Der pK_B-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Basenkonstante K_B: pK_B = −log K_B. Er gibt an, wie stark eine Base mit Wasser reagiert (Protolysegrad). Je kleiner der pK_B-Wert, desto stärker ist die Base. Starke Basen (z. B. OH⁻) haben sehr kleine oder negative pK_B-Werte, schwache Basen (z. B. Ammoniak mit pK_B ≈ 4,7) haben größere Werte.

K_B ist die Gleichgewichtskonstante der Reaktion einer Base A⁻ mit Wasser: A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻. Sie berechnet sich aus dem Verhältnis der Gleichgewichtskonzentrationen der Produkte zu der des Edukts (Wasser wird nicht berücksichtigt, da es als Lösungsmittel im großen Überschuss vorliegt). Auf der Seite Säurestärke – der pK_S-Wert findest du die analoge Definition für Säuren.

Bei 25 °C gilt: pK_S + pK_B = pK_W = 14. Diese Beziehung folgt daraus, dass K_S · K_B = K_W = 10⁻¹⁴. Kennt man den pK_S-Wert einer Säure aus einer Tabelle, so erhält man den pK_B-Wert der konjugierten Base einfach durch: pK_B = 14 − pK_S. Mehr zur Autoprotolyse des Wassers und pK_W.

Das Oxonium-Ion H₃O⁺ ist eine sehr starke Säure (pK_S = −1,74). Nach der Beziehung pK_S + pK_B = 14 ergibt sich für die korrespondierende Base Wasser: pK_B(H₂O) = 14 − (−1,74) = 15,74. Wasser reagiert also kaum als Base mit Wasser – es hat praktisch keine Neigung, ein Proton von einem anderen Wassermolekül aufzunehmen.

Die Beziehung zeigt, dass korrespondierende Paare immer „Gegenspieler" sind: Eine starke Säure hat eine schwache konjugierte Base, und umgekehrt. Das ist wichtig für die Berechnung des pH-Werts von Salzlösungen oder für das Verständnis von Pufferlösungen, bei denen eine schwache Säure und ihre korrespondierende Base zusammenwirken.