Stała dysocjacji

Stała dysocjacji (stała jonizacji) – stała równowagi reakcji dysocjacji, czyli rozpadu związków chemicznych na poszczególne jony, zwykle pod wpływem rozpuszczalnika lub silnego pola elektrycznego.

Przykładowo dla kwasu HA, ulegającemu reakcji dysocjacji w wodzie: HA + H
2O ⇌ H
3O+
+ A−
, stała równowagi K ma postać:

${\displaystyle K={\frac {[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA][H_{2}O]}}}$

przy czym dla rozcieńczonych roztworów, dla których stężenie wody jest praktycznie stałe, dla uproszczenia stałą dysocjacji definiuje się jako^[1]:

${\displaystyle K_{a}=K[H_{2}O]={\frac {[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}}}$

Podobnie dla zasady B, ulegającej reakcji: B + H
2O ⇌ BH+
+ OH−
, stała dysocjacji w rozcieńczonym roztworze ma postać:

${\displaystyle K_{b}=K[H_{2}O]={\frac {[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}}}$

Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenie molowe danej substancji.

Zamiast stałej dysocjacji można podać jej wartość zlogarytmowaną, pK_a lub pK_b (gdzie pK_x = −log₁₀K_x), które są miarą mocy odpowiednio kwasu i zasady.

Dla każdego kwasu można podać sprzężoną z nim zasadę, a dla każdej zasady sprzężony z nią kwas (sprzężone pary kwas–zasada) – na przykład dla słabego kwasu octowego CH
3COOH sprzężoną zasadą jest anion octanowy CH
3COO−
, a dla słabej zasady amonowej NH
3 (lub w formie uwodnionej NH
3·H
2O) kwasem sprzężonym jest kation amonowy NH+
4.

Dla wody (i dla każdego rozpuszczalnika ulegającego autodysocjacji) cząsteczki H₂O pełnią funkcję zarówno kwasu, jak i zasady.

Stałe dysocjacji dla sprzężonej pary kwas–zasada spełniają równania:

K_a•K_b = K_w

pK_a + pK_b = pK_w

gdzie K_w jest stałą dysocjacji wody.

Stała dysocjacji sprzężonego kwasu lub zasady jest jednocześnie równa stałej hydrolizy odpowiedniej soli, na przykład K_a dla NH+
4 jest równe stałej hydrolizy NH
4Cl.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Dla słabych elektrolitów binarnych, znając stężenie i stopień dysocjacji, można obliczyć przybliżoną wartość stałej dysocjacji, korzystając z prawa rozcieńczeń Ostwalda^[2][3]:

${\displaystyle K={\frac {\alpha ^{2}C}{1-\alpha }},}$

gdzie:

• ${\displaystyle \alpha }$ – stopień dysocjacji,
• ${\displaystyle C}$ – stężenie molowe elektrolitu.

Dla bardzo słabych elektrolitów (α « 1) wzór można uprościć do postaci^[3]:

${\displaystyle K=\alpha ^{2}C.}$

Przypisy

Bibliografia

• Andrei V.A.V. Bandura Andrei V.A.V., Serguei N.S.N. Lvov Serguei N.S.N., The Ionization Constant of Water over Wide Ranges of Temperature and Density, „Journal of Physical and Chemical Reference Data”, 35 (1), 2006, s. 15–30, DOI: 10.1063/1.1928231 [dostęp 2023-07-05]  (ang.).