Diskussion:Säurekonstante

Gemeinsame Seite?

Wäre es nicht besser die Definitioen von K_s und pK_s auf einer Seite zu konzentrieren. Momentan ist alles verteilt über Säure, PH-Wert, PKS-Wert usw. --MarkusZi 21:50, 4. Apr 2004 (CEST)

Ich denke es ist auch wichtig, das diese Berechnung nur für Schwache Säuren korekt ist, das sollte meiner Meinung nach schon erwähnung finden. Außerdem sollte auf den Zusammenhang mit K_B Wert hingewiesen werden: K_S*K_B=K_W=10^-14 bei 25°C. In Worten: Das Produnkt aus Säure und Base Dissoziations Konstante ist bei 25°C exalt das selbe wie das in Neutralen Wasser.

Tabelle mit Beispielwerten?

Wäre eine Tabelle mit ausgewählten Stoffen und ihrer Säurekonstante nicht wünschenswert? Damit man einen groben Überblick über den "Wertebereich" bekommt. So muss man sich erst durch zig Artikel zu den einzelnen Säuren durchwühlen und weiß dann immernoch nicht, ob man z.B. die "stärkste" oder "schwächste" Säure gefunden hat. --RokerHRO 10:11, 7. Apr --212.186.24.243 21:50, 10. Jun. 2010 (CEST)2005 (CEST)

Gute Idee. Ich habe die $pK_{S}$-Werte einiger Säuren mal in Tabellenform hinzugefügt. Quelle: "Chemie Rekorde", Hans-Jürgen Quadbeck-Seeger (ISBN 3-527-29870-3).

Ich würde mich freuen, wenn jemand die Aussage über die "Supersäuren" bestätigen oder korrigieren könnte. Ich bin mir nicht sicher, ob das alles richtig formuliert ist (in "Chemie Rekorde" steht die Erläuterung nur in einem Satz). --Christoph 11:55, 7. Apr 2005 (CEST)

Ich kann den $pK_{S}$-Wert der Schwefelsäure ($H2SO4$) nicht bestätigen. Hast du dich vertippt? Der richtige Wert sollte -3 sein.

Also ich hab hier auch ~ -3 stehen. Der Artikel Schwefelsäure behauptet übrigens auch $pK_{s}$=-3.Editiert. --HaMF 00:10, 13. Jan 2006 (CET)

Mich wundern die Werte von Schwefel- und Salzsäure ohnehin. Erstere treibt letztere aus ihren Salzen, sollte also die stärkere der beiden sein.--80.152.182.69 13:01, 14. Sep. 2011 (CEST)

Ethan / Ethin

Grüß euch, kann das sein, dass auf der Steite für Säurekonzentrationen bei der Hybridisierung Ethan und Ethin vertauscht worden sind?

Merksatz in der 3. Zeile

Wenn auch der Informationsgehalt dieser Zeile später im Artikel in etwas versteckter Form auftaucht, so finde ich doch, das er so knapp und pregnant formuliert dem Leser beim Verständnis behilflich ist!!

Hallo Anonymus, ich hätte ihn beinahe als Tautologie gelöscht. Denn das messbare Kriterium für diese Stabilität ist ja eben die Säurestärke, sodass am Ende dastünde: "eine Säure ist umso stärker, je stärker sie ist" oder "ein Säurerest ist umso stabiler, je stabiler er ist". Nur die Erklärung zu den Stabilisierungsmechanismen der organischen Säurereste hat mich drauf gebracht, dass man den Satz auch so auffassen kann. Fehlgeleitet hatte mich gerade die Merksatz-Form, sodass ich sie in eine normale Feststellung abgeändert habe.--Kursch 12:18, 15. Mär 2006 (CET)

PS: Jetzt seh ich erst: Du meintest den pKs-Wert gleich Halbehalbe-pH. Das habe ich auch geändert, weil es wie ein falscher Definitionssatz wirkte. Jetzt steht die richtige Definition da und die Gleichheit mit diesem pH zusätzlich als Feststellung. --Kursch 12:24, 15. Mär 2006 (CET)

Allgemeines

Man kann sich drehen und wenden wie man will: Weder Konzentrationen (ausser Volumenkonzentrationen), noch Aktivitäten lassen sind logarithmieren. Jedoch kann man Folgendes tun: Eine Vorzugs-Maßeinheit vereinbaren; somit gewinnt man aus den erwähnten Konzentrationen/Aktivitäten eindeutig Zahlen. Und die kann man logarithmieren. Welche Basis sollte denn der Logarithmus haben, den man auf physikalische Größen - statt auf Zahlen - anwenden kann? --888344

Das Problem dabei ist, dass in dem Fall die Gleichgewichtskonstante eine Dimensionslose Zahl ist. Da die Konzentration von Wasser (beinahe) konstant bleibt, wird K mit c(H20) mutlipliziert. D.h. $\mathrm {{\frac {c(H_{3}O^{+})\cdot c(A^{-})}{c(HA)}}=K_{c}*c(H_{2}O)=K_{s}}$ diese Zahl ist immer noch dimensionslos, also kann man den Logarithmus errechnen. Oder hab ich nicht verstanden, worauf du dich bezogen hast?--HaMF 18:44, 31. Mär 2006 (CEST)

Auch wenn $c(H_{2}O)$ konstant ist, wird es dadurch nicht dimensionslos; in Deiner Gleichung hat offenbar K_c ganz andere Einheiten als K_S. --888344

Man logarithmiert natürlich den Betrag einer Gleichgewichts-Konstante und nicht deren Dimmension, die selbstverständlich unterschiedlich ist, je nachdem, um eine Reaktion wievielten Grades es sich handelt. Diese Dimmension ist immer eine ganzzahlige Potenz einer Konzentration (was ja physikalisch auch oft sinnlos erscheinen könnte: z.B. Quadrat-Mol pro Quadrat-Liter) mit dem Ergebnis einer scheinbaren Dimmensionslosigkeit beim Exponenten Null. Der Betrag der Konstanten ist aber von den verwendeten Maßeinheiten abhängig, weshalb man diese trotzdem der Eindeutigkeit halber in der Definition benennen muss. Dieses Vorgehen ist wissenschaftlich korrekt. Auch der pH-Wert ist z.B. definiert als der "negative Zehnerlogarithmus der Wasserstoffionenkonzentration", was man als echter Tüpferlscheißer natürlich präzise ausdrücken müsste: "Der pH-Wert ist der mit -1 multiplizierte dekadische Logarithmus des Betrags der in Mol/l bemessenen Konzentration an Hydronium-Ionen" (wenn man die weitere Präzisierung von Konzentration zu "Aktivität" mal beiseite lässt). --Kursch 00:22, 1. Apr 2006 (CEST)

Kursch hat's verstanden: Ohne Vereinbarung, dass der Zahlenwert hinsichtlich "Mol/l" genommen werden soll, geht's nicht. Dass wiki-Artikel absichtlich unpräzise sein sollen, wäre mir neu. Vielleicht ja nur in der Chemie? Herzliche Grüße Dein Tüpferlscheißer --888344

Dass es in WP unpräzise zugehen müsste, meine ich keineswegs. Nun hat Dein erster Beitrag aber so geklungen, als ob Du grundsätzlich was gegen die logaritmierten Größen in der Chemie hättest und nur den Ks, nicht aber den pKs, für etwas korrektes hieltest. Dagegen habe ich in erster Linie geantwortet. Aber natürlich darf man ein gewisses Maß an "common sense" bei den Formulierungen in WP voraussetzen, so dass man nicht jedes mal bis auf Adam und Eva zurück weisen muss und die Artikel dadurch unlesbar werden. Dass z.B. in der (theoretischen) Chemie Konzentrationen heutzutage grundsätzlich in Mol/liter gelten, muss man vielleicht nicht jedes mal neu hinschreiben. Dass Konzentrationen nicht logarithmiert werden können, sondern nur deren Beträge, ist vielleicht auch jedem mathematisch halbwegs bewanderten klar und bedürfte deshalb im Artikel wohl auch keiner komplizierenden Erwähnung. --Kursch 11:33, 3. Apr 2006 (CEST)

