Kyselost a zásaditost ve vodě. Stanovení konstant kyselosti slabých kyselin Konstanta kyselosti kyseliny siřičité

Na rovnováhu, která je ustavena v roztoku slabého elektrolytu mezi molekulami a ionty, můžeme aplikovat zákony chemické rovnováhy a zapsat výraz pro rovnovážnou konstantu. Například pro elektrolytickou disociaci (protolýzu) kyseliny octové, ke které dochází působením molekul vody,

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO –

rovnovážná konstanta má tvar

Pro záznam hodnot konstant kyselosti a zásaditosti se používají dvě metody. V první metodě jsou hodnoty konstanty a teploty uvedeny na stejném řádku za reakční rovnicí a čárkou, např.

HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F –, K k = 6,67·10 –4 mol·l –1 (25°С).

Při druhém způsobu se nejprve zapíše hodnota konstanty a poté se v závorce uvedou kyselé a zásadité formy elektrolytu, rozpouštědlo (obvykle voda) a teplota:

Kk = 6,67·10 –4 (HF, F – , H 2 O, 25 °C) mol L –1.

Konstanty kyselosti a zásaditosti závisí na povaze elektrolytu, rozpouštědla a teplotě, ale nezávisí na koncentraci roztoku. Charakterizují schopnost dané kyseliny nebo dané zásady disociovat na ionty: čím vyšší je hodnota konstanty, tím snadněji se elektrolyt disociuje.

Vícesytné kyseliny, stejně jako báze dvou nebo více mocných kovů, disociují postupně. V roztocích těchto látek se ustavují komplexní rovnováhy, kterých se účastní ionty různého náboje. Například k disociaci kyseliny uhličité dochází ve dvou fázích:

H 2 CO 3 + H 2 O ↔ H 3 O + + HCO 3 – ;
HCO 3 – + H 2 O ↔ H 3 O – + CO 3 2–.

První rovnováha je první stupeň protolýzy- vyznačující se konstantou kyselosti, označovanou K k1:

Celková bilance

H 2 CO 3 + 2H 2 O ↔ 2H 3 O + + CO 3 2 –

Celková konstanta kyselosti K odpovídá:

K k =

Veličiny K k, K k1 a K k2 spolu souvisí vztahem:

K k = K k1 K k2.

Při postupné disociaci látek dochází v dalším kroku k rozkladu vždy v menší míře než v předchozím (ve druhém méně než v prvním atd.) Jinými slovy jsou pozorovány následující nerovnosti:

K k > K k2 > K k3 a K 01 > K 02 > K 03. . .

To je vysvětleno skutečností, že energie, která musí být vynaložena na odstranění iontu, je minimální, když je oddělen od neutrální molekuly, a zvyšuje se během disociace v každém následujícím kroku.

Označíme-li koncentraci elektrolytu rozpadajícího se na dva ionty c in a stupeň jeho disociace v daném roztoku α, pak koncentrace každého iontu bude c v α a koncentrace nedisociovaných molekul bude c in (1 – α). Potom rovnice pro konstantu protolýzy K k,ω (buď konstanta kyselosti nebo konstanta zásaditosti) nabývá tvaru:

Tato rovnice vyjadřuje Ostwaldův zákon ředění. Umožňuje vypočítat stupeň disociace při různých koncentracích elektrolytu, pokud je známa jeho disociační konstanta. Pomocí této rovnice můžete také vypočítat disociační konstantu elektrolytu, přičemž znáte jeho stupeň disociace při určité koncentraci.

Pro řešení, ve kterých je disociace elektrolytu velmi malá, je rovnice Ostwaldova zákona zjednodušena. Protože v takových případech α<<, то величиной α в знаменателе уравнения для К к,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид.

V obecném případě, v souladu s Bronsted-Lowryho protolytickou teorií, podle rovnice (4.2) máme pro disociaci slabé monoprotické kyseliny:

Skutečná termodynamická konstanta NA tato bilance bude

kde jsou všechny činnosti v rovnováze. Představme si tento poměr ve tvaru:

Označme jako v předchozím případě součin dvou konstant NA a a(H20) až (H20) = konst T= konst. Pak

nebo přibližně:

kde jsou všechny koncentrace v rovnováze. Tady je hodnota NA A volal kyselá disociační (ionizační) konstanta nebo jednoduše konstanta kyselosti.

