Vergleicht man verschiedene [[Säuren]] gleicher [[Konzentration]] (z. B. [[Salzsäure]] mit [[Essigsäure]]), ergeben sich unterschiedliche [[pH-Wert]]e (s. [[S%C3%A4urest%C3%A4rke#ExperimentExperimente|ExperimentExperimente]]). Diese Beobachtung lässt sich über die Säurestärke erklären:
== Allgemeines ==
Der p''K''<sub>S</sub>-Wert ist der [[pH-Wert]], bei dem 50 % der Säure dissoziiert ist, d. h. die Hälfte aller in der Säure enthaltenen H<sup>+</sup>-Ionen frei in wässriger Lösung vorliegen.
Als Formel: {{Formel|1=p''K''<sub>S</sub> = 2{{*}}pH + lg ''c''(HA)}} bzw. {{Formel|1=pH = 0,5{{*}}(p''K''<sub>S</sub> - lg ''c''(HA))}}
Der '''p''K''<sub>S</sub>-Wert''' leitet sich als negativer dekadischer [[Logarithmus]] (vgl. [[pH-Wert]]) von der Säurekonstanten ''K''<sub>S</sub> ab: '''p''K''<sub>S</sub> = -lg ''K''<sub>S</sub>'''.
== Experimentelle Bestimmung von p''K''<sub>S</sub>-Werten ==
Die Bestimmung von p''K''<sub>s</sub>-Werten Werte schwacher Säuren lassen sich bei bekannter [[Konzentration]] der Säure auf verschiedenen Wegen experimentell bestimmen.=== Bestimmung des Halbäquivalenzpunktes ===Der pH-Wert am sog. Halbäquivalenzpunkt ist bei schwachen Säuren gleich dem p''K''<sub>S</sub>-Wert der Säure. Damit kann mittels [[Säure-Base-Titration]] der '''pH-Wert am Halbäquivalenzpunkt''' und so der p''K''<sub>S</sub> bestimmt werden. Hierzu gibt man zu der schwachen Säure genau die Hälfte der [[Stoffmenge]] (''[[Stoffmenge|n]] = [[Volumen|V]]{{*}}[[Stoffmengenkonzentration|c]]'') an Base (z. B. Natronlauge), die man für die Neutralisation einer starken Säure (wie Salzsäure) benötigt hätte.Gibt man z. B. zu 100 mL Essigsäure (''c'' = 1 mol/L) 50 mL Natronlauge (''c'' = 1 mol/L) hinzu, stellt sich ein pH-Wert von 4,8 ein, der dem p''K''<sub>s</sub>-Wert entspricht.=== Messung des pH-Wertes und Errechnen des p''K''<sub>S</sub>-Wertes ===Am Beispiel der [[Essigsäure]] soll der p''K''<sub>S</sub>-Wert experimentell bestimmt werden:Ausgangskonzentration der [[Essigsäure]] lt. Hersteller: ''c'' = 10<sup>-2</sup> mol '''·''' L<sup>-1</sup> ; gemessener pH-Wert = 3,4.
# <u>Bestimmung des pK<sub>S</sub>-Wertes mittels Halbtitration</u><br />Bei unbekannter [[Konzentration]] der schwachen Säure kann der p''K''<sub>S</sub> mittels [[Halbtitration]] bestimmt werden.<br /># <u>Bestimmung des pK<sub>S</sub>-Wertes bei bekannter Konzentration der schwachen Säure</u><br />Der pH-Wert am sog. [[Halbäquivalenzpunkt]] ist bei schwachen Säuren gleich dem p''K''<sub>S</sub>-Wert der Säure. Hierzu gibt man zu der schwachen Säure genau die Hälfte der [[Stoffmenge]] (''[[Stoffmenge|n]] = [[Volumen|V]]{{*}}[[Stoffmengenkonzentration|c]]'') an starker Base (z. B. Natronlauge), die man für die Neutralisation einer starken Säure (wie Salzsäure) benötigt hätte.<br />Beispiel: Gibt man zu 100 mL Essigsäure (''c'' = 1 mol/L) 50 mL Natronlauge (''c'' = 1 mol/L) hinzu, stellt sich ein pH-Wert von 4,8 ein, der dem p''K''<sub>s</sub>-Wert entspricht.<br /># <u>Messung des pH-Wertes und Errechnen des p''K''<sub>S</sub>-Wertes</u><br />Am Beispiel der [[Essigsäure]] soll der p''K''<sub>S</sub>-Wert durch Messung des pH-Wertes bestimmt werden:<br />Ausgangskonzentration der [[Essigsäure]] lt. Hersteller: ''c'' = 10<sup>-2</sup> mol '''·''' L<sup>-1</sup> ; gemessener pH-Wert = 3,4.<br />'''Errechnen des p''K''<sub>S</sub>-Wertes:''' <br />Geg.: ''c''(Essigsäure) = 10<sup>-2</sup> mol '''·''' L<sup>-1</sup>; pH = 3,4. <br />Ges.: p''K''<sub>S</sub>(Essigsäure) <br />Lösung: p''K''<sub>S</sub> = 2{{*}}pH + lg c(HA) <br />Einsetzen: p''K''<sub>S</sub> = 2{{*}}3,4 + lg 10<sup>-2</sup> <br />Ausrechnen: p''K''<sub>S</sub> = 6,8 + (-2) = 4,8 <br />Antwort: Der p''K''<sub>S</sub>-Wert von [[Essigsäure]] beträgt 4,8.
