Säurekonstante

Die Säurekonstante $K_{S}$ ist eine Stoffkonstante in der Chemie. Sie gibt Aufschluss darüber, in welchem Maße eine (schwache) Säure in Wasser protolysiert. Sie ist daher ein Maß für die Stärke einer Säure. Die Säurekonstante lässt sich aus dem Massenwirkungsgesetz herleiten.

Schwache Elektrolyte wie Essigsäure protolysieren im Gegensatz zu starken wie der Salzsäure in wässriger Lösung nicht vollständig, sondern nur teilweise.

Die Acidität, also die Stärke der Säure, hängt von der Struktur des betreffenden Stoffes ab; es gilt der Merksatz: Je stabiler das resultierende Anion nach Abspaltung des Protons, desto stärker die Säure!

Verbindungen, deren Acidität die der Schwefelsäure übersteigt, werden als Supersäuren bezeichnet. Die Bestimmung des Protonierungsvermögens geschieht bei Supersäuren in der Regel über die Säurefunktion $H_{0}$ nach Hammett, da die direkte Bestimmung des $pK_{S}$-Wertes zunehmend schwieriger wird.

Für organische Verbindungen sind vor allem drei Struktureigenschaften wichtig:

1. Stabilisierung des entstehenden Anions durch Mesomerie: So sind z.B. Carbonsäuren saurer als Alkohole. Mesomere Effekte spielen hierbei eine entscheidende Rolle: Ein -M-Effekt erhöht die Säurestärke, ein +M-Effekt verringert sie.
2. Hybridisierung des Kohlenstoffatoms: Mit steigendem s-Gehalt nimmt die Stärke zu. So hat Ethin (sp-Hybridorbital) einen niedrigeren pKs-Wert als Ethen (sp²-Hybridorbital) und dieses einen niedrigeren als Ethan (sp³-Hybridorbital), es gilt also für den pK_s-Wert: sp<sp²<sp³
3. Induktive Effekte: Die Säurestärke steigt wenn elektronenziehende Gruppen vorhanden sind wie z.B. Chlor. Trichloressigsäure ist beispielsweise stärker als Essigsäure).

Reaktion

Bei der Reaktion einer Säure HA in wässriger Lösung:

$\mathrm {HA+H_{2}O^{\,}}$Datei:Gleichgewicht.png$\mathrm {H_{3}O^{\operatorname {+} }+A^{\operatorname {-} }}$

sieht das Massenwirkungsgesetz z.B. folgendermaßen aus:

$\mathrm {\frac {c(H_{3}O^{\operatorname {+} })\cdot c(A^{\operatorname {-} })}{c(HA)\cdot c(H_{2}O)}} =K$

Da die Konzentration von Wasser ($\mathrm {c(H_{2}O)}$) bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sich $\mathrm {c(H_{2}O)}$ in die Konstante $K$ einbeziehen. Damit ergibt sich schließlich die Säurekonstante $K_{S}$:

$K_{S}=\mathrm {\frac {c(H_{3}O^{\operatorname {+} })\cdot c(A^{\operatorname {-} })}{c(HA)}}$

Häufig wird statt $K_{s}$ der negative dekadische Logarithmus $pK_{s}$ angegeben.

$pK_{S}=-\lg K_{S}=\mathrm {-\lg {\frac {c(H^{\operatorname {+} })\cdot c(A^{\operatorname {-} })}{c(HA)}}}$

Je kleiner der $pK_{S}$-Wert, desto stärker ist die Säure. Starke Säuren haben einen kleineren $pK_{S}$-Wert als starke Säuren.

Für Basen wird entsprechend der $pK_{B}$-Wert angegeben, der mit zunehmender Basenstärke sinkt.

$pK_{S}$-Werte einiger Säuren

Stoff	$pK_{S}$
Methan	50
Wasser	15,74
Blausäure	9,22
Essigsäure	4,76
Salicylsäure	2,97
Phosphorsäure	2,15
Semiquadratsäure	0,88 (in verdünnter Schwefelsäure)
Salpetersäure	-1,3
Salzsäure	-2,2
Schwefelsäure	-5,2
Pentacyanocyclopentadien	<-11

siehe auch: pH-Wert, Massenwirkungsgesetz, Dissoziationskonstante