U mnoha slabých kyselin číselné hodnoty NA A jsou velmi malé, takže místo velikosti NA A aplikovat indikátor síly (nebo jednoduše indikátor):

rK A =- lg NA A .

Více NA A(tj. čím méně p NA A ), tím silnější je kyselina.

Nechť je počáteční koncentrace jednosytné kyseliny HB rovna stupni její disociace (ionizace) v roztoku. Potom se rovnovážné koncentrace iontů [H 3 O + ] a [B - ] budou rovnat [H 3 O + ] = [B - ] = αс A , rovnovážná koncentrace kyseliny [НВ] = S A - α S A = S A(1 - a). Dosazením těchto hodnot rovnovážných koncentrací do výrazu pro rovnovážnou konstantu (4.10) získáme:

Pokud místo soustředění S A použijte jeho inverzní PROTI- ředění (ředění), vyjádřené v l/mol, V=1/S A , pak vzorec pro NA A bude vypadat takto:

Tento vztah a také výraz

popsat Ostwaldův zákon ředění (nebo zákon ředění) pro slabý binární elektrolyt. Na a1 (typický případ v mnoha analytických systémech)

Je snadné ukázat, že v obecném případě pro slabý elektrolyt jakéhokoli složení K n A m, který se rozkládá na ionty podle schématu

K n A m = P NA t+ +t A n -

Ostwaldův zákon zředění je popsán vztahem

Kde S- počáteční koncentrace slabého elektrolytu, například slabé kyseliny. Takže pro kyselinu ortofosforečnou H3PO4 (P = 3,

T= 1), který se zcela rozpadne na ionty podle schématu

.

Pro binární elektrolyt se vztah stává (4.11). Pro a1 máme:

Najděte rovnovážnou hodnotu pH roztoku jednosytné kyseliny NV. Rovnovážná koncentrace vodíkových iontů

Pomocí notace a dostaneme:

pH = 0,5 (r NA A+p S A). (4.12)

Pro výpočet rovnovážné hodnoty pH roztoku slabé monoprotické kyseliny je tedy nutné znát konstantu kyselosti této kyseliny NA A a jeho počáteční koncentraci S A .

Vypočítejme pH roztoku kyseliny octové s počáteční koncentrací 0,01 mol/l.

Při pokojové teplotě pro kyselinu octovou NA A = 1,74·10-5 a p NA A = 4,76.

Podle vzorce (4.12) můžeme napsat:

pH = 0,5 (p NA A+p S A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Podobná úvaha může být provedena pro rovnováhy v roztoku jakéhokoli slabého polybasic kyseliny.

Vícesytné kyseliny disociují na ionty postupně, v několika stupních, z nichž každý je charakterizován svou vlastní rovnovážnou konstantou postupná kyselá disociační konstanta. Například v roztocích kyseliny orthoborité H3BO3 jsou ustaveny rovnováhy (konstantní hodnoty jsou uvedeny pro 25 °C):

H3VO3 + H20 = H30 + +, NA 1 =

H20 = H30 + +, NA 2 =

H20 = H30 + +, NA 3 =

Kyselá disociační konstanta každého následujícího kroku je menší než disociační konstanta předchozího kroku - obvykle o několik řádů.

Součin všech postupných disociačních konstant se rovná celkové disociační konstantě kyseliny K:

NA 1 NA 2 ...NA P =K.

Je tedy snadné vidět, že hodnota pro kyselinu orthoboritou

NA 1 NA 2 NA 3 =K=

existuje úplná disociační konstanta kyseliny podle schématu:

4.3.2 Bazická konstanta a pH roztoků slabých zásad

V souladu s Brønsted-Lowryho protolytickou teorií kyselin a zásad můžeme v obecném případě pro ionizaci jednokyselé slabé zásady B ve vodných roztocích napsat:

B + H20 = HB + + OH -

Je-li stupeň ionizace báze a1, pak koncentrační konstantu lze brát jako konstantu této chemické rovnováhy

Postupujeme-li podobně jako v předchozím, dostaneme:

NA = =K b = konst kdy T= konst

jako součin dvou konstant NA= konst a [H20] = konst.