== Basenkonstante ==
Starke Basen protolysieren im Wasser vollständig. Bei schwächeren hingegen stellt sich ein Protolysegleichgewicht Protolyse[[Chemisches Gleichgewicht|gleichgewicht]] ein -> ''K<sub>B</sub>''. Oft verwendet man auch den p''K''<sub>B</sub>- Wert :
Der p''K''<sub>S</sub>-Wert + den p''K''<sub>B</sub>-Wert müssen zusammen immer = 14 ergeben.
== Mehrprotonige Säuren ==
Dies sind [[Brönsted-Theorie|Säuren im Sinne Brönsteds]]: Ionen, deren Ursprung aus der Protolyse mehrprotoniger Säuren stammen und die selbst noch ein [[Proton]] abgeben können. Nun lässt sich auch für sie ein p''K''<sub>S</sub>-Wert angeben. Nur Phosphorsäure in der 1. Protolysestufe zum Dihydrogenphosphat-Ion ist mit einem p''K''<sub>S</sub> = 2,13 eine relativ starke Säure. Die weiteren Protonen werden nicht mehr so leicht abgespalten. In der 2. und 3. Protolysestufe liegt der p''K''<sub>S</sub>-Wert bei 7,2 bzw. 12,63, also wie bei einer schwachen Säure (siehe Tabelle).
Um die p''K''<sub>S</sub>-Werte mehrprotoniger Säuren auseinanderzuhalten, werden diese entsprechend ihrer Protolysestufe bezeichnet. Bei der Phosphorsäure also p''K''<sub>S1</sub> = 2,13; p''K''<sub>S2</sub> = 7,2; p''K''<sub>S3</sub> = 12,63.
'''Chemikalien:''' 2 [[Indikatoren#pH-Indikatorst.C3.A4bchen|pH-Stäbchen]], je ca. 2 ml mL Essigsäure und Salzsäure (''c'' = 1 mol/L)
'''Durchführung:'''
Nun kann die Ausgangsfrage sicher beantwortet werden ...
=== weitere Experimente ===
{{chas|15-12|Acidität von Carbonsäuren - pH-Wert-Messung}}
{{chas|15-11|Acidität von [[Carbonsäuren]] - Reaktion mit Magnesium}}
{{Ex-ec|219|1|Bestimmung des [[Säurestärke#pKS-Werte|p''K''<sub>S</sub>-Wertes]] von Salicylsäure}}
{{Ex-ch|276|2|Bestimmung des [[Säurestärke#pKS-Werte|p''K''<sub>S</sub>-Wertes]] von Sorbinsäure}}
{{Ex-ch09|{{fb|323}}|2|Protolyse organischer Säuren|Induktionseffekt und Säurestärke}}
{{Ex-ch09|{{fb|154}}|2|pH-Wert-Bestimmung|Vom pH-Wert zum pKs-Wert}}
== Übungen ==
Übungsaufgaben zur pH-Wert-Berechnung unter Berücksichtigung der Säurestärke findest Du [[PH-Wert-Berechnung#pH-Wert_schwacher_S.C3.A4uren|hier]].
{{cb|152|112, 417|205}}
{{www}}
{{cb|-|112|205}}
* Eine umfassende Zusammenstellung der pK<sub>S</sub>- und pK<sub>B</sub>-Werte als [http://www.kass-net.de/download/pkb_pks.xls Excel-Tabelle von Franz Kass.]