Константа кислотної дисоціації
Зображує	тенденція
Досліджується в	Теорія Брьонстеда — Лоуріd
Формула	${\displaystyle K_{\mathrm {a} }=\mathrm {\frac {[A^{-}][H_{3}O^{+}]}{[HA][H_{2}O])) }$
Символ величини (LaTeX)	${\displaystyle K_{\mathrm {a} ))$
Підтримується Вікіпроєктом	Вікіпедія:Проєкт:Математика

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

pK_a = −log₁₀K_a

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:

${\displaystyle K_{a}={\frac {[{\mbox{H))_{3}{\mbox{O))^{+}][{\mbox{A))^{-}]}{[{\mbox{HA))]))}$,

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

Аналогічно до константи кислотності може бути визначена константа основності K_b та pK_b для лугів:

${\displaystyle K_{b}={\frac {[{\mbox{HA))][{\mbox{OH))^{-}]}{[{\mbox{A))^{-}]))}$

pK_b = −log₁₀K_b

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

A^— + H₂O ↔ HA + OH^—,

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

Оскільки складення реакцій 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 (${\displaystyle K_{w))$), котра має значення 1,0 × 10⁻¹⁴ M² при 25 °C.

Іншими словами,

${\displaystyle K_{a}K_{b}=K_{w))$

${\displaystyle pK_{a}+pK_{b}=pK_{w))$

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

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 pK_a слабкої кислоти згідно із рівнянням Гендерсона — Гассельбалха^[1]:

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

• Кислота
• Основа (хімія)
• pH

• Clayden J., Greeves N., Warren S. Organic chemistry. — 2nd ed. — Oxford University Press, 2012. — P. 166-181. — ISBN 978-0-19-927029-3.

• ПОКАЗНИК КОНСТАНТИ КИСЛОТНОСТІ [Архівовано 10 червня 2016 у Wayback Machine.] //Фармацевтична енциклопедія

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