Řekněme množství K b , rovná se tedy,

K b = , (4.13)

disociační (ionizační) konstanta slabé jednokyselé zásadynebojen konstanta zásaditosti tato základna a velikost

p K b = K b ,

Indikátor síly (nebo jednoduše indikátor) konstanty zásaditosti.

Podle Ostwaldova zákona o zředění v posuzovaném případě (obdoba vztahu (4.11))

K b =,

kde je stupeň ionizace slabé báze s jednou kyselinou a je její počáteční koncentrace. Protože pro slabý základ a1, tedy

Nalezneme rovnovážnou hodnotu pH vodného roztoku příslušné monokyselinové báze při pokojové teplotě. Podle vzorce (4.7) máme:

pH = p NA w - pOH = 14 - pOH.

Určíme hodnotu pOH = [OH - ]. Očividně

[OH -] = =

Pomocí indikátorů pOH = [OH - ], str NA b =K b A

p = , dostaneme: pOH = 0,5 (p NA b+ p). Dosazením tohoto výrazu do výše uvedeného vzorce pro pH se dostaneme ke vztahu

pH = 14 - pOH = 14 - 0,5 (str NA b+ p).

Takže rovnovážnou hodnotu pH v roztoku slabé jednokyselé zásady lze vypočítat pomocí vzorce (4.15):

pH = 14 - 0,5 (p NA b+ p). (4,15)

Vypočítejme pH ve vodném roztoku čpavku 0,01 mol/l, pro který při pokojové teplotě NA b= a p NA b = 4,76.

Ve vodném roztoku amoniaku se ustaví rovnováha:

který je většinou posunut doleva, takže stupeň ionizace amoniaku je . Pro výpočet hodnoty pH tedy můžete použít vztah (4.15):

pH = 14 - 0,5 (p NA b+ p) =

Podobnou úvahu lze provést u každého slabého polykyselina důvody. Pravda, výsledkem jsou těžkopádnější výrazy.

Slabé polykyselinové báze, podobně jako slabé vícesytné kyseliny, disociují postupně a každý krok disociace má také svou vlastní stupňovitou disociační konstantu báze - stupňovitou zásaditost.

Například hydroxid olovnatý Pb(OH) 2 se ve vodných roztocích rozkládá na ionty ve dvou fázích:

Stejná rovnováha může být zapsána jiným způsobem, dodržením (v rámci protolytické teorie) definice báze jako látky, která váže proton, v tomto případě jeho přijetím z molekuly vody:

Postupné konstanty zásaditosti mohou být reprezentovány ve tvaru:

S tímto záznamem naznačených rovnováh se předpokládá, že proton z molekuly vody přechází na hydroxylovou skupinu za vzniku molekuly vody (), v důsledku čehož počet molekul vody v blízkosti atomu olova (II) se zvýší o jednu a počet hydroxylových skupin spojených s atomem olova (II) se také sníží o jednu v každém kroku disociace.

Práce NA 1 NA 2 =K=[Pb2+][OH-]2/[Pb(OH)2]=

2,865, kde NA- celková disociační konstanta podle schématu

nebo podle jiného zapsaného schématu

což nakonec vede ke stejnému výsledku.

Dalším příkladem je organická báze ethylendiamin, která ve vodném roztoku prochází ionizací ve dvou stupních. První etapa:

Druhá fáze:

Práce -

totální disociační konstanta. Odpovídá rovnováze

Číselné hodnoty rovnovážných konstant jsou uvedeny výše pro pokojovou teplotu.

Stejně jako v případě vícesytných kyselin je pro slabou polykyselinovou bázi disociační konstanta každého následujícího kroku obvykle o několik řádů menší než disociační konstanta předchozího stupně.

V tabulce Tabulka 4.2 ukazuje číselné hodnoty konstant kyselosti a zásaditosti některých slabých kyselin a zásad.

Tabulka 4.2. Skutečné termodynamické ionizační konstanty ve vodných roztocích některých kyselin a zásad.

NA A- konstantní kyselost, NA b- zásaditostní konstanta,

NA 1 - disociační konstanta pro první krok,

NA 2 - disociační konstanta pro druhý krok atd.

hodnota PH

Voda jako slabý elektrolyt podléhá v malé míře ionizaci:

H 2 O ↔ H + + OH - .

Ionty ve vodném roztoku podléhají hydrataci (aq.)

