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:

Die Säurestärke oder Acidität gibt an, in welchem Umfang eine Säure in Wasser [[Protolyse|protolysiert]], d. h. die in der Säure enthaltenen H⁺-Ionen tatsächlich abgespalten werden.

'''Der p''K''_S-Wert ist ein Maß für die Säurestärke. Je niedriger der p''K''_S-Wert, desto ''stärker'' (protolysiert) ist die Säure''', siehe Tabelle. Im allgemeinen gilt eine Säure mit einem p''K''_S-Wert größer 4 als schwache Säure.

Als Formel:  {{Formel|1=p''K''_S = 2{{*}}pH + lg ''c''(HA)}} bzw. {{Formel|1=pH = 0,5{{*}}(p''K''_S - lg ''c''(HA))}}

Die Bestimmung von p''K''_s-Werten Werte schwacher Säuren lassen sich bei bekannter [[Konzentration]] der Säure auf verschiedenen Wegen experimentell bestimmen.=== Bestimmung des Halbäquivalenzpunktes ===Der pH-Wert am Halbäquivalenzpunkt ist bei schwachen Säuren gleich dem p''K''_S-Wert der Säure. Damit kann mittels [[Säure-Base-Titration]] der '''pH-Wert am Halbäquivalenzpunkt''' uns so der p''K''_S bestimmt werden. Hierzu gibt man zu der schwachen Säure genau die Hälfte der [[Stoffmenge]] an Base (z. B. Natronlauge), die man für die Neutralisation einer starken Säure (wie Salzsäure) benötigt hätte. === Messung des pH-Wertes und Errechnen des p''K''_S-Wertes ===Am Beispiel der [[Essigsäure]] soll der p''K''_S-Wert experimentell bestimmt werden: Ausgangskonzentration der [[Essigsäure]] lt. Hersteller: ''c'' = 10^-2 mol '''·''' L^-1 ; gemessener pH-Wert = 3,4. '''Errechnen des p''K''_S-Wertes:'''

# <u>Bestimmung des pK_S-Wertes mittels Halbtitration</u><br />Bei unbekannter [[Konzentration]] der schwachen Säure kann der p''K''_S mittels [[Halbtitration]] bestimmt werden.<br /># <u>Bestimmung des pK_S-Wertes bei bekannter Konzentration der schwachen Säure</u><br />Der pH-Wert am sog. [[Halbäquivalenzpunkt]] ist bei schwachen Säuren gleich dem p''K''_S-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.&nbsp;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''_s-Wert entspricht.<br /># <u>Messung des pH-Wertes und Errechnen des p''K''_S-Wertes</u><br />Am Beispiel der [[Essigsäure]] soll der p''K''_S-Wert durch Messung des pH-Wertes bestimmt werden:<br />Ausgangskonzentration der [[Essigsäure]] lt. Hersteller: ''c'' = 10^-2 mol '''&middot;''' L^-1 ; gemessener pH-Wert = 3,4.<br />'''Errechnen des p''K''_S-Wertes:'''<br />Geg.: ''c''(Essigsäure) = 10^-2 mol '''&middot;''' L^-1; pH = 3,4. <br />Ges.: p''K''_S(Essigsäure) <br />Lösung: p''K''_S = 2{{*}}pH + lg c(HA) <br />Einsetzen: p''K''_S = 2{{*}}3,4 + lg 10^-2 <br />Ausrechnen: p''K''_S = 6,8 + (-2) = 4,8 <br />Antwort: Der p''K''_S-Wert von [[Essigsäure]] beträgt 4,8.

Starke Basen protolysieren im Wasser vollständig. Bei schwächeren hingegen stellt sich ein Protolysegleichgewicht Protolyse[[Chemisches Gleichgewicht|gleichgewicht]] ein -> ''K_B''. Oft verwendet man auch den p''K''_B- Wert :

B(aq) + H₂O <--> ⇌ HO + OH^-

''K''_B= ''c''(HB⁺) {{* }}''c''(OH^-) / ''c''(B) ;pK_B = -lg ''K''_B

Der p''K''_S-Wert + den p''K''_B-Wert müssen zusammen immer = 14 ergeben.

Ein Beispiel Beispiele für einen mehr[[proton]]ige Säure ist die Säuren sind [[Schwefelsäure]] (H₂SO₄) und oder [[Phosphorsäure]] (H₃PO₄). Die Moleküle dieser Säuren sind in der Lage, '''mehr als nur ein [[Proton]]abzugeben. Da diese Säuren stufenweise protolysieren (1. Proton weg, dann das 2. usw.), gibt für jede Stufe einen eigenen p''K' abzugeben '_S->(mehrprotonige Säuren). Deswegen protolysieren diese Säuren in mehreren StufenWert.

'''Beispiel''' Protolyse der 23-protonigen SchwefelsäurePhosphorsäure:

1. Schritt(= 1. Protolysestufe): In wässriger Lösung bilden sich Hydrogensulfatzunächst Dihydrogenphosphat-Ionen (HSOH₂PO₄^-):: H₃PO₄ + H₂O[[Bild:Pfeil.gif]]H₃O⁺ + H₂PO₄^-

2. Schritt(= 2. Protolysestufe): Bei höherem [[pH-Wert]] bilden sich [[Sulfat]]Hydrogenphosphat-Ionen (SOHPO₄^2-):: H₂PO₄^- + H₂O[[Bild:Pfeil.gif]]H₃O⁺ + HPO₄^2-

-> 13. Schritt (= 3. Protolysestufe): HBei noch höherem [[pH-Wert]] bilden sich [[Phosphat]]-Ionen (PO₂₄SO^3-):: HPO₄^2- + H₂O <-> [[Bild:Pfeil.gif]]H₃O⁺ + HSOPO₄^3-

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 pKp''K''_S-Wert angeben. Das HydrogensulfatNur Phosphorsäure in der 1. Protolysestufe zum Dihydrogenphosphat-Ion ist mit einem pKp''K''_S = 12,8 13 eine relativ starke Säure. Die weiteren Protonen werden nicht mehr so leicht abgespalten. In der 2. und 3. Protolysestufe liegt der p''K''_S-Wert bei 7,2 bzw. 12,63, also wie bei einer schwachen Säure (siehe Tabelle).

Um die p''K'ABER'_S-Werte mehrprotoniger Säuren auseinanderzuhalten, werden diese entsprechend ihrer Protolysestufe bezeichnet. Bei der Phosphorsäure also p'' dieses Ion kann auch als Base reagieren. Und zwar durch die Aufnahme eines Protons.Die Reaktionsrichtung wird stets durch den jeweiligen Reaktionspartner bestimmt und angegeben. Im Zusammenschluss mit Ammoniak-Ionen reagieren Hydrocarbonat-Ionen z. B. als Säure. Mit [[Essigsäure]]K''_S1&nbsp;=&nbsp;2,13; p''K''_S2&nbsp;=&nbsp;7,2; p''K''_S3&nbsp;=&nbsp;12, welche stärker ist reagieren sie wiederum als Base63.

== Experiment Experimente ===== Haben gleich konzentrierte Säuren wirklich unterschiedliche [[pH-Wert]]e? ===

'''Chemikalien:''' 2 [[Indikatoren#pH-Indikatorst.C3.A4bchen|pH-Stäbchen]], je ca. 2 ml mL Essigsäure und Salzsäure (''c'' = 1 mol/L)