Dissoziation

• Vorgang, bei dem sich ein Molekül in zwei oder mehr Bestandteile aufspaltet

• Säuren dissoziieren in Wasser, indem sie Protonen ($H^+$) abgeben
  Dissoziation von Salzsäure in Wasser: $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$

• Basen dissoziieren in Wasser, indem sie Hydroxid-Ionen ($OH^-$) freisetzen
  Dissoziation von Natriumhydroxid in Wasser
  $NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-$

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Dissoziationsgrad ($\alpha$)

• Anteil der Moleküle, die zerfallen

• Hängt von der Konzentration einer Lösung ab: Je geringer die Konzentration einer Säure, desto größer der Dissoziationsgrad
  $\large{}\alpha = \dfrac{c_{\text{dissoziiert}}}{c_0}$
  $\alpha$ = Dissoziationsgrad
  $\large{}c_0$ = Anfangskonzentration der Säure oder Base in der Lösung in $\dfrac{\text{mol}}{\text{L}}$ (Konzentration bevor ein Teil wegdissoziiert)
  $\large{}c_{\text{dissoziiert}}$ = Konzentration der dissoziierten Moleküle in der Lösung in $\dfrac{\text{mol}}{\text{L}}$
  -> Für $\large{}c_{\text{dissoziiert}}$ kann man die Konzentration der Protonen oder alternativ die der konjugierten Säure bzw. Base nehmen, sie sind gleich

  Beispiel:
  Gegeben ist eine saure Lösung mit der Konzentration $c_0 = 1 \frac{\text{mol}}{\text{L}}$.
  Die Konzentration der dissoziierten Moleküle beträgt $c_{\text{dissoziiert}} = 0,2 \frac{\text{mol}}{\text{L}}$.
  Der Dissoziationsgrad $\alpha$ berechnet sich dann folgendermaßen:
  $\alpha = \frac{0{,}2}{1} \ \widehat{=} \ 20%$

PKs-Wert = negativer dekadischer Logarithmus der Säure-Konstanten ks
$K = \frac{c(\mathrm{H_3O}^+) \cdot c(\mathrm{A}^-)}{c(\mathrm{HA}) \cdot c(\mathrm{H_2O})}$

Säuren bzw. Basen-Konstante

• Stoffkonstante, hängt nicht von der Konzentration ab

Dissoziation einer allgemeinen Säure $HA$

$HA \rightleftharpoons H^+ + A^-$

$\large{} K_s = \dfrac{[H^+]\cdot[A^-]}{[HA]}$

$[H^+]$: Konzentration der Wasserstoffionen (Protonen)

$[A^-]$: Konzentration des konjugierten Basen-Anions

$[HA]$: Konzentration der undissoziierten Säure

$\rightarrow$ die Konzentrationen der Produkte $[H^+]$ und $[A^-]$ werden miteinander multipliziert und durch die Konzentration der Edukte $[HA]$ geteilt

Beispiel: Säuredissoziations-Gleichgewicht für Essigsäure

Essigsäure ($CH_3COOH$) ist eine schwache Säure. In Wasser dissoziiert sie unvollständig, das heißt, es entsteht ein chemisches Gleichgewicht zwischen undissoziierter Essigsäure und den Ionen.

Chemische Gleichung:

$CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$

Bedeutung der Stoffe:

• $CH_3COOH$: Essigsäure (ethanische Säure)
• $CH_3COO^-$: Acetat-Ion, die konjugierte Base
• $H^+$: Proton, das von der Essigsäure abgegeben wird

Säurekonstante (Massenwirkungsgesetz):

$K_s = \frac{[CH_3COO^-][H^+]}{[CH_3COOH]}$

Dabei bedeuten:

• $[CH_3COOH]$: Konzentration der undissoziierten Essigsäure
• $[CH_3COO^-]$: Konzentration der Acetat-Ionen
• $[H^+]$: Konzentration der freigesetzten Protonen (Hydronium-Ionen in Wasser)

Da Essigsäure eine schwache Säure ist, ist $K_s$ klein (ungefähr $1{,}75 \cdot 10^{-5}$), d. h. die Dissoziation verläuft nur teilweise.

• starken Säuren/Basen dissoziieren nahezu vollständig z. B. $HCl$, $NaOH$

• schwachen Säuren/Basen dissoziieren nicht vollständig z. B. $CH_3COOH$

• $\alpha > 90%$: starke Säure/Base (nahezu vollständige Dissoziation)

• $\alpha < 10%$: schwache Säure/Base (geringe Dissoziation)

• $10% < \alpha < 90%$: mittelstarke Säure/Base (konzentrationsabhängig, selten stabil)

$K_s = \dfrac{[H^+][A^-]}{[HA]}$