Voda se vyznačuje protolytickou amfoterností. Samoionizační reakci (autoprotolýzu) vody, při které proton z jedné molekuly vody (kyseliny) přechází na jinou molekulu vody (bázi), popisuje rovnice:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH -.

Rovnovážná konstanta autoprotolýzy vody je rovna:

Na ionizační konstantu se vztahuje zákon hmotnostního působení:

kde a je aktivita.

Pro stručnost místo H 3 O + v acidobazické rovnováze píšeme

Protože voda je v roztoku ve velkém přebytku a v malé míře podléhá ionizaci, lze poznamenat, že její koncentrace je konstantní a rovná se 55,6 mol (1000 g: 18 g/mol = 56 mol) na litr vody.

Proto se součin K a (H 2 O) a koncentrace vody rovnají 1,8 10 -16 mol/l 55,6 mol/l = 10 -14 mol 2 /l 2. Tedy = 10 -14 (při 25 °C) je konstantní hodnota, označeno Kw a nazývá se konstanta autoprotolýzy vody. Někdy se používá zastaralý název – iontový produkt vody.

Roztoky, ve kterých je koncentrace vodíkových iontů a hydroxidových iontů stejná, nazýváme neutrální roztoky = = = 10 -7 mol/l. V kyselých roztocích > , > 10 -7 mol/l a v alkalických roztocích > , > 10 -7 mol/l.

Pro zjednodušení bereme jako základ vodíkový indikátor pH - dekadický logaritmus koncentrace vodíkových iontů, braný s opačným znaménkem: pH = -lg.

Zajímavosti:

Porušení isohydrického stavu ( stálost pH) pozorováno u kardiovaskulárních onemocnění, ischemie, diabetes mellitus (rozvíjí se acidóza). Acidobazická rovnováha je udržována dýcháním, močením a pocením. Tyto systémy pracují pomalu a okamžitá neutralizace kyselých a zásaditých metabolických produktů je prováděna tlumivými systémy těla. Stav isohydry je zajištěn kombinovaným působením řady fyzikálně-chemických a fyziologických mechanismů. Tlumícího účinku je dosaženo kombinací několika protolytických rovnováh.

Síla kyselin je dána jejich schopností darovat proton. Mírou této schopnosti je konstanta kyselosti (Ka).

Čím vyšší je konstanta kyselosti, tím silnější je kyselina. Například kyselina octová je silnější než kyselina kyanovodíková, protože Ka(CH3COOH) = 1,74 10-5, Ka(HCN) = 1 10-9. Pro usnadnění výpočtů a záznamu často nepoužívají samotné konstanty, ale jejich záporné dekadické logaritmy: pKa = -lgKa. Zavolá se hodnota pKa indikátor síly kys.Čím vyšší je hodnota pKa, tím slabší je kyselina.

Silné kyseliny téměř úplně darují svůj proton molekulám vody, takže kyselina přítomná v roztoku je ve skutečnosti hydroniový iont.

V tomto ohledu při výpočtu pH roztoku silné jednosytné kyseliny se koncentrace protonů rovná koncentraci kyseliny

C(H30+) = C(HB).

V roztocích slabých kyselin je koncentrace hydroniových iontů výrazně nižší než koncentrace kyseliny. Vypočítává se na základě

obě strany této rovnice dávají vzorec pro výpočet pH roztoků slabých kyselin: pH = 0,5(pKa - log C(HB)).