"Dass z.B. in der (theoretischen) Chemie Konzentrationen heutzutage grundsätzlich in Mol/liter gelten, muss man vielleicht nicht jedes mal neu hinschreiben. Dass Konzentrationen nicht logarithmiert werden können ... ist vielleicht auch jedem mathematisch halbwegs bewanderten klar und bedürfte deshalb im Artikel wohl auch keiner komplizierenden Erwähnung" - Ich bemühe mich, wiki-Artikel so zu schreiben, dass auch ein mathematisch NICHT halbwegs Bewanderter einen nicht-mathematischen Artikel verstehen kann. Ebenfalls nehme ich an, dass sich mal Leute über die Säurekonstante informieren wollen, die nicht wissen, dass mol/L die in der (theoretischen) Chemie für Stoffmengenkonzentrationen die einzige übliche Maßeinheit ist; vielleicht haben solche wiki-Einsteiger im Zusammenhang mit dem SI vorher gerade die ganze Litanei von Yokto bis Yotta gelesen oder meinen, der Kubikmeter sei die einzig wahre Volumeneinheit. - Manchmal habe ich den Verdacht, dass manche wiki-Artikel so abgefasst sind, dass ein Student, der mal grade einen Begriff vergessen hat, schnell zum Ziele kommt.- Aber ich glaube, wir sind uns viel einiger, als wir im Moment zugeben können. Wozu ein nicht zum Nutuzen der Leser eingestezter Formalismus führen kann, sieht man im Kelvin-Artikel mit seinen einenartigen Deltas. (Komisch, dass das dort nur zwei leute zu stören scheint.) --888344

Jaja, lieber 888..., so uneinig fühl ich mich ja gar nicht, und im Prinzip hab ich Dir ja Recht gegeben. Schöne Grüße! --Kursch 12:31, 3. Apr 2006 (CEST)

Übrigens gibt es auch von ernsthaften Leuten Bestrebungen, den Größen- und Einheiten-Formalismus so zu erweitern, dass man ganz allgemein physikalischen größen logarithmieren kann; das ist ein Versuch - kein Allgemeingut. // Die IUPAC gibt für stoffmengenkonzentrationsbezogene Gleichgewichtskonstanten K_c als SI-Einheit (mol·m^-3) ^{Summe der stöch. Zahlen} an in http://www.iupac.org/reports/1993/homann/physical/47.html  ; aber das sind wohl auch Tüpferlscheißer, deren Empfehlungen nicht in die WP gehören ? --888344

"Man kann es drehen und wenden, wie man will..", die Naturgesetze der Chemie und der Physik stecken nun mal voll von logaritmischen Zusammenhängen. Und da man nun mal dimmensionierte Größen angeblich nicht logarithmieren kann, müssen wir die entsprechenden Naturgesetze einstampfen. Hättest Du nicht einen etwas konstruktiveren Vorschlag? --Kursch 11:02, 7. Dez. 2007 (CET)

PS.: Es ist eben schon Allgemeingut der Naturwissenschaft, dass der Logarithmus einer dimmensionierten Größe sich grundsätzlich auf deren numerischen Betrag bezieht, der aber seinersets erst dadurch zustande kommt, dass man die Größe selbst in anzugebenden Einheiten benennt (immerhin macht es beim Logartmus einen Unterschied von 3, ob man die logarithmierte Konzentration in Mol/l oder in mmol/l angegeben hatte). --Kursch 11:12, 7. Dez. 2007 (CET)

An Kursch. Ich bin nicht gegen die korrekte Darstellung logarithmischer Zusammenhänge. (Allerdings bestreitet - ein z. T. analoger Fall - ein WP-Bearbeiter zum Thema SI, dass man sagen könne, irgendeine Größe sei proportional zur Wurzel aus einer Frequenz; weil man dazu die Schreibweise Wurzel aus Hertz verwende müsse, und das passt ihm nicht. Nicht zu beanstanden sei aber die Formulierung, dass das Quadrat der Größe zur Frequenz proportional ist.) Nur fehlt es in vielen Chemie-Artikeln der WP daran, anzugeben, auf welche Einheiten sich der Zahlenwert beziehen soll. "... in anzugebenden Einheiten ..." schreibst Du ja selbst - bitte, dann gebt sie doch an. Der Vorschlag, Naturgesetze einzustampfen, stammt nicht von mir; mein Anliegen ist nur, Zusammenhänge verständlich darzustellen. Oft werden dabei jedoch mathematische Schreibweisen ohne die in der Mathematik übliche Striktheit benutzt. // Leider bist Du nicht auf das IUPAC-Tüpferlschiss-Argument eingegangen; nach IUPAC führen augenscheinlich stoffmengenkonzentrationsbezogene Gleichgewichtskonstanten andere Einheiten als in WP-Artikeln. Sollte ich dabei etwas falsch verstanden haben, lass' es mich bitte wissen. Falls Du an der Chemie-Redaktion mitarbeitest - wo kann man eigentlich deren Mitarbeiter nachlesen? -, bitte ich Dich, diese Diskrepanz in der Redaktion zur Sprache zu bringen. Vielleicht wird dort ja beschlossen, dass man mit ihr prächtig leben kann. --888344

Ich kenne das so, dass prinzipiell, auch wenn nicht explizit hingeschrieben vor dem logarithmieren durch die Standardgröße dividiert wird. 84.60.47.200 20:48, 25. Jan. 2008 (CET)

Was ist denn die Standardgröße? - Sie bedarf willkürlicher Festlegung. --888344

Was meint HA ?

Steht HA für jegliche Säure? Eine Erläuterung wäre schön 84.187.240.247

In der Tat, so ist es. Das A steht für den Säurerest bzw A- für das entsprechende Anion. Das ist eine in Lehrbüchern übliche Schreibweise. --Kursch 11:36, 3. Apr 2006 (CEST)

Eine Erläuterung im Artikel wäre dennoch schön --Wickie37 08:02, 28. Mär. 2008 (CET)

Mittlerweile erklärt! Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 22:25, 6. Apr. 2008 (CEST)

Stark oder mittelstark?

Wie kann NH3 eine starke Base sein (pkb = 4,75) aber die Essigsäure mittelstark (pks = 4,75) Das ist nicht besonders konsistent oder? Ich würde beide als mittelstark einschätzen, hab aber keine definitive Quelle. --89.50.219.72 20:59, 26. Nov. 2006 (CET) (Morl99)

Meines Wissens gibt es da leider keine einheitiche Definition, aber werde mal recherchieren --Wickie37 08:03, 28. Mär. 2008 (CET)

schwache Säure

Zitat: Hätten beide Partner ein hohes oder beide Partner ein niedriges Potenzial, wäre HA eine schwache Säure. Das Gleichgewicht (1) würde in beiden Fällen auf der linken Seite stehen.

Ich halte dies Erklärung für falsch. Es müsste doch heißen: Hätte HA ein niedriges Potential, ein Proton abzugeben, und A- ein hohes Potential, ein Proton aufzunehmen, wäre HA eine schwache Säure.

Temperaturabhängigkeit

Hab ich was übersehen, oder wird tatsächlich nirgends erwähnt dass die Säurekonstante temperaturabhängig ist? Zumindest in der Tabelle muss doch stehen auf welche Temperatur sich die Werte beziehen! --Wickie37 08:12, 28. Mär. 2008 (CET)

T-Abhängigkeit ist jetzt in eigenem Kapitel "Herleitung der Säurekonstanten" erwähnt/erklärt! Die Tabellenwerte beziehen sich natürlich auf Standardbedingungen Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 22:23, 6. Apr. 2008 (CEST)

Quellenangaben

Aus welchen Quellen stammen denn die hier genannten pKs-Werte? So einige Werte stimmen nämlich nicht mit den Werten überein die in den Artikeln der entsprechenden Säuren genannt werden, z.B beim Beispiel für mehrprotonige Säuren, Phosphorsäure wo man sich im Säure-Artikel auf den Römpp bezieht, allerdings wird dort nicht die Bezugstemperatur angegeben. Weiß jemand woher die Werte hier stammen oder hat jemand bessere Quellen? --Wickie37 08:37, 28. Mär. 2008 (CET)

Acidität organischer Säuren

Der Absatz des Artikels enthält einen Fehler, denn dort wird behauptet, ein +M- Effekt verringere die Acidität. Um die Auswirkungen mesomerer Effekte auf die Acidität organischer Säuren vorhersagen zu können, muss man immer von zwei Dingen ausgehen:

1. Man betrachte das entstehende Anion

2. Die Elektronendichte

Zu 1. existiert das Beispiel Phenol: Das Phenolat- Anion ist durch den +M- Effekt mesomeriestabilisiert. Die negative Ladung ist daher über das gesamte Molekül verteilt. Ein +M- Effekt liegt also vor, da die Elektronendichte des Moleküls somit erhöht ist. Die Stabilisierung des entstehenden Anions durch diesen +M- Effekt (sie führt zu 4 verschiedenen mesomeren Grenzformeln) erleichtert die Abgabe eines Protons und erhöht damit die Säurestärke.

zu 2. existiert das Beispiel Pikrinsäure (Trinitrophenol): Die Nitrogruppen üben einen -M- Effekt auf den Phenolring aus, da sie die Elektronendichte des Moleküls verringern. Sie ziehen Elektronen aus dem Molekül heraus. Damit ist die Polarität der O-H- Bindung erhöht und die Abgabe eines Protons erleichtert. Zudem verringert der -I- Effekt der Nitrogruppen die Elektronendichte des Kerns zusätzlich.

