STARKE SÄURE: EIGENSCHAFTEN UND BEISPIELE - CHEMIE - 2026

Eine starke Säure ist jede Verbindung, die Protonen oder Wasserstoffionen H ⁺ vollständig und irreversibel freisetzen kann . Aufgrund der großen Reaktion sind viele Arten gezwungen, diese H ⁺ zu akzeptieren . wie Wasser, dessen Mischung bei einfachem physischen Kontakt möglicherweise gefährlich wird.

Die Säure gibt ein Proton an Wasser ab, das als Base zur Bildung des Hydroniumions H ₃ O ^{+ dient} . Die Konzentration des Hydroniumions in einer Lösung einer starken Säure ist gleich der Konzentration der Säure (=).

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Im oberen Bild befindet sich eine Flasche Salzsäure, HCl, mit einer Konzentration von 12 M. Je höher die Konzentration einer Säure (schwach oder stark) ist, desto sorgfältiger muss sie behandelt werden. Deshalb zeigt die Flasche das Piktogramm einer Hand, die durch die korrosive Eigenschaft eines darauf fallenden Säuretropfens verletzt wurde.

Starke Säuren sind Substanzen, die unter vollständiger Kenntnis ihrer möglichen Auswirkungen gehandhabt werden müssen. Wenn Sie sorgfältig mit ihnen arbeiten, können ihre Eigenschaften für mehrere Zwecke verwendet werden. Eine der häufigsten ist die Synthese oder Auflösung von Proben.

Eigenschaften einer starken Säure

Dissoziation

Eine starke Säure dissoziiert oder ionisiert zu 100% in wässriger Lösung und nimmt ein Elektronenpaar auf. Die Dissoziation einer Säure kann mit der folgenden chemischen Gleichung umrissen werden:

HAc + H ₂ O => A ^- + H ₃ O ⁺

Wobei HAc die starke Säure ist und A ^- seine konjugierte Base.

Die Ionisierung einer starken Säure ist ein Prozess, der normalerweise irreversibel ist. bei schwachen Säuren ist die Ionisation dagegen reversibel. Die Gleichung zeigt, dass H ₂ O dasjenige ist, das das Proton akzeptiert; Dies gilt jedoch auch für Alkohole und andere Lösungsmittel.

Diese Tendenz zur Aufnahme von Protonen variiert von Substanz zu Substanz, und daher ist die Säurestärke von HAc nicht in allen Lösungsmitteln gleich.

pH

Der pH-Wert einer starken Säure ist sehr niedrig und liegt zwischen 0 und 1 pH-Einheiten. Beispielsweise hat eine 0,1 M HCl-Lösung einen pH von 1.

Dies kann anhand der Formel demonstriert werden

pH = - log

Sie können den pH-Wert einer 0,1 M HCl-Lösung berechnen und dann anwenden

pH = -log (0,1)

Erhalten eines pH von 1 für die 0,1 M HCl-Lösung.

pKa

Die Stärke der Säuren hängt mit ihrem pKa zusammen. Das Hydroniumion (H ₃ O ⁺ ) hat beispielsweise einen pKa von -1,74. Im Allgemeinen haben starke Säuren pKa mit Werten, die negativer als -1,74 sind, und sind daher saurer als H ₃ O ^{+ selbst} .

Der pKa drückt in gewisser Weise die Dissoziationsneigung der Säure aus. Je niedriger der Wert, desto stärker und aggressiver wird die Säure. Aus diesem Grund ist es zweckmäßig, die relative Stärke einer Säure durch ihren pKa-Wert auszudrücken.

Korrosion

Starke Säuren werden im Allgemeinen als ätzend eingestuft. Es gibt jedoch Ausnahmen von dieser Annahme.

Beispielsweise ist Flusssäure eine schwache Säure, die jedoch stark ätzend ist und Glas verdauen kann. Aus diesem Grund muss es in Plastikflaschen und bei niedrigen Temperaturen gehandhabt werden.

