Kyseliny a zásady
Acidobázická homeostáza • Acidobázická reakcia • Amfotérna zlúčenina • Autoprotolýza vody • Disociačná konštanta • Extrakcia • Frustrovaný Lewisov pár • Funkcia kyslosti • Hammettova funkcia kyslosti • Chirálna Lewisova kyselina • Katalýza Lewisovou kyselinou • Konjugovaný pár • Kyselina • pH • Protónová afinita • Rovnovážna chémia • Sila kyselín • Titrácia • Tlmivý roztok • Zásada
Druhy kyselín
Brønsted–Lowry • Lewis • Akceptor • Minerálne • Organické • Oxidy • Silné • Slabé • Superkyseliny • Pevné
Druhy zásad
Brønsted–Lowry • Lewis • Donor • Organické • Oxidy • Silné • Slabé • Superzásady • Nenukleofilné
Chemický portál

Disociačná konštanta kyselín označuje kvantitatívnu mieru sily kyseliny v roztoku. Je to rovnovážna konštanta pre chemickú reakciu štiepenia protónu:

${\displaystyle {\ce {HA <=> A^- + H^+}}}$

Táto reakcia sa v kontexte acidobázických reakcií označuje ako disociácia. Látka ${\displaystyle {\ce {HA}}}$ je všeobecná kyselina, ktorá sa štiepi na ${\displaystyle {\ce {A-}}}$, konjugovanú zásadu danej kyseliny, a vodíkový katión, ${\displaystyle {\ce {H+}}}$. Tento systém je v rovnováhe, ak sa koncentrácie zložiek nemenia v čase, pretože dopredná i spätná reakcia prebiehajú rovnakou rýchlosťou.^[1]

Disociačná konštanta tohto procesu je potom definovaná ako^[2]

${\displaystyle K_{\text{a}}=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} }$

respektíve ju možno zapísať i ako

${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}K_{\text{a}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}}$

kde hodnoty v hranatých zátvorkách reprezentujú koncentráciu danej zložky v rovnováhe.^[3] Pre jednoduchý príklad, slabá kyselina s K_a = 10⁻⁵ má log K_a = -5, takže jej pK_a = 5. Kyselina octová má v rovnováhe K_a = 1.8 x 10⁻⁶, takže jej pK_a je 4,755. Vyššie K_a odpovedá silnejšej kyseline, ktorá sa v rovnováhe viac disociuje. Pre vhodnejšiu logaritmickú škálu platí opak, nižšie pK_a znamená silnejšiu kyselinu.

Obdobná rovnica platí pre zásady.^[2] Pre reakciu

${\displaystyle {\ce {B + H2O <=> BH+ + OH-}}}$

je disociačná konštanta definovaná ako

${\displaystyle K_{\text{b}}=\mathrm {\frac {[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}} }$

a teda

${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {b}}}=-\log _{10}K_{\text{b}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[B]}}}{[{\ce {OH^-}}][{\ce {BH^+}}]}}}$

Hodnota pK_b sa označuje ako disociačná konštanta zásad.^[2]

Bližšie informácie v hlavnom článku: Rovnovážna konštanta

Disociácia kyseliny sa správne zapisuje ako reakcia s rozpúšťadlom, napríklad^[2]

${\displaystyle {\ce {HA + H2O <=> A^- + H3O^+}}}$

Rovnovážna konštanta tejto reakcie je potom rovná^[2]

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

a adekvátne je pK rovná

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

Pre zriedené roztoky však platí, že koncentrácia rozpúšťadla (v tomto prípade vody) sa prakticky nemení, takže ju možno zahrnúť priamo do konštanty. Odtiaľ pochádza zápis pre disociačnú konštantu kyselín, a podobne je to i pre zásady.^[2]

Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Acid dissociation constant na anglickej Wikipédii.