Перегляд вихідного коду сторінки Константа кислотної дисоціації

{{unibox}}'''Конста́нта кисло́тної дисоціа́ції''' (також ''константа кислотності'' або  ''константа кислотної іонізації'', ''pKa'')&nbsp;— це специфічна рівноважна константа в [[хімія|хімії]], що показує [[ступінь дисоціації]] [[іон (фізичний)|іонів]] [[Гідроген]]у (Н<sup>+</sup>) з [[кислота|кислоти]] в розчині. Сильні кислоти [[Дисоціація (хімія)|дисоціюють]] практично повністю, і, відповідно, мають великі значення константи кислотності (К<sub>а</sub>>1), а слабкі&nbsp;— дисоціюють неповністю і їм притаманне значення К<sub>а</sub><<1. З огляду на те, що різниця в значенні К<sub>а</sub> між найслабшими та найсильнішими кислотами становить декілька порядків, константа кислотності звичайно позначається у вигляді оберненого значення її десяткового [[логарифм]]а (рК<sub>а</sub>); тобто

:::::: '''pK<sub>a</sub> = −log<sub>10</sub>K<sub>a</sub>'''

Для деякої кислоти НА (Н&nbsp;— іон [[Гідроген]]у, А&nbsp;— [[кислотний залишок]] ([[аніон]])) [[Дисоціація (хімія)|дисоціація]] в розчині іде до встанолення такого рівноважного стану:

: HA + H<sub>2</sub>O &harr; H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + A<sup>—</sup> (або, що в даному випадку те ж саме,
: HA &harr; H<sup>+</sup> + A<sup>—</sup>).

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

: <math>K_a = \frac{[\mbox{H}_3\mbox{O}^+][\mbox{A}^- ]} {[\mbox{HA}]}</math>,

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

== Константа основності ==

Аналогічно до константи кислотності може бути визначена константа основності K<sub>b</sub> та pK<sub>b</sub> для [[Луги (хімія)|лугів]]:

: <math>K_b = \frac{[\mbox{HA}][\mbox{OH}^-]} {[\mbox{A}^-]}</math>
       

:::: '''pK<sub>b</sub> = −log<sub>10</sub>K<sub>b</sub>'''

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

: A<sup>—</sup> + H<sub>2</sub>O &harr; HA + OH<sup>—</sup>,

де A<sup>—</sup>&nbsp;— від'ємно заряджений [[аніон]]&nbsp;— [[кислотний залишок]].

== Співвідношення між константами основності та кислотності ==

Оскільки складення реакцій іонізації для НА та для A<sup>—</sup> дає точне значення реакції [[самоіонізація|самоіонізації]] [[вода|води]] (якщо обидві реакції проходять у [[водний розчин|водному розчині]]), добуток констант кислотності та основності дорівнює константі дисоціації води (<math>K_w</math>), котра має значення 1,0&nbsp;&times;&nbsp;10<sup>−14</sup>&nbsp;[[моль|M]]<sup>2</sup> при 25 °C.

Іншими словами,

: <math>K_aK_b = K_w</math>
: <math>pK_a + pK_b = pK_w</math>

Так як добуток констант кислотності і основності є завжди сталим, це означає, що сильним кислотам притаманні високі значення рК<sub>а</sub> і низькі рК<sub>b</sub>, і навпаки.

== Експериментальне визначення ==
[[Файл:Titration curve.svg|міні|праворуч|250пкс|Крива титрування [[оцтова кислота|оцтової кислоти]]]]
Експериментально константу кислотної дисоціації можна визначити методом [[титрування]]. Для цього до розчину досліджуваної кислоти відомої концентрації малими порціями додають розчин лугу, зазвичай [[гідроксид натрію|гідроксиду натрію]], відомої концентрації, після кожного додавання вимірюють [[pH]]. На основі отриманих даних будують [[крива титрування|криву титрування]] у координатах pH/кількість доданого лугу, приклад кривої титрування [[оцтова кислота|оцтової кислоти]] наведений на рисунку справа.

На початку титрування більшість молекул слабкої кислоти перебувають у протонованій формі (AH). Додані у розчин іони OH<sup>-</sup> з'єднуються із H<sup>+</sup> утворюючи H<sub>2</sub>O, відповідно, зменшення [H<sup>+</sup>] це призводить до дисоціації протонів від молекул кислоти. Так відбувається до тих пір, поки кислота не буде повністю депротонована (A<sup>-</sup>). Посередині кривої титрування (коли було додано половину кількості лугу, необхідної для повного депротонування кислоти) [AH] = [A<sup>-</sup>] і pH розчину буде рівним pK<sub>a</sub> слабкої кислоти згідно із [[Рівняння Гендерсона — Гассельбалха|рівнянням Гендерсона — Гассельбалха]]<ref name=lenin>{{cite book
|title = Lehninger Principles of Biochemistry
|edition = 5th
|publisher = W. H. Freeman
|year = 2008
|isbn = 978-0-7167-7108-1
|author = Nelson D.L., Cox M.M.
|pages = [https://archive.org/details/lehningerprincip00lehn_1/page/58 58—60]
|url = https://archive.org/details/lehningerprincip00lehn_1/page/58
}}</ref>:
: <math>\textrm{pH} = \textrm{pK}_{a}+ \log \left ( \frac{[\textrm{A}^-]}{[\textrm{HA}]} \right )</math>

== Див. також ==
{{Портал|Хімія}}
* [[Кислота]]
* [[Основа (хімія)]]
* [[pH]]

== Джерела ==
* {{Clayden 2ed|сторінки=166-181}}
== Посилання ==
*[http://www.pharmencyclopedia.com.ua/article/875/pokaznik-konstanti-kislotno-sti ПОКАЗНИК КОНСТАНТИ КИСЛОТНОСТІ] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160610071311/http://www.pharmencyclopedia.com.ua/article/875/pokaznik-konstanti-kislotno-sti |date=10 червня 2016 }}  //[[Фармацевтична енциклопедія]]
== Примітки ==
{{reflist}}

{{Chem-stub}}

[[Категорія:Хімічна термодинаміка]]
[[Категорія:Кислоти]]
[[Категорія:Основи]]
[[Категорія:Хімічні константи]]