Wie man sieht, können sowohl -M als auch +M- Effekte die Säurestärke erhöhen. Der +M- Effekt macht Phenol sauer, der -M- Effekt macht die Pikrinsäure (Trinitrophenol)sauer. Eine Pauschalisierung nach dem Muster ein +M- Effekt hat immer diese und ein -M- Effekt immer jene Auswirkungen ist daher nicht möglich.

Um eine hinreichend präzise Aussage zu treffen, muss man darüber hinaus, wie bereits angedeutet, den induktiven Effekt beachten und ggf. induktiven Effekt und mesomeren Effekt gegeneinander abwägen. (nicht signierter Beitrag von 84.166.93.42 (Diskussion | Beiträge) 13:03, 20. Jan. 2009 (CET))

Es gibt natürlich kein allgemeingültiges Gesetz, aber i.d. Regel wirkt ein +M/-M-Effekt wie im Kapitel dargestellt. Weiter unten wird ja auch darauf hingewiesen, dass verschiedene Effekte auftreten und diese sich gegenseitig beeinflussen können (wie bei den Nitrogruppen -M und -I). Die Phenylgruppe hat einen (relativ schwachen) +M-Effekt, aber (siehe Phenol#Eigenschaften) hier ist es eher so, dass die Hydroxygruppe über ihren starken +M-Effekt die Elektronendichte des Rings erhöht und dadurch die Säurestärke/Stabilität des Phenolats erhöht ist. Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 18:12, 3. Sep. 2009 (CEST)

Die Tabelle

ist hübsch, aber in größeren Teilen nicht nachvollziehbar. So ist weder Ammoniak eine starke Base, noch Ameisensäure (oder Phosphorsäure etc.) ein starke Säure. --FK1954 20:49, 20. Nov. 2009 (CET)

Ja, das ist die verbliebene "Altlast" im Lemma, die Kapitel bis Säurekonstante#Acidität organischer Säuren sind komplett überarbeitet. Die Werte der Tabelle sind korrekt, vielleicht sollten wir einfach nur sehr stark / mittel (mässig?) / sehr schwach an den Enden lassen sowie als Mitte einen Strich bei pKs 7. Entwurf ist hier. Wo würdest Du die Grenzen ziehen? Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 23:08, 20. Nov. 2009 (CET)

Solche Einteilungen sind natürlich immer willkürlich. Soll mans grob oder fein unterteilen? Bei der großen Spannweite der pKs-Werte wäre mir eine feinere Einteilung lieber. Im Römpp-Lexikon, das ich als eventuelle Referenz gecheckt habe, fand ich eine für meinen Geschmack zu grobe Einteilung:

sehr stark: pKs <-1,74

stark: pKs -1,74 - 4,5

schwach: pKs 4,5 - 9,5

sehr schwach: 9,5 - 15,74

extrem schwach: >15,74

Lass mich mal darüber nachgrübeln... Gruß --FK1954 23:29, 20. Nov. 2009 (CET)

Lass Dir ruhig Zeit :-)...und Du kannst gerne in der Testtabelle rumeditieren... Gruß und Gut' Nacht --Cvf-ps^Disk_+/− 23:43, 20. Nov. 2009 (CET)

@FK1954: Ich hatte die Tabelle verzapft: Für die Einteilung sehr stark/stark/schwach.. gibt es keine einheitlichen Darstellungen in der Literatur. Von starken Säuren wird in der Regel gesprochen, wenn in 0,1 molaren Lösungen ein Protolysegrad zwischen 1 und 0,01 zu erwarten ist. Phosphorsäure ist damit in der ersten Protolytischen Reaktion durchaus stark. In sehr verdünnte Lösungen (z.B. 0,01n und verdünnter) liegen Säuren mit pKs=2 so vor, das noch gut C(Säure)=pH gilt. Viele Grüsse, -- Roland.chem 18:47, 21. Nov. 2009 (CET)

in der Tabelle fehlt eine Temperaturangabe! Da sollte rein, ob diese Werte bei bei SATP oder 25°C oder 1239°C oder sonstwas "gültig" sind. grüße (nicht signierter Beitrag von 92.74.190.45 (Diskussion) 17:56, 10. Mai 2011 (CEST))

pKs von H3O+ ???

Der pKs-Wert von H3O+ muss per Definition Null sein, in Worten 0,00. Wer etwas anderes behauptet, hat die Thermodynamik hinter dem Massenwirkungsgesetz nicht verstanden. Der Wert von -1,74 ist Schwachsinn, woher kommt der? Es gibt keine Quellenangabe dazu. Das zugehörige Gleichgewicht ist:

H3O+ + H2O <====> H2O + H3O+

Die Gleichgewichtskonstante ist Eins, damit ist der Logarithmus Null. Die sonst übliche Formel Ks = [H3O+][A-]/[HA] Lässt sich hier nicht anwenden. Bei der wird nämlich davon ausgegangen, dass die Konzentrationen von HA und A- klein gegenüber der Konzentration von Wasser sind. Das ist jedoch nicht gegeben, wenn HA = H2O ist. TK, 11.1.10 (nicht signierter Beitrag von 141.63.102.209 (Diskussion | Beiträge) 16:09, 12. Jan. 2010 (CET))

Lies mal einfach hier, S. 81ff. Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 19:07, 12. Jan. 2010 (CET)

Das Gestänkere von User:141.63.102.209 (bitte signieren wenn du schreibst) ist nicht unberechtigt, obwohl der Wert -1,74 in der Literatur reichlich verbreitet ist. HoWi (Stand 1985) zieht die Definition anders durch, was zum Wert 0 führt. Rein qualitativ gefällt mir der Wert Null besser, da damit HNO3 eine stärkere Säure als H3O+ ist und ich erwarten würde, dass in einer 1 molaren Lösung von HNO3 gut 90% der Teilchen als NO3- und H3O+ vorliegen. Viele Grüsse, -- Roland.chem 22:36, 12. Jan. 2010 (CET)

Klar, die "Null" wäre eine elegantere Lösung. Gibt es aussser dem HoWi noch andere Quellen ? (werde zu Hause mal in der aktuellen 102. Auflage nachlesen) Der Jander/Jahr ist aber auch nicht gerade unbekannte Literatur. Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 08:35, 13. Jan. 2010 (CET)

"Mein" HoWi stellt eine "protolytische Spannungsreihe" auf und verzichtet auf pKb-Werte, was ich für nachteilig halte. Schröter, Lautenschläger, Taschenbuch der Chemie, 18. Auflage, 2001, setzt pKs H3O+ auf Null und pKs von H2O auf 14 bzw. pKb von OH- auf Null und argumentiert gegen die abweichende Werte. Hier hatte ich übrigens einen Beitrag eines IP-Users gesichtet/abgesegnet. Bisher konnte ich mich wegen den gegensätzlichen Angaben in der Literatur nicht überwinden die Werte in diversen Artikeln zu "nullen", hatte aber schon mal hier die Tabelle umgestellt. Grüsse, -- Roland.chem 12:04, 13. Jan. 2010 (CET)

Lass mich erst mal zu Hause den HoWi durchsehen...Jaaa, wann wandert Dein "Säure-Base-Reaktion" in den ANR? Wäre ein echter Gewinn im Vergleich zum derzeitigen Stub Säure-Base-Reaktion!!! Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 13:12, 13. Jan. 2010 (CET)

