Hast du dich auch schon gefragt, wieso Salzsäure im Vergleich zur Essigsäure, bei der gleichen Konzentration, so viel aggressiver ist? Essigsäure kennst Du bestimmt von Salatsoßen oder anderen Speisen, die mit "Essig" zubereitet werden. Doch Salzsäure kennt man meist nur aus dem Chemieunterricht.

Woher stammt der Unterschied der Säuren, selbst wenn beide Konzentrationen gleich sind?

Die Antwort auf diese Frage lautet: Der Unterschied liegt in der Stärke der Säuren. Diese wird mithilfe des sogenannten pK_S-Werts angeben.

Der pK_S-Wert (oder im Englischen auch pK_A Wert, engl.: A = acid = Säure) gibt an, wie stark oder schwach eine Säure in wässriger Lösung ist.

Je kleiner der pK_S-Wert ist, desto stärker ist die Säure. Das heißt, mehr Protonen werden von der Säure abgegeben, wodurch eine hohe Konzentration an Oxoniumionen (H₃O⁺) entsteht.

Je größer der pK_S-Wert ist, desto schwächer ist die Säure. Das heißt, weniger Protonen werden von der Säure abgegeben.

Man bezeichnet ihn auch als Stoffkonstante, da sich der pK_S-Wert einer Säure bei Standardbedingungen durch äußere Einflüsse kaum bzw. gar nicht ändert. Der pK_S-Wert ist als negativer dekadischer Logarithmus (= negativer Zehnerlogarithmus) der Säurekonstanten K_S definiert:

Herleitung des pK_S-Werts und der Säurekonstante K_S

Um den pK_S-Wert herzuleiten, ist es sinnvoll, sich zuerst eine allgemeine Protolysereaktion (Säure-Base-Reaktion) in wässriger Lösung anzuschauen. Säure und Base sind hierbei nach dem dänischen Chemiker Johannes Nickolaus Brønsted definiert.

${\mathrm{HA}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}_3{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{{\mathrm{A}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

Hergeleitet wird der pK_S-Wert aus der Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf die Protolysereaktion. Mithilfe des Massenwirkungsgesetzes erhält man die Gleichgewichtskonstante K, die angibt, auf welcher Seite der Reaktionsgleichung das chemische Gleichgewicht liegt:

$\mathrm{K}=\frac{\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\right)}$

Die Konzentration an Wassermolekülen ändert sich praktisch nicht, da die Konzentration im Vergleich zu den anderen sehr hoch ist. Dadurch betrachtet man c(H₂O) ebenfalls als Konstante.

Um beide Konstanten (Gleichgewichtskonstante K und c(H₂O)) auf eine Seite der Gleichung zu bringen, multipliziert man die ganze Gleichung mit der Konzentration der Wassermoleküle:

$\mathrm{K}\times \mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\right)=\frac{\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}$

Nun fasst man das Produkt der Gleichgewichtskonstanten K und der Konzentration der Wassermoleküle unter der neuen Konstanten K_S zusammen:

${\mathrm{K}}_S=\frac{\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}$

K_S wird hierbei als Säurekonstante bezeichnet.

Den pK_S-Wert erhält man durch die Anwendung des negativen dekadischen Logarithmus (= negativer Zehnerlogarithmus) auf die Säurekonstante K_S.

Man multipliziert hierbei die Säurekonstante mit $1\frac{\mathrm{l}}{\mathrm{mol}}$, um die Einheiten vollständig kürzen zu können, da der pK_S-Wert keine Einheit besitzt. Der pK_S-Wert wird dadurch auch als dimensionslose Größe bezeichnet:

${\mathrm{pK}}_S=-{\log }_{10}\left({\mathrm{K}}_S\times 1\frac{\mathrm{l}}{\mathrm{mol}}\right)=-{\log }_{10}\left(\frac{\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}\times 1\frac{\mathrm{l}}{\mathrm{mol}}\right)$

Mithilfe des pK_S-Werts kannst du Aussagen darüber treffen, wie stark oder schwach eine Säure ist.

Da die Berechnung der unterschiedlich starken Säuren nicht gleich ist, musst du zwischen sehr starken, mittelstarken und schwachen Säuren unterscheiden.

pK_S-Wert berechnen

Wie schon erwähnt, muss man bei der Berechnung des pK_S-Werts zwischen dem Stärkegrad der Säuren unterscheiden.