Disociační konstanty slabých kyselin
Kyselina	NA A	R NA A=-lg NA A
Dusíkatý Aminooctová Benzoinaya Boric (ortoborický) tetraborický Typy protolytických reakcí. MU "Řešení" s. 52-55 Autoprotolýza vody. Iontový produkt vody.MU "Řešení"» strana 56 Malá část molekul vody je vždy v iontovém stavu, i když jde o velmi slabý elektrolyt. Ionizaci a další disociaci vody, jak již bylo zmíněno, popisuje rovnice protolytické reakce acidobazické disproporcionace neboli autoprotolýzy. Voda je velmi slabý elektrolyt, proto jsou vytvořená konjugovaná kyselina a konjugovaná báze silné. Proto je rovnováha této protolytické reakce posunuta doleva. Konstanta této rovnováhy K se rovná = Kvantitativní hodnota součinu koncentrace vodních iontů × je iontový produkt vody. Je rovno: × = K rovno. × 2 = 1 × 10 – 14 Proto: KH 2O = × = 10 – 14 nebo zjednodušeně KH 2O = × = 10 – 14 KH2O je iontový produkt vody, autoprotolytická konstanta vody nebo jednoduše konstanta vody. KH2O závisí na teplotě. Zvyšuje se s rostoucí teplotou. V chemicky čisté vodě = = = 1×10 – 7. Toto je neutrální prostředí. Roztok může obsahovat > – médium je kyselé popř< – среда щелочная = ; = hodnota PH Pro kvantitativní vyjádření kyselosti roztoků použijte indikátor koncentrace vodíkových iontů pH. Vodíkový index je hodnota rovna zápornému dekadickému logaritmu koncentrace volných vodíkových iontů v roztoku. pH = – log ⇒ = 10 – pH V neutrálním prostředí pH = 7 Při kyselém pH< 7 V alkalickém pH > 7 Pro charakterizaci zásaditosti média se používá hydroxylový indikátor pOH рОН = – log [ОH - ] ⇒ [ОH - ] = 10 – рОН pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH a pOH = 14 – pH Vzorce pro výpočet pH pro roztoky kyselin a zásad. pH = – log Silné kyseliny: = C(1/z kyselina) Vypočítejte pH roztoku HCl s C(HCl) = 0,1 mol/l za podmínky jeho úplné disociace. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1 2. Silné báze: [ОH - ] = С(1/z báze) Vypočítejte pH roztoku NaOH za stejných podmínek. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13 ; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Slabé kyseliny Vypočítejte pH roztoku kyseliny octové o molární koncentraci 0,5 mol/l. K CH 3COOH = 1,8 × 10 – 5. 3×10 – 3 pH = – log 3×10 – 3 = 2,5 4. Slabé základy Vypočítejte pH roztoku amoniaku s molární koncentrací 0,2 mol/l. K NН 3 = 1,76 × 10 – 5 1,88×10 – 3 0,53 × 10 – 11; pH = – log 0,53×10 – 11 = 11,3 5. C(H+) = [H+] = 10 – pH Při pH = 7, [H+] = 10 – 7 Existují různé metody pro stanovení pH: pomocí indikátorů a ionomerních zařízení. Hodnota pH pro chemické reakce a biochemické procesy v těle. Mnoho reakcí vyžaduje přísně definovanou hodnotu pH, aby probíhala určitým směrem. Normálně je ve zdravém těle reakce prostředí většiny biologických tekutin téměř neutrální. Krev – 7.4 Sliny – 6.6 Střevní šťáva – 6.4 Žluč – 6.9 Moč – 5.6 Žaludeční šťáva: a) v klidu – 7.3 b) ve stavu trávení – 1,5-2 Odchylka pH od normy má význam diagnostický (definice onemocnění) a prognostický (průběh onemocnění). Acidóza je posun pH na kyselou stranu, pH se snižuje, koncentrace vodíkových iontů se zvyšuje. Alkalóza je posun pH do alkalické oblasti, pH se zvyšuje a koncentrace vodíkových iontů klesá. Dočasná odchylka pH krve od normy o desetiny vede k vážným poruchám v těle. Dlouhodobé odchylky pH krve mohou být fatální. Odchylky pH krve mohou být 6,8 - 8, změny mimo tento rozsah v jakémkoli směru jsou neslučitelné se životem. Kombinované a izolované protolytické rovnováhy. Protolytické procesy jsou reverzibilní reakce. Protolytické rovnováhy jsou posunuty směrem k tvorbě slabších kyselin a zásad. Lze je považovat za konkurenci mezi bázemi různé síly o držení protonu. Hovoří o izolovaných a kombinovaných