Die Herleitung in hier, S. 81ff ist falsch! Es wird eine vereinfachte Gleichung des Massenwirkungsgestzees verwendet, die in diesem Falle einfach nicht mehr anwendbar ist. Das steht sogar da drin. Zitat: "Die Werte gelten für verdünnte wässrige Lösungen." Im Falle eine Lösung von "Wasser in Wasser" (die korrespondierende Base zu H3O+ ist eben genau Wasser) ist diese Prämisse aber nicht mehr gegeben. Soll ich mal eine korrekte Herleitung des Massenwirkungsgesetzes für Säurekonstanten hier reinschreiben? Dort sieht man auch genau den Fehler, der bei der Herleitung des Wertes -1,74 immer gemacht wird. Das wird etwas länger, schaffe ich frühestens am Wochenende. Es ist mir schon oft aufgefallen, dass in Analytikbüchern und -publikationen die thermodynamischen Grundlagen vernachlässigt werden. Wenn man die Rechnung stur durchzieht ohne nachzudenken, kommt man auf -1,74. Rein physikalisch ist das aber Unsinn, die freie Enthalpie der Reaktion ist Null, die der Logarithmus der Gleichgewichtskonstante ist damit auch Null. (Danke für den Hinweis mit dem Signieren, das hatte ich völlig vergessen.) (//edit// meinen Kommentar als "Gestänkere" zu bezeichnen.... wo habe ich das nicht nett genug formuliert?) (//edit²// Ich muss mal in den Atkins schauen.)) --141.63.102.209 08:34, 14. Jan. 2010 (CET)

@IP-User: Wer was anderes behauptet, hat die Thermodynamik hinter dem Massenwirkungsgesetz nicht verstanden. und Der Wert von -1,74 ist Schwachsinn .. ist nicht gerade freundlich. Siehe Wikipedia:Wikiquette. (Man kann sich übrigens einen User-Namen zulegen, das hat Vorteile). Grüsse, -- Roland.chem 12:53, 14. Jan. 2010 (CET)

@Cvf-ps: Ich habe mit "meiner" Säure-Base-Reaktion inhaltliche Probleme. Eigentlich versuche ich die Modellvorstellung von Arrhenius in Artikel abzureichern (unzureichendes Modell) und Brønsted anzureichern. Und ich habe den Eindruck, auch der Jander/Jahr 2002 hat es nicht hinbekommen: Meiner Meinung nach ist es ein Mischmasch aus Arrhenius und Brønsted. Besonders, da dort über Aktivitäten/elektrolytische Dissoziation und Ionenstärke diskutiert wird und H⁺-Teilchen auftauchen. Grüsse, -- Roland.chem 12:53, 14. Jan. 2010 (CET)

Ok, das mit der Freundlichkeit ist akzeptiert. Wie legt man sich einen Benutzernamen zu? Der Satz weiter oben "Da die Konzentration von Wasser (c(H2O)) bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sich c(H2O) in die Konstante K einbeziehen." ist auch falsch. Leider steht er in vielen Büchern. Das ist eine Missinterpretation des chemischen Potentials der Thermodynamik. In der Gleichung für K steht thermodynamisch nicht die Konzentration, sondern die dimensionslose Aktivität (Chemie). Das ist auch im Artikel Massenwirkungsgesetz gleich im ersten Absatz beschrieben. Die Aktivität von Wasser ist 1, deshalb kann man den Wasserterm weglassen. Es wird nicht die Konzentration von 55 mol/l in K hineingerechnet. Die Aktivität der anderen Reaktionspartner ist vom Zahlenwert her gleich deren Konzentration, solange es sich nicht um Wasser handelt (wie bei H3O+). --141.63.102.209 14:27, 14. Jan. 2010 (CET)

Benutzername anlegen: klick einfach auf diesen Link, wähle einen passenden Benutzernamen, trag' zweimal dasselbe Passwort ein, vergiss' die Emailadresse nicht.

Zur fachlichen Diskussion möchte ich erst einmal den HoWi sowie mein Thermodynamik-Buch konsultieren; die Aussage, dass viele Werke statt der Aktivität vereinfachend die Konzentration verwenden, ist jedoch korrekt. Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 15:10, 14. Jan. 2010 (CET)

@Cvf-ps: Und was sagt nun der aktuelle HoWi? Grüsse, -- Roland.chem 12:26, 1. Feb. 2010 (CET)

Ups, sorry, hatte ich total aus den Augen verloren. Werde heute Abend mal etwas Literaturstudium betreiben...Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 16:07, 11. Mär. 2010 (CET)

Nachdem ich heute (endlich!) ein paar Seiten im aktuellen HoWi geschmökert habe: auch der nennt als pKs für H₃O⁺ Null. Damit als Quelle könnte man eigentlich die Tabelle korrigieren. Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 19:54, 26. Mär. 2010 (CET)

Es ist völlig korrekt, was Kollege 141.63.102.209 schreibt: Das korrekte Massenwirkungsgesetz wird mit Aktivitäten statt Konzentrationen definiert. Die Aktivität von Wasser als Lösungsmittel im Überschuss ist 1, und daher "verschwindet" der Ausdruck c(H2O) auch aus dem Ausdruck für die Säurekonstante (Quelle: Atkins/de Paula, Kurzlehrbuch Physikalische Chemie, 4. Auflage, S. 337) - und nicht weil man etwa die 55,55 mol/L in das K hineinmultipliziert ! Das hat aber auch zur Folge dass der pKs-Wert von H3O+ gleich 0,00 sein muss. Ich habe schon einmal versucht das in der Tabelle zu ändern, das wurde allerdings binnen weniger Tage wieder auf -1,74 "verbessert". -- Faber Wolfgang 22:25, 8. Feb. 2010 (CET)

Ich möchte auch noch meine Meinung zu diesem Thema hinzufügen: Wie hier schon besprochen wurde, gilt das Massenwirkungsgesetz mit den sog. Aktivitäten. Für ionische Lösungen gilt hier a = f * c (Aktivität = Aktivitätskoeffizient * Konzentration). Der Aktivitätskoeffizient, der beschreibt wie stark die Ionen untereinander wechselwirken, ist ein dimensionsloser Koeffizient. Die Aktivität selbst ist demnach nicht dimensionslos, sondern besitzt wie die Konzentration die Dimension mol/l. Der Aktivitätskoeffizient lässt sich über die Debye-Hückel-Theorie berechnen. Für hochkonzentrierte Lösungen gibt es eine verhältnismäßig starke Wechselwirkung der Ionen untereinander und der Aktivitätskoeffizient ist deutlich kleiner 1, die Lösung verhält sich so, als ob ihre Ionenkonzentration kleiner wäre, als sie tatsächlich ist. Für verdünnte Lösungen nähert sich der Aktivitätskoeffizient dem Wert 1, d.h. die Aktivität ist näherungsweise gleich der Ionenkonzentration. (Nur so nebenbei, es gibt auch dimensionslose Aktivitäten, z.B. bei Gasmischungen, dies ist aber hier nicht der zu betrachtende Fall.) Was nun in den Chemiebüchern üblicherweise gemacht wird, ist, dass verdünnte Lösungen betrachtet werden und der Aktivitätskoeffizient f=1 gesetzt wird und das Massenwirkungsgesetz somit mit Konzentrationen angeschrieben wird. Betrachtet man nun die Reaktion H3O+ + H2O <-> H2O + H3O+ ergibt sich eine Gleichgewichstkonstante von K=1. Für die Ionen H3O+ wird, wegen angenommene verdünnte Lösung, f=1 gesetzt und somit a = c angenommen. Beim H2O ist es so, dass dies keine Ionen sind und somit eine geringere Wechswelwirkung untereinander zeigen, als Ionen. Daher vermute ich jetzt, dass hier der Aktivitätskoeffizient trotz viel höherer Konzentration ebenfalls auf den Wert 1 gesetzt wird, woraus folgt, dass die Aktivität von Wasser ebenfalls mit ihrer Konzentration gleichgesetzt werden kann. Sie hat somit den Wert 55,55 mol/l. Da H2O allerdings ja ein recht stark polares Molekül ist, ist die Wechselwirkung der H2O Teilchen untereinander sicherlich nicht ganz zu vernachlässigen. Damit die Aktivität den Wert 1 mol/l haben kann müsste der Aktivitätskoeffizient den Wert 1/55,5 = 0,018 annehmen. Dies wäre ein äußerst glücklicher Zufall, aber nicht ausschließbar, da der Aktivitätskoeffizient Werte zwischen 0 und 1 annehmen kann. Ich habe nirgends etwas über den Aktivitätskoeffizient von Wasser finden können und die Debye-Hückel-Theorie gilt auch nur für Ionen. Aber Ionenlösungen mit Konz. um etwa 1 mol/l haben f-Werte im Bereich von 0,5. Letztlich halte ich es für wahrscheinlicher, dass der Aktivitätskoeffizient von H2O eher bei 1 liegt als bei 0,018, lasse mich aber gerne eines Besseren belehren bei entsprechender Begründung. Einfach die Aktivität von Wasser gleich 1 mol/l zu setzen halte ich jedoch nicht für zielführend, so wie es z.B. der Atkins macht. Jedenfalls, wenn man schon die Näherung der verdünnten Lösung (a = c) macht, kann man auch sagen, das Wasser stark im Überschuss vorhanden ist und sich somit die Konzentration des Wassers bei der Reaktion unwesentlich verändert. Somit kann die Aktivität des Wassers als Konstante angesehen werden. Der Rest ist dann die rein mathematische Spielerei, das eine Konstante multipliziert mit einer zweiten Konstante eine neue Konstante gibt. Und wenn die Säurekonstante nun mal so definiert ist, als K * a(H2O), dann muss man das auch beim Hydroniumion und beim Wasser so machen. Somit hat H3O+ eine Säurekonstante von 55,5 bzw. einen pKs = -1,74 und Wasser einen pKs = 15,74.--212.186.24.243 17:31, 8. Jun. 2010 (CEST)

