Säurekonstante

DieSäurekonstanteK_Sist eineStoffkonstante,die Aufschluss darüber gibt, in welchem Maße einStoffin einerGleichgewichtsreaktionmitWasserunterProtolysereagiert:^[1]

\mathrm {HA+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}+A^{-}}

.

Dabei stehtHAfür eineBrønsted-Säure(nachJohannes Nicolaus Brønsted), die einProtonH⁺an einLösungsmittelwie Wasser abgeben kann, wobei einAnionA⁻zurückbleibt.^[2]Allgemeiner gilt die Brønsted'sche Definition auch für nichtwässrige Systeme, hier gilt für ein beliebiges, protonierbares LösungsmittelY:

\mathrm {HA+Y\ \rightleftharpoons \ HY^{+}+A^{-}}

.

K_Sist die mit [Y] multiplizierteGleichgewichtskonstantedieser Reaktion und damit ein Maß für die Stärke einerSäure.^[1]Je stärker die Säure, desto mehr ist die Reaktion auf die rechte Seite verschoben; d. h., umso höher sind die Konzentrationen von HY⁺und A⁻.Die Gleichgewichtskonstante wird meist als ihr negativerdekadischer Logarithmus,der pK_S-Wert, angegeben (auch pK_a,von engl.acid= Säure). Das bedeutet: Je kleiner der pK_S-Wert ist, desto stärker ist die Säure.

Herleitung der Säurekonstanten

Die Säurekonstante leitet sich als Gleichgewichtskonstante einer chemischen Reaktion aus derGibbs-Energie $G$ (auchFreie Enthalpie) her. Ist diese bekannt, so gilt für die Gleichgewichtskonstante $K_{\text{th}}$ einer beliebigen chemischen Reaktion:

K_{\text{th}}=\mathrm {e} ^{-{\frac {\Delta G}{R\cdot T}}}

,

wobei $R$ dieUniverselle Gaskonstante, $T$ dieTemperaturund $\mathrm {e}$ dieeulersche Zahlist. Die Formel beschreibt so auch die beobachtbare Temperaturabhängigkeit der Säurekonstanten.

$K_{\text{th}}$ ist dabei als Produkt derAktivitätendefiniert und ist eineGröße der Dimension Zahl.Werden Mischungseffekte vernachlässigt, gilt $a_{i}=c_{i}/c_{i,{\text{ref}}}$ .Dies ist in Lösungen bis 1 mmol/l ohne größere Fehler möglich. Konstanten können daher mit den Aktivitäten wie auch mit den Konzentrationen aufgestellt werden. Sie besitzen jedoch einen anderen Zahlenwert. Bedingt durch die historische Entwicklung der Chemie aus einer praktischen Wissenschaft werden meist die konzentrationsbezogenen Konstanten angegeben, da diese experimentell vor der thermodynamischen Begründung gefunden wurden.

Säurestärke

Die Eigenschaft eines bestimmten Stoffes, als Säure zu reagieren, ist untrennbar verknüpft mit seinerpotentiellen Fähigkeit,ein Proton (H⁺)an einen Reaktionspartner zu übertragen.Man nennt eine solche ReaktionProtolyse.DieStärkeeiner Säure beschreibt dasAusmaß dieser Fähigkeit.Diese ist jedoch abhängig von der Fähigkeit eines Reaktionspartners, das Proton aufzunehmen. Soll die Säurenstärke verschiedener Säuren verglichen werden, ist es sinnvoll, die Wechselwirkung mit einem Standardreaktionspartner zu betrachten. Dieser ist in der Regel dasWasser,das auch in vielen Vorgängen in der Natur die bedeutsamste Verbindung und Lösemittel ist. Die Reaktionsgleichung einer Säure HA in und mit Wasser kann so dargestellt werden:

\mathrm {1)\ HA+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}+A^{-}} \,

In dieser Reaktion stellt sich schnell ein Gleichgewicht ein. Hier verfügt neben HA auch H₃O⁺über die Fähigkeit, ein Proton an einen Reaktionspartner zu übertragen: Sie sind beideSäuren.H₂O und auch A⁻haben hingegen die Fähigkeit, ein Proton aufzunehmen, weswegen man sie beide alsBasenbezeichnet. Trennt man gedanklich die Standardreaktionspartner Wasser und H₃O⁺ab, bleiben HA und A⁻übrig. Da die Konzentrationen dieser Komponenten an ein Gleichgewicht gebunden sind, ist dasAusmaßder Fähigkeit von HA, eine Säure zu sein, gekoppelt an dasAusmaßder Fähigkeit von A⁻,eine Base zu sein. Hat beispielsweise HA ein großes Potenzial, ein Proton abzugeben, und A⁻ein kleines Potenzial, ein Proton anzunehmen, nennt man HA eine starke Säure. Das Gleichgewicht (1) würde auf der rechten Seite stehen. Wenn die Säure HA ein großes Potential hat, ein Proton abzugeben (also einen niedrigen pK_S-Wert), dann hat ihre korrespondierende Base A⁻ein in dem Maße geringes Potential (also einen hohen pK_B-Wert), ein Proton aufzunehmen. Für Wasser z. B. gilt: pK_B+ pK_S= pK_W= 14

Die Säurekonstante (bzw. der pK_S-Wert) ist ein Maß für die Stärke einer Säure. DieAciditätist umso größer, je geringer ihr pK_S-Wert ist. Der pK_S-Wert ist numerisch gleich dempH-Werteiner Lösung, wenn HA und A⁻nach Gleichgewicht (1) in gleicher Konzentration vorliegen.

In wässrigen Lösungen protolysieren sehr starkeSäurenund sehr starkeBasenvollständig zu H₃O⁺- bzw. OH⁻-Ionen. So lassen sich die unterschiedlichen Säurestärken vonChlorwasserstoffundPerchlorsäurein Wasser nicht mehr anhand despH-Wertesunterscheiden. Hier spricht man vomnivellierenden Effekt(v.frz.:niveler= gleichmachen) des Wassers. Um auch sehr starke Säuren bezüglich der Säurestärke unterscheiden zu können, bestimmt manGleichgewichtskonstantenin nichtwässrigen Lösungen und überträgt diese annäherungsweise auf das Lösungsmittel Wasser.

Der Standardreaktionspartner Wasser hat die besondere Eigenschaft, als SäureundBase reagieren zu können:

\mathrm {2)\ H_{2}O+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}+OH^{-}}

Diese sogenannteAutoprotolyseerlaubt die Bestimmung desAusmaßesder Fähigkeit einer Base, ein Proton vom Wasser zu übernehmen, und wird unterBasenkonstantenäher erläutert.

Einteilung von Säuren und Basen anhand ihrer Stärke

Entsprechend ihrer Stärke hat man die Säuren und Basen grob in Bereiche eingeteilt, wobei in der Literatur unterschiedliche Einteilungen existieren. Zusätzlich werden einige Säuren alsSupersäurenbezeichnet.

Beispiele für Einteilungen der Säurestärke
Bezeichnung	pK_S(pK_B)-Wert (laut^[3])	pK_S(pK_B)-Wert (laut^[4])	pK_S(pK_B)-Wert (laut^[5])	pK_S(pK_B)-Wert (laut^[6])
sehr starke Säure (Base)	≤ −1,74	-	≤ 0	≤ 1
starke Säure (Base)	−1,74 bis 4,5	≤ −1	0 bis 3	1 bis 4
mittelstarke Säure (Base)	-	−1 bis 4	3 bis 7	4 bis 8
schwache Säure (Base)	4,5 bis 9,5	4 bis 10	7 bis 11	8 bis 13
sehr schwache Säure (Base)	9,5 bis 15,74	10 bis 15	11 bis 14	> 13
extrem oder äußerst schwache Säure (Base)	≥ 15,74	≥ 15	≥ 14	-

Ursachen der verschiedenen Säurestärken

Die Säurestärke eines Moleküls kann an verschiedenen Faktoren abgeschätzt werden.

