pKs-Wert (Säurekonstante)

Bilde den negativen dekadischen Logarithmus der Säurekonstante: $pKs = -lg Ks$. Beispiel Essigsäure: $Ks =\frac{ 1{,}78\times{}10^{-5} mol}{L}$ ergibt $pKs = -lg(1{,}78\times{}10^{-5}) = 4{,}75$. Umgekehrt erhältst du die Säurekonstante über $Ks = 10^{(-pKs)}$. Die Säurekonstante selbst stammt aus dem Massenwirkungsgesetz der Protolyse HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻: $Ks =\frac{ [H_{3}O^{+}]\cdot{}[A^{-}]}{[HA]}$, wobei die praktisch konstante Wasserkonzentration bereits in Ks steckt. Der Logarithmus macht die unhandlichen Zehnerpotenzen vergleichbar: Statt Werten zwischen $10^{6}$ und $10^{-14}$ arbeitest du mit einer Skala von etwa −6 bis +14. Eine pKs-Einheit Unterschied bedeutet Faktor 10 in der Säurestärke.

Je kleiner der pKs, desto stärker die Säure, denn desto größer ist Ks und desto vollständiger gibt die Säure ihr Proton an Wasser ab. Grobe Orientierung: Sehr starke Säuren haben negative pKs-Werte ($\mathrm{HCl}\approx-6$, H₂SO₄ erste Stufe ≈ −3), mittelstarke liegen zwischen 0 und etwa 4 (Phosphorsäure erste Stufe 2,1), schwache darüber (Essigsäure 4,75, Kohlensäure 6,5, Ammonium 9,25). Vorsicht vor der klassischen Verwechslung: Ein großer pKs bedeutet eine schwache Säure, nicht eine starke. Für die konjugierte Base gilt bei 25 °$C pKb = 14 - pKs$; eine sehr schwache Säure hat also eine relativ starke konjugierte Base.

Für schwache Säuren gilt die Näherungsformel $pH = \frac{1}{2}(pKs - lg c_{0})$, wobei c₀ die Anfangskonzentration der Säure ist. Beispiel: $\frac{0{,}10 mol}{L}$ Essigsäure mit $pKs = 4{,}75$ liefert $pH = \frac{1}{2}(4{,}75 - lg 0{,}1) = \frac{1}{2}(4{,}75 + 1) = 2{,}88$. Die Näherung setzt voraus, dass nur ein kleiner Teil der Säure protolysiert und die Autoprotolyse des Wassers vernachlässigbar ist; das passt hier, denn der Protolysegrad liegt nur bei etwa 1,3 %. Für starke Säuren wie HCl ist die Formel falsch, dort gilt wegen vollständiger Protolyse einfach $pH = -lg c_{0}$. Grenzfall mittelstarke Säuren: Dort braucht es die quadratische Gleichung aus dem Massenwirkungsgesetz.

Am Halbäquivalenzpunkt einer Titration ist genau die Hälfte der schwachen Säure neutralisiert, also liegen Säure HA und konjugierte Base A⁻ in gleicher Konzentration vor. In der Henderson-Hasselbalch-Gleichung $pH = pKs + lg(\frac{[A^{-}]}{[HA]})$ wird der Logarithmus dann $lg(1) = 0$, und es bleibt $pH = pKs$. Das ist doppelt nützlich: Experimentell liest du den pKs einer unbekannten Säure einfach an der Titrationskurve auf halber Strecke zum Äquivalenzpunkt ab. Und konzeptionell markiert dieser Punkt die maximale Pufferwirkung, weil das System dort Zugaben von Säure oder Base am besten abfängt. Klausuraufgaben kombinieren gern beide Aspekte.

Der pKs ist eine Stoffkonstante: Er charakterisiert, wie bereitwillig eine bestimmte Säure ihr Proton abgibt, und hängt nur von der Säure und der Temperatur ab. Der pH ist dagegen eine Zustandsgröße der Lösung: Er beschreibt die aktuelle Hydroniumkonzentration und ändert sich mit Konzentration, Verdünnung oder Zugabe anderer Stoffe. Dieselbe Essigsäure $(pKs = 4{,}75)$ erzeugt je nach Konzentration ganz verschiedene pH-Werte: 2,88 bei $\frac{0{,}1 mol}{L}$, 3,38 bei $\frac{0{,}01 mol}{L}$. Verknüpft sind beide Größen über das Massenwirkungsgesetz, am direktesten in der Henderson-Hasselbalch-Gleichung. Nur im Spezialfall gleicher Säure- und Basekonzentration, etwa am Halbäquivalenzpunkt, stimmen pH und pKs überein.