Okay, habe heute nochmal im Atkins und im Wedler nachgelesen und dort wird die Aktivität grundsätzlich als dimensionlose Größe definiert und zwar a = f * c/c0. Mit c = Konzentration des gelösten Stoffes und c0 = Konzentration der gesamten Lösung. Bei verdünnten Lösungen ist c0 in etwa c(H2O)=55,5mol/l. Da man somit überall durch c(H2O) dividiert und f ungefähr 1 setzt, ist a(H20)=1. Das Problem ist somit eine reine Definitionssache der Aktivität. Ist sie so definiert wie ich es im ersten Beitrag geschrieben habe (und wie es auch hier steht: http://de.wikipedia.org/wiki/Aktivit%C3%A4t_(Chemie) unter Aktivität von Ionen und Elektrolyten bzw. wie ich es auch an der Uni in einer Vorlesung kennengelernt habe) so muss Wasser den pKs von 15,74 haben. Ist die Aktivität so definiert wie im Atkins und Wedler so muss Wasser den pKs von 14 haben. Da die letzten 2 Quellen ja anerkannte PC Bücher sind, schließe ich mich nun doch dieser Gruppe an.--212.186.24.243 22:29, 9. Jun. 2010 (CEST)

OK, damit sollte die Frage geklärt sein. Vielleicht könnte man ja diesen Fakt (je nach Definition der Aktivität (Chemie) ist pKs von H₃O⁺ 0 oder -1,74) im Lemma ergänzen? Damit würde auch einem Hin- und Hereditieren zwischen den beiden Typen die Grundlage entzogen. Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 10:32, 10. Jun. 2010 (CEST)

Wenn ich nochmal genauer darüber nachdenke, ergibt sich bei der Definition a=f*c/c0 ein Problem: Betrachten wir die Allgemeine Gleichgewichtsreaktion HA + H2O <-> A- + H3O+ Die Gleichgewichtskonstante ist dann K = [a(A-)*a(H3O+)]/[a(HA)*a(H2O)]. Variante 1: Setzt man nun für die Aktivitäten obige Definition ein und setzt alle f's =1, dann erhalten wir K = [c(A-)*c(H3O+)]/[c(HA)*c(H2O)], also das Massenwirkungsgesetz mit Konzentrationen, da sich alle c0 kürzen. Will man nun die Säurekonstante Ks anschreiben muss man die Gleichgewichtskonstante mit der c(H2O) multiplizieren. Macht man es so, dann muss auch bei dieser Definition H3O+ einen pKs = -1,74 und H2O 15,74. Variante 2: Man definiert die Säurekonstante als Ks = K * a(H20) = K * 1. Dann hat die Säurekonstante immer den gleichen Wert wie die Gleichgewichtskonstante bei einer Säure-Base-Reaktion. Die Säurekonstante ist dann Ks = [a(A-)*a(H3O+)]/a(HA). Setzt man jetzt die obige Definition der Aktivität ein, so kürzen sich nicht mehr alle c0 weg und man erhält Ks = [c(A-)*c(H3O+)]/[c(HA)*c(H2O)]. Also wie schon gesagt Ks = K. Für H3O+ ergibt sich dann ein pKs = 0, aber für H2O ein pKs = 17,49!!! Das habe ich aber bislang noch nie gesehen. Und ich habe nicht vor einen neuen Wert einzuführen. Resümee: Definiert man die Aktivität a = f * c ==> pKs(H3O+)= -1,74 u. pKs(H2O)= 15,74. Definiert man a = f * c/co dann hängt es davon ab wie man die Säurekonstante definiert und es gibt die zwei Varianten die ich beschrieben habe. Bei einer kommt wieder -1,74 u. 15,74 raus, bei der anderen 0 u. 17,49. Die KOmbination 0 u. 14 kann es meiner Meinung nach nicht geben. Somit wohl doch wieder die alt bekannten Werte. Ich habe mir noch nie so viele Gedanken zu dieser Thematik gemacht, also wäre ich sehr froh wenn ein paar weitere Fachleute versuchen meine Gedanken nachzuvollziehen und mich entweder bestätigen oder korrigieren. Danke.--212.186.24.243 21:50, 10. Jun. 2010 (CEST)

Genau 0 und 14 ist ein Zirkelschluss der so nicht funktionieren kann, die Aktivität von Wasser ist nämlich nicht wirklich 1, sondern die Säurekonstante wurde einfach so definiert, dass man die Konzentration des Lösungsmittel(das im übrigen auch nicht zwingend Wasser sein muss) weglässt. --87.78.147.20 20:44, 20. Okt. 2011 (CEST)

Hi. Hat schon mal jemand überlegt, dass entweder -1,74 und 15,74 oder 0 und 14 angegeben werden muss, da pKs+pKb=14 ist? Oder ist das auch nur ne Näherung? Grüße, Phine (nicht signierter Beitrag von 78.51.148.195 (Diskussion) 10:41, 13. Jul 2010 (CEST))

pKs + pKb = 14 stimmt nur wenn Ks so definiert ist, dass die Werte -1,74 u. 15,74 rauskommen. Wie ich bereits geschrieben habe, kann es die Kombination 0 u. 14 m.M.n. nicht geben. Macht man die Variante 2, wie ich es weiter oben bezeichnet habe, so kommt bei pKs + pKb = 17,49 raus.--212.186.24.243 19:23, 27. Jul. 2010 (CEST)

Der pKs von H3O+ ist -1.7 und der von H2O 15.7!!! Die Herleitung ist völlig logisch und eindeutig (kann man selbst einfach nachrechnen und z.B. im Riedel nachlesen). Für alle die nicht überzeugt sind: H20 + H3O+ --> H3O+ + H2O hier ist die Gleichgewichtskonstante K natürlich 1. Der Ks wert ist aber K mal [H2O] und somit 55,6 ergo log 55,6 = 1.7 und pKs = -1,7

Das steht in allen Literaturangaben die im wikipedia-Artikel angegeben sind auch so drin und deshalb muss der Wert in der Tabell unbedingt korrigiert werden!!!!