Im Gegenteil, eine sehr starke Säure wie Carboransupersäure, die zwar millionenfach stärker als Schwefelsäure ist, jedoch nicht ätzend.

Faktoren, die Ihre Stärke beeinflussen

Elektronegativität seiner konjugierten Base

Wenn in einer Periode des Periodensystems eine Verschiebung nach rechts auftritt, nimmt die Negativität der Elemente, aus denen die konjugierte Base besteht, zu.

Die Beobachtung der Periode 3 des Periodensystems zeigt zum Beispiel, dass Chlor elektronegativer als Schwefel ist und Schwefel wiederum elektronegativer als Phosphor ist.

Dies steht im Einklang mit der Tatsache, dass Salzsäure stärker als Schwefelsäure ist und letztere stärker als Phosphorsäure.

Wenn die Elektronegativität der konjugierten Base der Säure zunimmt, nimmt die Stabilität der Base zu, und somit nimmt ihre Tendenz zur Umgruppierung mit Wasserstoff zur Regeneration der Säure ab.

Es müssen jedoch andere Faktoren berücksichtigt werden, da dies allein nicht bestimmend ist.

Basisradius konjugieren

Die Stärke der Säure hängt auch vom Radius ihrer konjugierten Base ab. Die Beobachtung der Gruppe VIIA des Periodensystems (Halogene) zeigt, dass die Atomradien der Elemente, aus denen die Gruppe besteht, die folgende Beziehung haben: I> Br> Cl> F.

Ebenso behalten die Säuren, die sich bilden, die gleiche abnehmende Reihenfolge der Stärke der Säuren bei:

HI> HBr> HCl> HF

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass mit zunehmendem Atomradius der Elemente derselben Gruppe des Periodensystems die Stärke der Säure, die sie bilden, auf dieselbe Weise zunimmt.

Dies erklärt sich aus der Schwächung der H-Ac-Bindung durch eine geringe Überlappung der ungleich großen Atomorbitale.

Anzahl der Sauerstoffatome

Die Stärke einer Säure innerhalb einer Reihe von Oxaciden hängt von der Anzahl der Sauerstoffatome in der konjugierten Base ab.

Die Moleküle mit der größten Anzahl an Sauerstoffatomen bilden die Spezies mit der größten Säurestärke. Beispielsweise ist Salpetersäure (HNO ₃ ) eine stärkere Säure als salpetrige Säure (HNO ₂ ).

Andererseits ist Perchlorsäure (HClO ₄ ) eine stärkere Säure als Chlorsäure (HClO ₃ ). Und schließlich ist Hypochlorsäure (HClO) die Säure mit der niedrigsten Stärke in der Reihe.

Beispiele

Starke Säuren können in der folgenden abnehmenden Reihenfolge der Säurestärke veranschaulicht werden: HI> HBr> HClO ₄ > HCl> H ₂ SO ₄ > CH₃C₆H₃SO₃H (Toluolsulfonsäure)> HNO ₃ .

Alle und die anderen, die bisher erwähnt wurden, sind Beispiele für starke Säuren.

HI ist stärker als HBr, da die HI-Bindung leichter bricht, da sie schwächer ist. HBr übertrifft den Säuregehalt von HClO _4, da trotz der großen Stabilität des ClO ₄ -Anions ^- durch Delokalisierung der negativen Ladung - die H-Br-Bindung schwächer bleibt als die O ₃ ClO-H- Bindung .

Das Vorhandensein von vier Sauerstoffatomen macht HClO ₄ jedoch saurer als HCl, das keinen Sauerstoff enthält.

Als nächstes ist HCl stärker als H ₂ SO _4, da das Cl-Atom elektronegativer als Schwefel ist; und H ₂ SO _{4 hat} wiederum mehr Säure als CH₃C₃H₄SO acH, das ein Sauerstoffatom weniger hat und die Bindung, die Wasserstoff zusammenhält, ist auch weniger polar.

Schließlich ist HNO ₃ das schwächste von allen, da es das Stickstoffatom aus der zweiten Periode des Periodensystems aufweist.

Verweise

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