Säurekonstante

Was ist die Säurekonstante?

Die Säurekonstante Ks (auch Säuredissoziationskonstante) beschreibt, wie weit eine schwache Säure HA in Wasser dissoziiert. Sie ist das Produkt der Konzentrationen der Dissoziationsprodukte geteilt durch die Konzentration der undissoziierten Säure — im Gleichgewichtszustand.

Je größer Ks, desto stärker die Säure. Für sehr starke Säuren ist Ks praktisch unendlich; für schwache Säuren wie Essigsäure liegt Ks bei rund 10⁻⁵ mol/L.

Die Formel

Ks = c(H₃O⁺) · c(A⁻) / c(HA)

Umstellungen:
    c(H₃O⁺) = Ks · c(HA) / c(A⁻)
    c(A⁻)   = Ks · c(HA) / c(H₃O⁺)
    c(HA)   = c(H₃O⁺) · c(A⁻) / Ks

Die Variablen

Minimal-Beispiel

Eine schwache Säure HA liegt mit c(HA) = 0,1 mol/L vor. Im Gleichgewicht werden c(H₃O⁺) = c(A⁻) = 1,3 · 10⁻³ mol/L gemessen.

Ks = (1,3 · 10⁻³) · (1,3 · 10⁻³) / 0,1
   = 1,69 · 10⁻⁶ / 0,1
   ≈ 1,69 · 10⁻⁵ mol/L

Praxis-Beispiele

Beispiel 1 — Essigsäure im Haushalt

In einer 0,1 mol/L Essigsäure-Lösung wird c(H₃O⁺) = c(CH₃COO⁻) = 1,34 · 10⁻³ mol/L gemessen. c(HA) bleibt nahezu bei 0,0987 mol/L.

Ks = (1,34 · 10⁻³)² / 0,0987
   ≈ 1,796 · 10⁻⁶ / 0,0987
   ≈ 1,82 · 10⁻⁵ mol/L

Beispiel 2 — c(H₃O⁺) aus Ks ableiten

Für Ameisensäure ist Ks = 1,77 · 10⁻⁴ mol/L. In einer Lösung mit c(HA) = 0,01 mol/L und c(A⁻) = 1,3 · 10⁻³ mol/L:

c(H₃O⁺) = Ks · c(HA) / c(A⁻)
        = 1,77 · 10⁻⁴ · 0,01 / 1,3 · 10⁻³
        ≈ 1,36 · 10⁻³ mol/L

Beispiel 3 — Schul-Titration einer schwachen Säure

In einer Lösung wurde Ks = 6,3 · 10⁻⁵ mol/L bestimmt. Im Gleichgewicht liegen c(H₃O⁺) = 2 · 10⁻³ mol/L und c(A⁻) = 2 · 10⁻³ mol/L vor.

c(HA) = c(H₃O⁺) · c(A⁻) / Ks
      = (2 · 10⁻³) · (2 · 10⁻³) / 6,3 · 10⁻⁵
      = 4 · 10⁻⁶ / 6,3 · 10⁻⁵
      ≈ 0,0635 mol/L