Eine Säure ist umso stärker bzw. gibt umso leichter ein Proton ab,

wenn ein induktiver Elektronenzug vorhanden ist (−I-Effekt).
je stabiler die korrespondierende Base ist, das heißt je schwächer die korrespondierende Base ist.
wenn das elektronegativere Atom das dissoziierbare Wasserstoffatom trägt (bei Atomen gleicher Größe).
wenn das größere Atom das Wasserstoffatom trägt (bei Atomen verschiedener Größe).
je niedriger dieStandardbildungsenthalpieist.
je instabiler das Säure-Molekül ist.^[7]

Säure-Base-Reaktion

Zwischen einerSäureHA und ihrerBaseA⁻liegtin wässriger LösungfolgendeGleichgewichtsreaktionvor:

\mathrm {HA+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}+A^{-}}

**Beispiel:**Säure-Base-Reaktion vonEssigsäureund Wasser
**Rote Pfeile:**Deprotonierung der Essigsäure
**Grüne Pfeile:**Protonierung desAcetatsunter Bildung von Essigsäure.

Nach demMassenwirkungsgesetzwird die Lage des Gleichgewichtes durch dieGleichgewichtskonstanteKbeschrieben:

{\frac {c(\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+})\cdot c(\mathrm {A} ^{-})}{c(\mathrm {HA} )\cdot c(\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} )}}=K

Da dieKonzentrationvon Wasser (c(H₂O)) bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sichc(H₂O) in die KonstanteKeinbeziehen. Damit ergibt sich schließlich die SäurekonstanteK_Smit der Einheit mol/l:

K_{\text{S}}={\frac {c(\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+})\cdot c(\mathrm {A} ^{-})}{c(\mathrm {HA} )}}=K\cdot c(\mathrm {H_{2}O} )

Häufig wird der negative dekadischeLogarithmusvonK_S,der so genanntepK_S-Wert,angegeben:

\mathrm {p} K_{\text{S}}=-\lg \left(K_{\text{S}}\cdot 1\mathrm {\frac {l}{mol}} \right)=-\lg \left({\frac {c(\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+})\cdot c(\mathrm {A} ^{-})}{c(\mathrm {HA} )}}\cdot 1\mathrm {\frac {l}{mol}} \right)

Je kleiner der pK_S-Wert, desto stärker ist die Säure. So hat zum Beispiel Salpetersäure (HNO₃,Dissoziationsgradvon 96 % bei einer Konzentration von 1 mol/l) den pK_S-Wert −1,32, Essigsäure (Dissoziationsgrad von 0,4 % bei einer Konzentration von 1 mol/l) einen pK_S-Wert von 4,75.

Entsprechend gibt es eineBasenkonstante(pK_B-Wert). Je kleiner der pK_B-Wert, desto stärker das Bestreben der Base, Protonen aufzunehmen. Den pK_S-Wert kann man auf die Basenkonstante der korrespondierenden Base umrechnen:

\mathrm {p} K_{\text{S}}+\mathrm {p} K_{\text{B}}=14\quad \Leftrightarrow \quad \mathrm {p} K_{\text{B}}=14-\mathrm {p} K_{\text{S}}

.

Säure- und Basenkonstanten sind temperaturabhängig. In der Regel werden die Konstanten bei Temperaturen im Bereich von 23 bis 25 Grad Celsius bestimmt. In diesem Bereich ergibt dasIonenprodukt des Wassersausreichend genau

\mathrm {p} K_{\text{S}}+\mathrm {p} K_{\text{B}}=\mathrm {p} K_{\text{W}}=14

.

Mehrprotonige Säuren

Bei einer mehrprotonigen Säure besteht eine schrittweise Protolyse. Für jede Protolysationsstufe liegt eine eigene Säurekonstante bzw. pK_S-Wert vor. Für die einzelnen Protolyseschritte gilt im Allgemeinen:K_S1>K_S2>K_S3(bzw. pK_S1< pK_S2< pK_S3), da aus der steigenden Ionenladung des entstehenden Säurerestanions die weiterführende Protolyse weniger energetisch begünstigt ist.

Als Beispiel gilt für diePhosphorsäure:

$\mathrm {H_{3}PO_{4}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{2}PO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{\mathrm {s1} }=7{,}4\cdot 10^{-3}$	$\mathrm {p} K_{\mathrm {s1} }=2{,}13\$
$\mathrm {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HPO_{4}^{2-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{\mathrm {s2} }=6{,}3\cdot 10^{-8}$	$\mathrm {p} K_{\mathrm {s2} }=7{,}20\$
$\mathrm {HPO_{4}^{2-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ PO_{4}^{3-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{\mathrm {s3} }=4{,}4\cdot 10^{-13}$	$\mathrm {p} K_{\mathrm {s3} }=12{,}36\$

Beim pH-Wert 7,20 liegen näherungsweise gleich große Konzentrationen an Dihydrogen- und Hydrogenphosphat-Ionen vor, die Konzentrationen an undissoziierter Phosphorsäure und Phosphationen sind millionenfach kleiner. Diese Zusammenhänge macht man sich inPhosphatpuffernzu Nutze.