--147.142.186.54 20:00, 20. Okt. 2011 (CEST)

Die Werte 14 und 0 sind korrekt. Kurze Begründung: a) Näherung von K durch Kc: Die Konstante K ist eigentlich für Aktivitäten definiert, wie bekannt dimensionslose Größen. Näherungsweise kann man bei verdünnten Lösungen γ gleich 1 setzen. Dann ersetzt man allerdings die jeweilige Aktivität a durch den Ausdruck c/c0, um weiterhin eine dimensionslose Gleichgewichtskonstante zu erhalten. In einem weiteren Näherungsschritt lässt man dann c0 weg, da sich ja bei der Division durch 1 mol/L an den Zahlenwerten nichts ändert. Das dabei entstehende Kc scheint Einheiten zu haben, die aber ihre Ursache in den Vereinfachungsschritten haben. b) Aktivität des Lösungsmittels im Überschuss: Die Aktivität eines Lösungsmittels im Überschuss ist definitionsgemäß gleich 1, wie auch die Aktivität eines Stoffes in einer anderen Phase. Daher kann man auf die Erwähnung von H2O in der Säurekonstante verzichten. Keinesfalls entsteht Ks aus K durch Multiplikation mit a(H2O) oder c(H2O). Es ist daher auch K immer mit Ks identisch, da man auch in der "normalen" Gleichgewichtskonstante für Protolysereaktionen a(H2O)=1 setzen muss. Das "s" bedeutet lediglich, dass es um Protolysereaktionen geht. c) Protolyse von H3O+: Die Protolyse-Reaktion von H3O+ lautet: H3O+ + H2O <-> H2O + H3O+. Wie man es dreht und wendet, die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion ist 1 und pKs von H3O+ daher 0. Wolfgang Faber --91.128.198.37 11:12, 30. Okt. 2011 (CET)

da man auch in der "normalen" Gleichgewichtskonstante für Protolysereaktionen a(H2O)=1 setzen muss, das ist definitiv falsch, selbstverständlich muss bei einer Gleichgewichtskonstante auch dir Aktivität des Lösemittels berücksichtigt werden. Genau deshalb gibt es doch die Unterscheidung zwischen der Säurekonstanten und der Gleichgewichtskonstanten --87.78.159.170 18:55, 31. Okt. 2011 (CET)

Das Problem an der Sache ist, dass a(Lösemittel)=1 nur funktionieren kann, wenn man mit Molenbrüchen statt Konzentrationen rechnet. Dann käme man aber auf die bereits oben von IP212.186.* erwähnten Werte von 0 und 17,49. Was auch sinnvoll wäre, wenn man nicht einfach per Definition Ks-Werte auf Konzentrationen bezogen hätte, dadurch haben wir jetzt den Salat, wenn wir trotzdem die Aktivität des Lösemittels auf 1 setzen kommt nur noch Murks raus wenn das Lösemittel mehrmals in der Gleichung vorkommt... --Wickie³⁷ 21:28, 31. Okt. 2011 (CET)

Ich bin ja damit einverstanden, dass man für H3O+ pKa=O nehmen kann wenn man es so macht dass Ka = K, aber dann muss pKa= 17,49 sein für H2O und das kommt mir so eigenartig vor. Wie soll man da auf 14 kommen?-- 212.186.24.108 22:54, 16. Dez. 2011 (CET)

@212.186.24.108: In der Reaktion

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

ist c(HA) das Lösemittel H₂O. Die Aktivität des Lösemittels ist - wie schon mehrfach schon gesagt - gleich 1. Aus der messbaren Autoprotolyse des Wassers folgt:

${\frac {c(OH^{-})*c(H_{3}O^{+})}{a(H_{2}O)*a(H_{2}O)}}={\frac {10^{-7}*10^{-7}}{1*1}}=K=10^{-14}$

Grüsse, --Roland.chem 12:53, 17. Dez. 2011 (CET)

Also, liebe/r 87.78.159.170! Das ist definitiv nicht falsch. Die Aktivität des Lösungsmittels im Überschuss wird = 1 gesetzt, wenn der Überschuss hinreichend groß ist (d.h. wenn der Molenbruch gegen 1 geht). Das kann man gerne und jederzeit im Phys-Chem-Atkins nachlesen. Und, lieber Wickie37, um diese Näherung anzuwenden, muss man nicht in Molenbrüchen rechnen, da bleibt man bei den Aktivitäten bzw. Konzentrationen. Ich denke ich habe den Weg von der Gleichgewichtskonstante mit Aktivitäten zu Ks klar und deutlich nachvollzogen, da gibt es aus meiner Sicht weit und breit keinen Murks und keinen Salat. Wenn doch, dann bitte ich um konkrete Darstellung! Die ewigen Diskussionen haben ihren Grund nur darin, dass irgendjemand das gar nicht so mysteriöse "Verschwinden" des Wassers fälschlicherweise mit einer Multiplikation von K mit c(H2O) erklärt hat. Dieses "Modell" wurde dann auf einmal wörtlich genommen und dann kommt -1,76 und 15,76 heraus. Ist und bleibt aber falsch, auch wenn es in vielen Quellen so vorkommt. Ich vertraue im Zweifelsfall Hollemann-Wiberg und Atkins. Wolfgang Faber--92.248.79.11 22:52, 31. Okt. 2011 (CET)

Genau die Aktivität wird auf 1 gesetzt, das ist nunmal was anderes als die Konzentration, sieht man schon allein daran, dass die Konzentration eine Einheit hat, was die Aktivität definitonsgemäß nicht haben darf. Das wird häufig so gemacht, dass man die Einheit einfach ignoriert und in Kauf nimmt dass da "falsche" Konstanten rauskommen, wenn man das immer so macht heben sich die Fehler bei verdünnten Lösungen am Ende gegenseitig auf und man kommt trotzdem auf richtige Ergebnisse, aber eben nur bei verdünnten Lösungen - was reines Wasser nunmal nicht ist --Wickie³⁷ 16:04, 1. Nov. 2011 (CET)

PS: Ganz krass sieht man den Unsinn dieser Definition, wenn man eine Lösung hat deren Konzentration größer als 1mol/L ist, dann würde dem gelösten Stoff ja mehr Gewicht zugewiesen als dem Lösemittel... --Wickie³⁷ 16:09, 1. Nov. 2011 (CET)

Da sind wohl Lösungsmittel und gelöster Stoff durcheinander geraten. Wasser ist bei der Hydrolyse von H3O+ genauso das Lösungsmittel wie bei der Hydrolyse von z.B. HNO3 und nicht der gelöste Stoff. Lösungsmittel im großen Überschuss haben eine Aktivität von 1. Die Konzentration des gelösten Stoffes hingegen sollte möglichst klein sein (im Prinzip gilt das ganze nur für unendlich verdünnte Lösungen, in der Praxis etwa bis maximal 0,01 mol/L des gelösten Stoffes). Für den gelösten Stoff sind daher Konzentrationen größer als 1 mol/L völlig anders zu behandeln (aus vielerlei Gründen, da stimmt ja dann vieles nicht mehr, aber das ist eine andere Geschichte). Zum "Vernachlässigungsweg" von Aktivitäten zu Konzentrationen habe ich schon oben alles geschrieben was es dazu zu sagen gibt. Meiner Meinung nach gibt es da weder ein "Ignorieren" noch eine falsche Konstante. Bitte um konkretere Darstellung ! --Faber Wolfgang 10:25, 6. Nov. 2011 (CET)

Ich möchte Benutzer:Faber Wolfgang zustimmen. Meiner Meinung nach kann man das Problem auch qualitativ erklären: Es gibt keinen experimentellen Weg die die Säurestärke von H3O+ in Wasser zu bestimmen. Ich kann nur die Säurestärke anderer Verbindungen in Wasser messen. Für diese anderen Verbindungen bildet das Wasser und dessen chemisches Verhalten das Bezugssystem. Das Bezugssystem bildet sozusagen den "Nullpunkt" meiner Betrachtung. (Ähnlich geht man beim Redoxpotential vor: Hier bastel ich mir eine Wasserstoffelektrode und messe im Vergleich zu diesem System das "ablösen" von Elektronen von anderer Teilchen. Auch hier kann ich das Eigenverhalten meines Bezugssystems nicht messen. Auch hier bildet es sozusagen den "Nullpunkt" der Messung.) Um dieses Problem rechnerisch bei den Säurestärken zu lösen, verwende ich Aktivitäten und setze die Eigenschaften des Wassers auf den Wert 1. Grüsse, --Roland.chem 12:18, 6. Nov. 2011 (CET)

Gerade wenn man das als Bezugssystem sieht ist es doch wichtig zu wissen ob H₃O+ nun saurer ist als HNO₃ oder nicht. Ich würde nämlich sagen dass HNO₃ nicht saurer sein kann als H₃O+, weil es nicht zu 100% dissoziiert --87.78.157.84 22:48, 7. Nov. 2011 (CET)

Auch wenn es einige (Arrhenius-belasteten) Lehrbücher so behaupten: Die pks-Wert des H3O+-Teilchens bildet keinen on/off-Schalter. Die Eigenschaften des Wassers wirken nur nivellierend. Die Differenz von pKs-Werten Werte sagen nur was wie: ist stärker als. Selbst bei der maximal sinnigen Konzentration von 1 mol/l (geht gerade noch als verdünnte Lösung durch) ist HNO3 in weitgehend "dissoziiert". Gebe ich Natriumnitrat in Wasser, erwarte ich keine basische Reaktion durch den sehr schwachen Protonenakzeptor NO₃^-. Grüsse, --Roland.chem 12:34, 8. Nov. 2011 (CET)

Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, deswegen kann es 100% gar nicht geben. Dennoch bin ich der Meinung, dass die Vereinfachung mit den Aktivitäten und Konzentrationen zwar zum rechnen geeignet ist, weil es sich in der Regel rauskürzt wenn man es strikt durchzieht, aber gerade eine Vergleichbarkeit, die hier ja der einzige Nutzen wäre, unmöglich macht. Die Analogie zu Redoxpotentialen passt ganz gut, aber da ist die Vergleichbarkeit eben auch ein Problem. --Wickie³⁷ 09:38, 9. Nov. 2011 (CET)

Nur mal so als Hinweis, das Problem Konzentrationen vs. Aktivitäten wird im Artikel sogar schon im Abschnit Herleitung ganz gut erläutert:
$K_{th}$ ist dabei als Produkt der Aktivitäten definiert und ist eine dimensionslose Größe. 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. --Wickie³⁷ 13:28, 9. Nov. 2011 (CET)

Könnte mir (Nichtchemiker) nun einmal jemand zusammenfassen, wie sich die Allgemeinheit nun auf die Antwort "0" geeinigt hat und welches Argument dabei entscheidend war? Ich blick nämlich nicht durch. Und wenn es eine Antwort gibt, könnte man die Quintessenz dieser Diskussion bitte auch in den Artikel einbringen, unter der Überschrift "pKS-Wert des Wassers? Danke. --Polis Tyrol (Diskussion) 13:45, 29. Jan. 2013 (CET)

pKa von H3O+ ist gleich 0, der von Wasser ist 14, siehe die folgende Quelle: Meister, E.C.; Willeke, M.; Angst, W.; Togni, A.; Walde, P. Helv. Chim. Acta 2014, 97, 1. (nicht signierter Beitrag von 141.5.20.126 (Diskussion) 13:48, 7. Mär. 2016 (CET))

Kleine Hilfe für alle die noch Schwierigkeiten mit dem Konzept pKa(H3O+) = 0 haben: Die Aktivitäten sind ja immer bezogen auf ihren standard zustand. Es lautet aber nicht "H2O(aq)" sondern "H2O(l)" (denn was sollte das auch sein, wasser in wässriger Lösung?), d.h. für das Wasser Molekül wird nicht der standard von (aq) mit 1 M zu Grunde gelegt, sondern mit der standard von der reinen phase (l), welche immer die Aktivität 1 hat. So ergeben sich dann pKs 0 und 14. gruß 212.60.196.82 08:54, 24. Okt. 2016 (CEST)

Eine Frage hätte ich da noch: In der Tabelle wird pKS(H3O+)=0 angegeben; in 6 (!) der unten aufgeführten Weblinks findet sich jedoch pKS(H3O+)=-1,74. Also müsste man auf das "Definitionsproblem" der Aktivität im Text eingehen oder die Tabelle ändern oder sämtliche Links entfernen, da sie nicht mit dem Artikel konsistent sind. Übrigens liefern alle mir verfügbaren Schul-Lehrbücher entweder -1,74 (Klett: elemente; VuW: Chemie Oberstufe (einschließlich der "falschen" Herleitung); ebenso Tafelwerk Duden/Paetec) oder umgehen die Angabe gänzlich (Schroedel: Chemie heute Sek II, Duden: Chemie GOST). Viele Grüße (nicht signierter Beitrag von 93.220.97.183 (Diskussion) 22:41, 20. Mär. 2017 (CET))

Da ich thermodynamisch unterwegs bin kenne ich mich in der chemischen Literatur nicht aus. Wenn das aber tatsächlich so in den Schulbüchern drin steht (oh mein Gott!) dann kann man das durch ein einfaches argument entkräften: H2O Moleküle sind voneinander ununterscheidbar (=> prinzipielle ununterscheidbarkeit von Partikeln mit gleichem Quantenzustand). Man kann nicht an einige H2O Moleküle gedanklich ein Label drantackern und sagen "dies ist meine konjugierte base von H3O+" und alle anderen sind das Lösungsmittel. Genau das täte man nämlich, wenn man H2O(aq) auf der rechten seite der Gleichung hat und H2O(l) auf der linken hat. Nur dann kommt dieser murks heraus. Nein, es gibt nur ein H2O welches auf beiden Seiten der Gleichung das gleiche chemische potential besitzt, und sich damit IMMER herauskürzt. Selbst dann wenn man die abenteuerliche Konstruktion "H2O(aq)" als standardzustand definierte (könnte man so machen), müsste man die darauf bezogene Aktivität auf BEIDE Seiten der Gleichung schreiben, womit man wieder pKa = 0 erhält, egal wie man es dreht oder wendet.

Kleine Exkursion: Nehmen wir an, ich könnte tatsächlich einige H2O Moleküle markieren (z.B. durch ein sauerstoff-isotop 18-O). Solange das chemische potential durch eine solche Markierung nicht beeinflusst wird, würden sich die iso-formen durch den ständig stattfindenden Elektronenaustausch in kürzester zeit ununterscheidbar vermische, so dass ein ursprünglich "reines" 18-H3O+ eingebracht in 16-H2O als Lösungsmittel sich einstellen würde als ein proportionales Gleichgewicht aus 16-H3O+, 18-H3O+, 16-H2O und 18-H2O, und es wäre nichts gewonnen. Gruß! 212.60.196.82 21:09, 21. Apr. 2017 (CEST)

Eigentlich geht es gar nicht darum, ob man von H2O(l) oder H2O(aq) ausgeht, sondern darum, dass die Säurekonstante aus historischen Gründen über Konzentrationen (c) statt Aktivitäten (a) definiert ist. Allerdings gibt es zwei mögliche Interpretationen der Definition:

• 1.: Die Konstante ist komplett über c definiert, wird aber zur Vereinfachung durch c(H2O) geteilt, wobei die Einheit von Ks auf mol/L festgelegt wird (Die Einheit ist hier entscheidend, da die im Logarithmus zwangsläufig verschwindet). Damit käme man auf pKs(H3O+)=-1,74 und pKs(H2O)=15,74.
• 2.: Nur für die gelösten Stoffe wird c verwendet, für das Lösungsmittel a=1 (ebenfalls wieder Ks in mol/L). Damit käme man auf pKs(H3O+)=0. Bei H2O hätte man aber dann das Problem, dass die Einheit nicht mehr passt: Ks(H2O) = 10^-14 (mol/L)^2.

Würde man die Säurekonstante tatsächlich als Gleichgewichtskonstante aus den Aktivitäten berechnen, käme man natürlich auch auf pKs(H3O+)=0. Aber dann wäre pKs(H2O) nicht wie erwartet 14, sondern wie weiter oben schon erwähnt 17,49 und man käme auch für alle anderen Säuren auf abweichende pKs-Werte.

Es kommt also schlicht darauf an, wie man Ks definiert, und keine der möglichen Definitionen ist perfekt. Wobei ich Variante 1 noch mit Abstand am besten finde, also dass man ganz klar sagt, dass Ks eben keine einfache Gleichgewichtskonstante ist. --Wickie³⁷ 18:06, 10. Mai 2020 (CEST)

Hier gibt es einen ausführlichen Artikel, warum der pKS-Wert von Wasser 14 ist und nicht 15,7, warum die Herleitung des Wertes von 15,7 in sich nicht stimmig ist und wie es vermutlich, dazu kam, dass dieser Wert sich in die Literatur eingeschlichen hat: https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Organic_Chemistry/Supplemental_Modules_(Organic_Chemistry)/Fundamentals/What_is_the_pKa_of_water (nicht signierter Beitrag von 194.76.232.148 (Diskussion) 12:01, 21. Aug. 2024 (CEST))

pks Hydroniumion

Hallo Großer Fehler im Artikel :Der pks Vom Hydronium Ion ist -1,74 und nicht null!! H3O+ + H20 --> H3O+ + H20

Ks = K *[H2O] = [H3O+]*[H2O]/ [H3O+]--> Ks= [H2O] Ks=55,56 mol/L --> pks=-lg(55,56) pks=-1,745

MFG Markus (nicht signierter Beitrag von 78.53.196.133 (Diskussion) 15:04, 12. Jul 2010 (CEST))