rovnováhách. Pokud je několik současně existujících rovnováh na sobě nezávislých, nazýváme je izolované. Posun rovnováhy v jednom z nich neznamená změnu v rovnovážné poloze v druhém. Pokud změna rovnováhy v jedné z nich vede ke změně rovnováhy v druhé, pak hovoříme o kombinovaných (konjugovaných, konkurenčních) rovnováhách. V systémech s kombinovanou rovnováhou převládá děj charakterizovaný větší hodnotou rovnovážné konstanty. Druhý proces bude převládající, protože jeho rovnovážná konstanta je větší než rovnovážná konstanta prvního procesu. Rovnováha ve druhém procesu je posunuta doprava ve větší míře, protože methylamin je silnější zásada než amoniak, NH 4 + je silnější kyselina než CH 3 NH 3 +. Závěr: Silnější báze potlačuje ionizaci slabší báze. Proto, když se do směsi amoniaku a methylaminu přidá malé množství kyseliny chlorovodíkové, bude to protonovat hlavně methylamin. A také: nejsilnější kyselina potlačuje ionizaci slabých kyselin. Kyselina chlorovodíková nacházející se v žaludeční šťávě tedy potlačuje ionizaci kyseliny octové (pocházející z potravy) nebo kyseliny acetylsalicylové (léčivá látka). ______________________________________________________________ Samoionizace vody Voda si i po opakované destilaci zachovává schopnost vést elektrický proud. Tato schopnost vody je způsobena její samoionizací. $2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$ Termodynamická rovnovážná konstanta má tvar: Obrázek 1. kde $a_X^(rel)=\frac(a_X^(rovná se))(a_X^0)$ je relativní aktivita částice $X$ v rovnovážném systému; $aX^(equal)$ je absolutní aktivita částice $X$ v rovnovážném systému; $(a_x)^0$ je absolutní aktivita $X$ v termodynamickém stavu systému. Relativní aktivita vody v rovnováze je prakticky rovna jednotce, protože stupeň reakce je velmi malý (pokud vezmeme teoreticky neionizovanou vodu jako standardní stav. Aktivní koeficienty iontů $OH^-$ a $H_3O^+$ budou v čisté vodě blízké jednotě. Rovnováha reakce je silně posunuta doleva. Relativní aktivity $OH^-$ a $H_3O^+$ jsou téměř stejné jako jejich molární koncentrace. Kde $(K_a)^0 \sim K_(auto) = $ kde $ a $ jsou molární koncentrace; $K_(auto)$ - konstanta autoprolýzy vody rovna $1,00\cdot 10^(-14) \mol^2/l^2$ při $25^\circ \C.$ V čisté vodě budou tedy koncentrace $ a $ stejné $==\sqrt(10^(-14))=10^(-7)$ za 25 $^\circ \ C.$ Pro usnadnění výpočtu je koncentrace označena jako záporný logaritmus, označený jako $pH$: $pH= -lg $ Ukazatele $pH$ pro čistou vodu jsou $7$, v kyselých roztocích $pH$7$. Disociace kyselin a konstanta kyselosti Pro kyselinu $AH$ lze disociaci vyjádřit rovnicí: $AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$ V rovnovážném stavu se relativní hustota vody při přechodu z jedné kyseliny na druhou mírně mění a při nekonečném ředění se blíží nule. Proto se používá termodynamická konstanta kyselosti $K_a^0$ ($AH$). Poměr aktivitních koeficientů je stejný pro všechny kyseliny a rovná se jednotě, pokud procesy probíhají ve zředěných roztocích. Poté se ve zředěném vodném roztoku použije konstanta kyselosti $Ka (AH$) jako míra síly kyseliny, kterou lze určit podle vzorce: $Ka (AH)=\frac()()$ Vzorec zobrazuje molární koncentraci částic při pevné teplotě $(25^\circ \C)$ ve stavu rovnováhy. Čím vyšší je konstanta kyselosti, tím vyšší je stupeň disociace, tím silnější je kyselina. Pro výpočty a charakterizaci kyselosti se používá záporný logaritmus konstanty kyselosti $pKa$. $pKa (AH)= -lgKa (AH)$ Čím vyšší je hodnota konstanty kyselosti, tím je kyselina slabší. Hodnota konstanty kyselosti se rovná hodnotě $pH$ roztoku, při kterém bude kyselina napůl ionizována: $pKa (AH) = pH - log \frac()()$ Hodnota charakterizující kyselost molekul vody