Schwefelsäure ist um fünf Größenordnungen acider als Phosphorsäure:

$\mathrm {H_{2}SO_{4}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HSO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{\mathrm {s1} }=1{,}0\cdot 10^{+3}$	$\mathrm {p} K_{\mathrm {s1} }=-3{}\$
$\mathrm {HSO_{4}^{-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ SO_{4}^{2-}+H_{3}O^{+}}$	$K_{\mathrm {s2} }=1{,}2\cdot 10^{-2}$	$\mathrm {p} K_{\mathrm {s2} }=1{,}92\$

Konzentrierte Schwefelsäure wird inBlei-Akkumulatorenals Elektrolyt verwendet. Unter diesen Gleichgewichtsbedingungen existieren keine freien Sulfat-Ionen mehr.

Bestimmung von pK_S-Werten

Die pK_S-Werte von Säuren mit Werten im Bereich von 4 bis etwa 10 lassen sich überSäure-Base-Titrationenund die Bestimmung des pH-Werts amHalbäquivalenzpunktbestimmen. Hier liegen die Säure und ihre korrespondierende Base in gleicher Konzentration vor. An diesem Punkt folgt aus derHenderson-Hasselbalch-Gleichung:pH = pK_S.

Acidität organischer Säuren

Beiorganischen Säurenentscheiden vor allem drei Struktureigenschaften über die Säurestärke:

Stabilisierung des entstehenden Anions durchMesomerie:So sind z. B.Carbonsäurensaurer alsAlkohole.Mesomere Effektespielen hierbei eine entscheidende Rolle: Ein −M-Effekt (etwa einer Nitrogruppe –NO₂) erhöht die Säurestärke, ein +M-Effekt verringert sie.^[8]
HybridisierungdesKohlenstoffatoms:Mit steigendem s-Gehalt nimmt die Stärke zu. So hatEthin(sp-Hybridorbital) einen niedrigeren pK_S-Wert alsEthen(sp²-Hybridorbital) und dieses einen niedrigeren alsEthan(sp³-Hybridorbital), es gilt also für den pK_S-Wert: sp < sp²< sp³;die Werte betragen für Ethin 25, für Ethen 44 und für Ethan 50.^[9]
Induktive Effekte:Die Säurestärke steigt, wennelektronenziehendeGruppen vorhanden sind, z. B.HalogenewieFluorundChloroderSauerstoff.Trichloressigsäure ist beispielsweise eine stärkere Säure als Essigsäure.

Einige Substituenten besitzen sowohl mesomere als auch induktive Effekte, etwa die Halogene oder Nitrogruppen. Halogene weisen einen starken −I-, aber einen schwachen +M-Effekt auf; die Nitrogruppe wirkt sowohl elektronenanziehend (−I-Effekt) als auch über einen −M-Effekt, d. h. beide Effekte wirken in dieselbe Richtung.^[8]

pK_S- und pK_B-Werte einiger Verbindungen

Die folgende Tabelle listet pK_S- und pK_B-Werte einiger Säuren und Basen bei Standardbedingungen:^[3]