Bitte mal die ausführliche Diskussion direkt drüber lesen. Dort steht alles, warum 0 korrekt ist. Viele Grüße --Orci Disk 15:10, 12. Jul. 2010 (CEST)

das Problem hier ist das K = Ks gesetzt wird was aber falsch ist.. Ks=K*[H2O] setzt man korrekterweise K=1 (wie oben erwähnt) kommt man auf Ks=[H2O} (nicht signierter Beitrag von 78.53.196.133 (Diskussion) 18:03, 12. Jul 2010 (CEST))

pKs von Schwefelsäure

Unter Schwefelsäure steht ein Wert von 3,9. In diesem Artikel ein Wert von 3. Wer hat Recht? -- Raubsaurier 08:26, 29. Jul. 2010 (CEST)

Beide Werte waren belegt, ich habe es nun nach einer besseren Quelle bei der Schwefelsäure auf 3,0 korrigiert. Viele Grüße --Orci Disk 10:38, 29. Jul. 2010 (CEST)

Titel: Protolysekonstante

Hi, warum heist der Artikel "Säurekonstante" obwohl die Basekonstante das selbe ist und mindestens genau so wichtig. Beide werden gleich berechnet und daher währe ein allgemeiner Name wohl eher die "Protolysekonstante".

so findet sich die Erklärung auch in neueren Schul- und Lehrbüchern. --80.139.8.57 17:37, 4. Dez. 2010 (CET)

Basenkonstante hat einen eigenen Artikel, ist nicht das gleiche. Viele Grüße --Orci Disk 18:25, 4. Dez. 2010 (CET)

falscher pKs-Wert von NH3

Der pKs-Wert von NH3 ist nicht 23. Dies ist im Jander/Blasius sowie im aktuellen Holleman/Wiberg falsch. Es muss eher 32 heißen.

Problem: Alle bisherigen Bestimmungen schwanken zwischen 29 und 33. Ggf. Belege: - IUPAC, 1987, 12, 1693 ff - Jander, Spandau, Addison, Chemie in wasserfreiem flüssigem Ammoniak, Friedrich Vieweg & Sohn, Braunschweig 1966 (nicht signierter Beitrag von 138.246.7.182 (Diskussion) 16:50, 2. Mai 2011 (CEST))

pKs der von Ammoniak und Methan

Ich habe mich gerade stark gewundert als ich die pKs-Werte für Ammoniak und Methan gesehen habe. Für Ammoniak hatte ich 32/33 im Kopf. Schon allein deshalb, weil man sonst auf eine Autoprotolysekonstante von 23-4,75≈18 käme. Dabei habe ich in einer anderen Quellen gelesen, dass diese bei 29 (-50°C) bzw. 25 (0°C) liegt. — Toshiki 23:37, 27. Aug. 2011 (CEST)

Die Autoprotolyse von Ammoniak ist irrelevant. Sie gilt für flüssiges, wasserfreies Ammoniak und nicht für Ammoniak in Wasser. 14 kommt als Summe vom pKs+pKb des Säure-Base-Paares NH3/NH2^- zustande. Grüsse, --Roland.chem 11:41, 29. Aug. 2011 (CEST)

Es gilt aber pK_auto(NH₃) = pKa(NH₂⁻) - pKa(NH₄⁺), oder etwa nicht mehr? — Toshiki^talk 17:56, 29. Aug. 2011 (CEST)

Ich weis nicht was pK_auto sein soll. Ich kann in Analogie zu Wasser nur ein Ionenprodukt von Ammoniak (flüssig und wasserfrei) angeben. Dieses Lösemittel bildet mit seinem Ionenprodukt den Nullpunkt des pKs-Systems "Ammoniak als Lösemittel". Grüsse, --Roland.chem 20:18, 29. Aug. 2011 (CEST)

pK_auto meint auch das Ionenprodukt. — Toshiki^talk 12:16, 16. Sep. 2011 (CEST)

Sehr viel erstaunlicher finde ich 34 für Methan. In den Lehrbüchern über organische Chemie, die ich bis jetzt gelesen habe, stand immer etwas von 50 (Vollhardt) bis 60 (McMurry). Der kleinste Wert, den ich je gesehen habe, war 48 (für Ethan). Kann man diese extrem hohe Acidität des Methans auch wieder mit der Temperatur erklären, oder wie sieht's aus? — Toshiki 23:37, 27. Aug. 2011 (CEST)

Ich weiss nicht, was der "richtige" Wert wäre. Wenn im Vollhardt wirklich ein wässriges System diskutiert wird und Methan als Protonendonator gemeint ist, kannst du den Wert ändern und den Vollhardt als Referenz angeben. Übrigens, 34 und 50 bedeuten in einem wässrigen System etwa das gleiche: Keine Reaktion als Säure in Wasser. Grüsse, --Roland.chem 11:41, 29. Aug. 2011 (CEST)

Im wässrigen System ist ein solcher Wert natürlich nicht bestimmbar. Bei Chemieonline ist ein Wert von 48 genannt, der aus March, Advanced Organic Chemistry stammt. Gruß --Cvf-ps^Disk_+/− 16:06, 29. Aug. 2011 (CEST)

Dass die pKs-Werte bei einer Reaktion in Wasser keine Rolle spielen, ist mir klar. Aber wenn man Methan mit LDA (pKs=40) deprotonieren könnte, wäre schon krass… Deshalb sollte der pKs schon richtig sein. — Toshiki^talk 17:56, 29. Aug. 2011 (CEST)

Hab im March nachgeschaut. (Ich wusste gar nicht, das es dort eine pKs-Tabelle gibt.) In der Tabelle und der Referenz wird angegeben, das der Wert auf die pKs-Skala von Wasser hingerechnet wurde. Ich werde den Wert also auf 48 ändern. Grüsse, --Roland.chem 19:59, 29. Aug. 2011 (CEST)

Danke. — Toshiki^talk 12:16, 16. Sep. 2011 (CEST)

Fehler im Satzbau

"Diese sogenannte Autoprotolyse erlaubt die Bestimmung das Ausmaß der Fähigkeit einer Base, ein Proton vom Wasser zu übernehmen, und wird unter Basenkonstante näher erläutert."

Also irgendwie stimmt hier was absolut nicht. Wäre mal zu überarbeiten. (nicht signierter Beitrag von 84.164.54.206 (Diskussion) 15:28, 19. Jan. 2012 (CET))

pKs-Tabelle: allgemeingültig oder nur für Wasser?

Gehe ich recht in der Annahme, dass die hier aufgelisteten pK_s-Werte ausschließlich für wässrige Systeme korrekt sind? Falls ja, sollte das angemerkt werden. Wäre insbesondere interessant was das H₃O⁺-Ion betrifft, da in obiger Diskussion sein pK_s-Wert von 0,00 damit begründet wurde, dass H₂O das Lösungsmittel ist, ignorierend, dass H₃O⁺-Ionen auch in anderen Lösungsmitteln vorliegen können.--Polis Tyrol (Diskussion) 11:08, 5. Dez. 2014 (CET)

pKs-Tabelle und Text für Wasser verschieden

Hallo allerseits, nach der ellenlangen Diskussion zu dem Thema, in der sich wohl die Anschauung der momentanen pKs-Tabelle durchsetzte (pKs von H₃O⁺ = 0,00, pKs von H₂0 = 14,00), steht im Text nun wieder das, was die Kinderchen gegenwärtig in der Schule lernen, also pKs von H₂0 = 15,74. Kann das mal jemand der hier mitlesenden Autoritäten korrigieren? Gruß --Qniemiec (Diskussion) 00:25, 9. Mai 2015 (CEST)

Ich habe den Wert 15,74 entfernt. --Roland.chem (Diskussion) 13:16, 15. Mai 2015 (CEST)

22 pKs- und pKb-Werte

Die Tabelle der pKs und pKb-Werte ist inkonsistent. In der Summe müssen diese 14 ergeben. Bei den schwachen Säuren gibt es einige offensichtlich falsche Werte.

Acidität von HX

"Eine Säure ist umso stärker, je polarer die H-X-Bindung ist". Stimmt nicht - vgl. HF mit HI! Da fehlt noch Vieles... Unter anderem, dass die Säure umso stärker ist, je weiter die negative Ladung im Anion verteilt ist. Vergleich hierzu auch die Chlor-Sauerstoffsäuren. Hier ist es IMMER die gleiche Bindung, die dissoziiert, nämlich die H-O-Bindung. Der Knackpunkt ist beispielsweise die großflächige Ladungsverteilung im Perchloration. Das gleiche Argument gilt auch für weitere Sauerstoffsäuren. --FK1954 (Diskussion) 12:12, 11. Jun. 2019 (CEST)