Generell gilt für alle Säurestärken:

Die Konzentration an Oxonium-Ionen entspricht auch immer der Konzentration der korrespondierenden Base, da beide Stoffe äquimolar reagieren. Dies kannst du an der allgemeinen Säure-Base-Reaktion erkennen. Aus diesem Grund kannst du beide Konzentrationen gleichsetzen:

$\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)=\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)$

Dadurch kannst du bei der pK_S-Wert-Berechnung natürlich auch die Konzentration der korrespondierenden Base durch die Konzentration an Oxonium-Ionen ersetzen:

${\mathrm{pK}}_{\mathrm{S}}=-{\log }_{10}(\frac{{\mathrm{c}}^2\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}\times 1\frac{\mathrm{l}}{\mathrm{mol}})$

pKs Wert – Schwache Säuren

Schwache Säuren liegen größtenteils unprotolysiert vor (d. h., Säuremoleküle haben kein Proton abgegeben), da das chemische Gleichgewicht hier stark auf der Eduktseite liegt.

So unterscheidet sich die Konzentration der Säure (HA) kaum von ihrer Anfangskonzentration (c₀(HA))

Setzt man also die Anfangskonzentration im chemischen Gleichgewicht mit der Konzentration der Säure vereinfacht gleich, so erhält man folgende Gleichung zur Berechnung des pK_S-Werts:

$\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)\approx {\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{HA}\right)$

${\mathrm{pK}}_S=-{\log }_{10}\left(\frac{{\mathrm{c}}^2\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{HA}\right)}\times 1\frac{\mathrm{l}}{\mathrm{mol}}\right)$

pKs Wert – Mittelstarke Säuren

Mittelstarke Säuren dissoziieren in größerem Maße als schwache Säuren, aber in kleinerem Maße als starke Säuren. Dadurch kann man die Konzentration der Säure nicht mit ihrer Anfangskonzentration gleichsetzen. Da aber aus einem Säuremolekül immer ein Oxonium-Ion entsteht, kann man die Konzentration der Säure mithilfe der Anfangskonzentration der Säure und der Konzentration an Oxoniumionen berechnen.

Die Konzentration der Säure ist ihre Anfangskonzentration minus die Konzentration der entstandenen Oxonium-Ionen:

$\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)={\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{HA}\right)-\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)$

Dadurch erhältst du folgende Gleichung zur Berechnung despK_S-Werts:

${\mathrm{pK}}_S\hspace{0.17em}=-{\log }_{10}\left(\frac{{\mathrm{c}}^2\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{HA}\right)-\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}\times 1\frac{\mathrm{l}}{\mathrm{mol}}\right)$

Exkurs Säurekonstante K_S

Wie schon erwähnt, gibt auch die Säurekonstante K_S an, wie stark eine Säure in wässriger Lösung ist. Anders als beim pK_S-Wert gilt Folgendes:

• Je größer die Säurekonstante ist, desto stärker ist die Säure: Sie dissoziiert also in großem Maße.
• Je kleiner die Säurekonstante ist, desto schwächer ist die Säure: Sie dissoziiert also nur in geringem Maße.

Wie der pK_S-Wert ist auch die Säurekonstante eine Stoffkonstante, sodass sich ihr Wert bei Standardbedingungen durch äußere Einflüsse kaum bzw. gar nicht ändert.

Eigenschaften der Säurekonstante

Wie du jetzt weißt, gehört die Säurekonstante zu den Stoffkonstanten. Dies sind Konstanten, deren Wert bei Standardbedingungen (SATP = "Standard Ambient Temerature and Pressure") neben der Standardtemperatur auch den Standarddruck beinhalten. Die Standardtemperatur liegt bei 298,15 Kelvin, also umgerechnet 25° Celsius. Der Standarddruck dagegen liegt bei 101.325 Pascal, was umgerechnet 1.013 bar sind.

Abhängigkeiten der Säurekonstanten

Daraus folgt, dass sich die Konstante bei Änderungen dieser Bedingungen ebenfalls verändert. Betrachtet man das Massenwirkungsgesetz, das ja die Basis der Säurekonstante ist (siehe Herleitung pK_S-Wert), so wird klar, dass sich bei Temperatur- oder Druckänderung das chemische Gleichgewicht verschiebt:

${\mathrm{HA}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftarrows {{\mathrm{A}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{\mathrm{H}}_3{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

Das heißt, das Gleichgewicht der Protolyse einer schwachen Säure liegt bei Standardbedingungen stark auf der linken Seite. Dadurch liegt die Säure eher in ihrer nicht dissoziierten Form vor.

