Константа кислотної дисоціації

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук

Конста́нта кисло́тної дисоціа́ції (також константа кислотності або константа кислотної іонізації) — це специфічна рівноважна константа в хімії, що показує ступінь дисоціації іонів Гідрогену+) з кислоти в розчині. Сильні кислоти дисоціюють практично повністю, і, відповідно, мають великі значення константи кислотності (Ка>1), а слабкі — дисоціюють неповністю і їм притаманне значення Ка<<1. З огляду на те, що різниця в значенні Ка між найслабшими та найсильнішими кислотами становить декілька порядків, константа кислотності звичайно позначається у вигляді оберненого значення її десяткового логарифму (рКа); тобто

pKa = −log10Ka

Для деякої кислоти НА (Н — іон Гідрогену, А — кислотний залишок (аніон)) дисоціація в розчині іде до встанолення такого рівноважного стану:

HA + H2O ↔ H3O+ + A (або, що в даному випадку те ж саме,
HA ↔ H+ + A).

Константа кислотності для кислоти НА є рівноважною константою для цього стану, тобто:

K_a = \frac{[\mbox{H}_3\mbox{O}^+][\mbox{A}^- ]} {[\mbox{HA}]},

де [X] є молярною концентрацією часток Х в розчині.

Константа основності[ред.ред. код]

Аналогічно до константи кислотності може бути визначена константа основності Kb та pKb для лугів:

K_b = \frac{[\mbox{HA}][\mbox{OH}^-]} {[\mbox{A}^-]}


pKb = −log10Kb

За аналогією з вищенаведеним це є вираз для рівноважної константи для стану

A + H2O ↔ HA + OH,

де A — від'ємно заряджений аніон — кислотний залишок.

Співвідношення між константами основності та кислотності[ред.ред. код]

Оскількі складення реакій іонізації для НА та для A дає точне значення реакції самоіонізації води (якщо обидві реакції проходять у водному розчині), добуток констант кислотності та основності дорівнює константі дисоціації води (K_w), котра має значення 1,0 × 10−14 M2 при 25 °C.

Іншими словами,

K_aK_b = K_w
pK_a + pK_b = pK_w

Так як добуток констант кислотності і основності є завжди сталим, це означає, що сильним кислотам притаманні високі значення рКа і низькі рКb, і навпаки.

Експериментальне визначення[ред.ред. код]

Крива титрування оцтової кислоти

Експериментально константу кислотної дисоціації можна визначити методом титрування. Для цього до розчину досліджуваної кислоти відомої концентрації малими порціями додають розчин лугу, зазвичай гідроксиду натрію, відомої концентрації, після кожного додавання вимірюють pH. На основі отриманих даних будують криву титрування у координатах pH/кількість доданого лугу, приклад кривої титрування оцтової кислоти наведений на рисунку справа.

На початку титрування більшість молекул слабкої кислоти перебувають у протонованій формі (AH). Додані у розчин іони OH- з'єднуються із H+ утворюючи H2O, відповідно, зменшення [H+] це призводить до дисоціації протонів від молекул кислоти. Так відбувається до тих пір, поки кислота не буде повністю депротонована (A-). Посередині кривої титрування (коли було додано половину кількості лугу, необхідної для повного депротонування кислоти) [AH] = [A-] і pH розчину буде рівним pKa слабкої кислоти згідно із рівнянням Гендерсона-Гассельбаха[1]:

\textrm{pH} = \textrm{pK}_{a}+ \log \left ( \frac{[\textrm{A}^-]}{[\textrm{HA}]} \right )

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • J. Clayden, N. Greeves, and S. Warren (2012). Organic chemistry (англ.) (вид. 2 ed.). Oxford University Press. с. 166–181. ISBN 978-0-19-927029-3. 
  1. Nelson D.L., Cox M.M. (2008). Lehninger Principles of Biochemistry (вид. 5th). W. H. Freeman. с. 58—60. ISBN 978-0-7167-7108-1. 


Реторта Це незавершена стаття з хімії.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.