Säurestärke	pK_S	Säure + H₂O $\ \rightleftharpoons \$ H₃O⁺+ Base		pK_B	Basenstärke
sehr stark	−17	H[SbF₆]	[SbF₆]⁻	31
	−10	HClO₄	ClO₄⁻	24	sehr schwach
	−10	HI	I⁻	24
	−8,9^[10]	HBr	Br⁻	22,9
	−6	HCl	Cl⁻	20
	−3	H₂SO₄	HSO₄⁻	17
	−1,32	HNO₃	NO₃⁻	15,32
stark	0,00^[11]^[12]	H₃O⁺	H₂O	14,00	schwach
	1,92	HSO₄⁻	SO₄²⁻	12,08
	2,13	H₃PO₄	H₂PO₄⁻	11,87
	2,22	[Fe(H₂O)₆]³⁺	[Fe(OH)(H₂O)₅]²⁺	11,78
	3,14	HF	F⁻	10,86
	3,75	HCOOH	HCOO⁻	10,25
mittelstark	4,75	CH₃COOH	CH₃COO⁻	9,25	mittelstark
	4,85	[Al(H₂O)₆]³⁺	[Al(OH)(H₂O)₅]²⁺	9,15
	6,52	H₂CO₃	HCO₃⁻	7,48
	6,92	H₂S	HS⁻	7,08
	7,20	H₂PO₄⁻	HPO₄²⁻	6,80
schwach	9,25	NH₄⁺	NH₃	4,75	stark
	9,40	HCN	CN⁻	4,60
	9,8	Trimethyl-Ammonium	Trimethylamin	4,2
	10,40	HCO₃⁻	CO₃²⁻	3,60
	10,6	Methyl-Ammonium	Methylamin	3,4
	10,73	Dimethyl-Ammonium	Dimethylamin	3,27
	12,36	HPO₄²⁻	PO₄³⁻	1,64
	13,00	HS⁻	S²⁻	1,00
	14,00	H₂O	OH⁻	0,00
sehr schwach	15,90	CH₃-CH₂-OH	CH₃-CH₂-O⁻	−1,90	sehr stark
	23	NH₃	NH₂⁻	−9
	48^[13]	CH₄	CH₃⁻	−34

Weblinks

Wikibooks: Tabellensammlung Chemie/ pKs/pKb-Werte– Lern- und Lehrmaterialien

Bordwell pK_STabelle in DMSO
pK_SData(PDF; 645 kB), Compiled by R. Williams.
Evans Group pK_STabelle(PDF; 42 kB).
Eintrag zuAcidity constant.In:IUPAC(Hrsg.):Compendium of Chemical Terminology.The “Gold Book”.doi:10.1351/goldbook.A00080– Version: 2.3.1.
pK_STabelle CCI ETH
http://www.kass-net.de/download/pKb_pKs.xls
Interaktiv sortierbare, sehr umfangreiche Liste mit pK_S-Werten organischer und anorganischer Säuren und Basen

Siehe auch

Einzelnachweise

↑^a^bEintrag zuacidity constant.In:IUPAC(Hrsg.):Compendium of Chemical Terminology.The “Gold Book”.doi:10.1351/goldbook.A00080– Version: 2.3.1.
↑Wissenschaft-Online-Lexika:Eintrag zuSäure-Base-Konzepteim Lexikon der Chemie,abgerufen am 2. April 2008.
↑^a^bGerhart Jander,Karl Friedrich Jahr, Gerhard Schulze, Jürgen Simon (Hrsg.):Maßanalyse. Theorie und Praxis der Titrationen mit chemischen und physikalischen Indikationen.16. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin u. a. 2003,ISBN 3-11-017098-1,S. 81.
↑Peter Paetzold:Chemie.de Gruyter, 2009,ISBN 978-3-11-020268-7,S.343(eingeschränkte Vorschauin der Google-Buchsuche).
↑Christian Schmidt, Lars Dietrich:Chemie für Biologen.Springer Berlin Heidelberg, 2014,ISBN 978-3-642-55424-7,S.264(eingeschränkte Vorschauin der Google-Buchsuche).
↑Laborpraxis Band 3: Trennungsmethoden.Springer International Publishing, 2016,ISBN 978-3-0348-0970-2,S.73(eingeschränkte Vorschauin der Google-Buchsuche).
↑P. Y. Bruice:Organische Chemie: Studieren kompakt.5., aktualisierte Auflage. Pearson Studium, München 2011,ISBN 978-3-86894-102-9,S.53–60.
↑^a^bAlfons Hädener, Heinz Kaufmann:Grundlagen der organischen Chemie.11. überarbeitete und erweiterte Auflage. Birkhäuser, Basel u. a. 2006,ISBN 3-7643-7040-8.
↑Michael B. Smith and Jerry March, March's Advanced Organic Chemistry, John Wiley and Sons, 2007,ISBN 0-471-72091-7
↑Eberhard Gerdes:Qualitative Anorganische Analyse: Ein Begleiter für Theorie und Praxis.Springer DE, 2000,ISBN 3-540-67875-1,S.154(eingeschränkte Vorschauin der Google-Buchsuche).
↑P. W. Atkins, T. L. Overton, J. P. Rourke, M. T. Weller, F. A. Armstrong:Shriver & Atkins’ inorganic chemistry.5th Edition. Oxford University Press, Oxford New York 2010,ISBN 978-0-19-923617-6,S. 115.
↑A. F. Holleman,E. Wiberg,N. Wiberg:Lehrbuch der Anorganischen Chemie.91.–100., verbesserte und stark erweiterte Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1985,ISBN 3-11-007511-3,S. 241.
↑Jerry March:Advanced Organic Chemistry. Reactions, Mechanisms, and Structure.3. Auflage. Wiley, New York NY u. a. 1985,ISBN 0-471-88841-9,S. 222.