Bei höherer Temperatur ändert sich das Gleichgewicht, das nun stark auf der rechten Seite liegt. Die Säurekonstante wird dadurch sehr groß, die Säure dissoziiert stark.

Säurekonstante berechnen

Wie bei der Berechnung des pK_S-Werts gilt:

$\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)=\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)$

Daher kann man die Säurekonstante auch folgendermaßen berechnen:

${\mathrm{K}}_{\mathrm{S}}\hspace{0.17em}=\hspace{0.17em}\frac{{\mathrm{c}}^2\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}$

Auch bei der Berechnung der Säurekonstante muss man zwischen dem Stärkegrad der Säuren unterscheiden. Wie schon hergeleitet, berechnet man die Säurekonstante je nach Stärkegrad der Säure wie folgt:

• Schwache Säuren: ${\mathrm{K}}_{\mathrm{S}}=\frac{{\mathrm{c}}^2\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{HA}\right)}$
• Mittelstarke Säuren: ${\mathrm{K}}_{\mathrm{S}}=\frac{{\mathrm{c}}^2\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{HA}\right)-\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}$
• Sehr starke Säuren: Berechnung mithilfe der Formel (${\mathrm{K}}_{\mathrm{S}}=\frac{{\mathrm{c}}^2\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}$) ist nicht möglich, da c(HA) = 0.

Genaueres kannst du bei der Berechnung des pK_S-Werts nachlesen.

pKs Werte Tabelle

Einteilung der Säuren in Kategorien anhand ihres pK_S-Werts

Anhand ihres pK_S-Werts kann man Säuren in Kategorien einteilen. In diesem Fall teilt man die Säurestärke in die folgenden fünf Kategorien ein:

Die Aussage der pK_S-Tabelle

Mithilfe der pK_S-Tabelle kann man Aussagen über eine Säure-Base-Reaktion treffen.Generell erkennt man, welchen pK_S-Wert die Säure besitzt, sowie in welche Säurestärkekategorie die Säure einzuteilen ist. Dadurch weiß man, welche Formel man zur Berechnung des pK_S-Werts verwenden muss. Bei vielen Tabellen kann man zusätzlich auch die korrespondierende Base sowie deren pK_B-Wert ablesen.

Über den pK_S-Wert einer Säure kann man auf deren Eigenschaft schließen.

So liegen bei sehr starken Säuren alle oder annähernd alle Säuremoleküle deprotoniert vor. Es existieren also (fast) nur korrespondierende Basenmoleküle.

Im Gegenteil dazu liegen die Säuremoleküle einer schwachen Säure überwiegend protoniert vor. Das heißt, es liegen kaum Moleküle der korrespondierenden Base vor, sondern annähernd nur Moleküle der Säure.

Zusammenhang zwischen pK_S- und pK_B- Wert

Die Addition des pK_S-Werts der Säure und pK_B-Werts der korrespondierenden Base ergibt immer 14. Aber wieso ist das so?

Hergeleitet wird dieser Zusammenhang aus der Multiplikation der Säurekonstanten K_S und der Basenkonstanten K_B:

${\mathrm{K}}_{\mathrm{s}}\times {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}=\frac{\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}\times \frac{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{OH}}^{-}\right)}{\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)}=\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{OH}}^{-}\right)$

Das Produkt der Oxonium-Ionen- und der Hydroxid-Ionen-Konzentration erinnert an das Ionenprodukt des Wassers (K_W).

Bei Standardbedingungen gilt für dieses Produkt, auf Grundlage der Autoprotolyse des Wassers, folgendes:

${\mathrm{K}}_{\mathrm{W}}=\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{OH}}^{-}\right)={10}^{-7}\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}\times {10}^{-7}\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}={10}^{-14}\frac{{\mathrm{mol}}^2}{{\mathrm{l}}^2}$

Nun wendet man, wie vorher definiert, den negativen dekadischen Logarithmus auf die Säure- bzw. Basenkonstante an, um den pK_S-, sowie den pK_B-Wert zu erhalten.

Mithilfe dieses Zusammenhangs kannst du nun einfach bei bekanntem pK_S-Wert einer Säure den zugehörigen pK_B-Wert der korrespondierenden Base errechnen, oder umgekehrt.

Es wird deutlich: Je stärker die Säure ist, desto schwächer ist die korrespondierende Base.

Und umgekehrt gilt: Je schwächer die Säure ist, desto stärker ist die korrespondierende Base.