wenigen entstandenen Ionen wieder Essigsäure-Moleküle zurück. Es stellt sich ein Gleichgewicht ein, das ganz stark auf der linken Seite, auf der Seite der Moleküle liegt. Ein solches Gleichgewicht wird durch ein Gleichgewichtspfeil verdeutlicht:
CH3COOH 
CH3COO-(aq) + H+(aq)
Um es noch besser auszudrücken, kann man auch mit der Länge der Pfeile verdeutlichen, auf welcher Seite die größere Konzentration liegt:
CH3COOH 
CH3COO-(aq) + H+(aq)
Essigsäure ist eine schwache Säure, da nur eine geringe Konzentration an Wasserstoff-Ionen entsteht.
Es gibt ein Maß für die Dissoziation:
Das Verhältnis der Konzentration von dissoziierten Teilchen (Protonen und Säurerest-Ionen) zur Konzentration der Ausgangssäure nennt man Dissoziationsgrad (Dissoziationskonstante) α. Der Dissoziationsgrad ist konzentrationsabhängig. Das Dissoziationsgleichgewicht verschiebt sich bei zunehmender Verdünnung nach rechts. Starke Säuren sind zu über 60% dissoziiert (α = 1 bis 0,6), schwache Säuren zu weniger als 1%. Vollständig dissoziierte Säuren wie die Salzsäure besitzen einen Dissoziationsgrad α von 1. Bei Essigsäure beträgt die Dissoziationskonstante 1,8 · 10-5 [1].
In der folgenden Tabelle sind einge Säuren nach ihrem Dissoziationsgrad, also nach ihrer Stärke geordnet. Von oben nach unten nimmt die Stärke der Säure ab.
Perchlorsäure
Salzsäure
Schwefelsäure
Salpetersäure
Schweflige Säure
Phosphorsäure
Zitronensäure
Ameisensäure
Milchsäure
Ascorbinsäure (Vitamin C)
Essigsäure
Kohlensäure
Bei der Kohlensäure ist der Sachverhalt, wie wir später sehen werden, etwas komplizierter.
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Quellen:
[1] Dissoziation, pH. Puffer, rkuhnke.eu/Chemie/L%20Dissoziation,%20pH,%20Puffer.pdf, 01.11.14 abgerufen.