[Gold_Book-1] Eintrag zuacidity constant.In:IUPAC(Hrsg.):Compendium of Chemical Terminology.The “Gold Book”.doi:10.1351/goldbook.A00080– Version: 2.3.1.

[woc-2] Wissenschaft-Online-Lexika:Eintrag zuSäure-Base-Konzepteim Lexikon der Chemie,abgerufen am 2. April 2008.

[Jander-3] Gerhart Jander,Karl Friedrich Jahr, Gerhard Schulze, Jürgen Simon (Hrsg.):Maßanalyse. Theorie und Praxis der Titrationen mit chemischen und physikalischen Indikationen.16. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin u. a. 2003,ISBN 3-11-017098-1,S. 81.

[Peter_Paetzold-4] Peter Paetzold:Chemie.de Gruyter, 2009,ISBN 978-3-11-020268-7,S.343(eingeschränkte Vorschauin der Google-Buchsuche).

[Christian_Schmidt,_Lars_Dietrich-5] Christian Schmidt, Lars Dietrich:Chemie für Biologen.Springer Berlin Heidelberg, 2014,ISBN 978-3-642-55424-7,S.264(eingeschränkte Vorschauin der Google-Buchsuche).

[6] Laborpraxis Band 3: Trennungsmethoden.Springer International Publishing, 2016,ISBN 978-3-0348-0970-2,S.73(eingeschränkte Vorschauin der Google-Buchsuche).

[7] P. Y. Bruice:Organische Chemie: Studieren kompakt.5., aktualisierte Auflage. Pearson Studium, München 2011,ISBN 978-3-86894-102-9,S.53–60.

[hädener-8] Alfons Hädener, Heinz Kaufmann:Grundlagen der organischen Chemie.11. überarbeitete und erweiterte Auflage. Birkhäuser, Basel u. a. 2006,ISBN 3-7643-7040-8.

[9] Michael B. Smith and Jerry March, March's Advanced Organic Chemistry, John Wiley and Sons, 2007,ISBN 0-471-72091-7

[Eberhard_Gerdes-10] Eberhard Gerdes:Qualitative Anorganische Analyse: Ein Begleiter für Theorie und Praxis.Springer DE, 2000,ISBN 3-540-67875-1,S.154(eingeschränkte Vorschauin der Google-Buchsuche).

[11] P. W. Atkins, T. L. Overton, J. P. Rourke, M. T. Weller, F. A. Armstrong:Shriver & Atkins’ inorganic chemistry.5th Edition. Oxford University Press, Oxford New York 2010,ISBN 978-0-19-923617-6,S. 115.

[12] A. F. Holleman,E. Wiberg,N. Wiberg:Lehrbuch der Anorganischen Chemie.91.–100., verbesserte und stark erweiterte Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1985,ISBN 3-11-007511-3,S. 241.

[March-13] Jerry March:Advanced Organic Chemistry. Reactions, Mechanisms, and Structure.3. Auflage. Wiley, New York NY u. a. 1985,ISBN 0-471-88841-9,S. 222.

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Säurekonstante

Inhaltsverzeichnis

Herleitung der Säurekonstanten

Säurestärke

Einteilung von Säuren und Basen anhand ihrer Stärke

Ursachen der verschiedenen Säurestärken

Säure-Base-Reaktion

Mehrprotonige Säuren

Bestimmung von pK_S-Werten

Acidität organischer Säuren

pK_S- und pK_B-Werte einiger Verbindungen

Weblinks

Siehe auch

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