ve vodném roztoku se rovná: $Ka=\frac()()=\frac(Ka_(auto))()=\frac(10^(-14))(55,5)$ Při teplotě $25^\circ C$ tedy $pKa (H_2O) = 15,7 $. Tato hodnota charakterizuje kyselost molekul vody v roztoku. Pro hydroniový ion $pKa (H_3O^+) = pK_(auto) - pKa = 14-15,7 = -1,7,$ Hodnoty $pKa$ jsou tabulková data. Pro kyseliny s $pKa 0$ však budou data tabulky nepřesná. Konstanty kyselosti ve vodě je možné určit přímým měřením koncentrací $A^-$ a $AH$ pouze tehdy, pokud alespoň do určité míry dojde k disociaci kyselin, byť sotva patrné. Pokud je kyselina velmi slabá, takže prakticky nedisociuje, nelze koncentraci $A^-$ přesně změřit. Pokud je naopak kyselina tak silná, že téměř úplně disociuje, pak není možné změřit koncentraci $AH$. V tomto případě budou použity nepřímé metody pro stanovení kyselosti. Základní ionizační konstanta Pro vyjádření disociační konstanty báze ve vodě použijeme rovnici: $B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$ Konstanta zásaditosti je: $Kb=\frac())([B])$ V poslední době se konstanty zásaditosti při výpočtech prakticky nepoužívají, protože z konstanty kyselosti konjugované kyseliny lze získat všechny potřebné informace o zásadě $BH^+.$ $BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$ $Ka (BH^+) = \frac([B])()$ Konstanta kyselosti kyseliny bude měřítkem síly: $AH$ nebo $BH^+$ jako donory protonů; $A^-$ nebo $B$ jako akceptory protonů; silná kyselina $AH$ nebo $BH^+$ odpovídá slabé konjugované bázi $A^-$ nebo $B$, a pak je hodnota $pKa$ malá nebo záporná; silná báze $A^-$ nebo $B$ odpovídá slabé kyselině $AH$ nebo $BH^+$ a konstanta kyselosti bude kladná Sílu kyselin nebo zásad lze přímo měřit pouze v úzkém rozmezí $pKa (BH^+).$ Mimo tento rozsah bude zásaditost stanovena nepřímými metodami. Hodnoty $pka (BH^+)$ mimo interval od $-2$ do $17$ budou nepřesné. Korelace mezi strukturou a silou kyselin Relativní sílu kyselin lze předpovědět na základě povahy centrálního atomu a struktury molekuly kyseliny. Síla bezkyslíkaté kyseliny $HX$ a $H_2X$ (kde $X$ je halogen) je tím vyšší, čím slabší je vazba $X-H$, to znamená, že čím větší je poloměr atomu $X$. V řadě $HF - HCl - HBr - HI$ a $H_2S - H_2Se - H_2Te$ se síla kyselin zvyšuje. Pro kyseliny obsahující kyslík platí, že čím větší je hodnota m ve sloučenině o složení $E(OH)nOm$, tím vyšší je síla kyselin. Tedy podle této teorie Kyselina je jakákoliv látka, jejíž molekuly (včetně iontů) jsou schopny darovat proton, tzn. být donorem protonů; Báze je jakákoliv látka, jejíž molekuly (včetně iontů) jsou schopny připojit proton, tzn. být akceptorem protonů; Amfolyt je jakákoli látka, která je donorem i akceptorem protonů. Tato teorie vysvětluje acidobazické vlastnosti nejen neutrálních molekul, ale i iontů. Kyselina, která odevzdá proton, se změní na zásadu, která je konjugátem této kyseliny. Termíny „kyselina“ a „zásada“ jsou relativní pojmy, protože stejné částice – molekuly nebo ionty – mohou vykazovat jak zásadité, tak kyselé vlastnosti, v závislosti na partnerovi. Během protolytické rovnováhy se tvoří acidobazické páry. Podle protonové teorie nejsou hydrolýza, ionizace a neutralizační reakce považovány za zvláštní jev, ale jsou považovány za obvyklý přenos protonů z kyseliny na zásadu. Částice A vzniklá po oddělení vodíkového iontu
se nazývá konjugovaná báze dané kyseliny, protože je schopen k sobě znovu připojit iont H +.
Podle protolytické teorie mohou být kyseliny a zásady tří typů: neutrální, aniontové a kationtové. První z nich jsou neutrální molekuly schopné darovat nebo připojit iont H +, např.: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (kyseliny); NH 3, CH 3 –O–CH 3 (báze). Aniontové zásady a kyseliny jsou záporně nabité ionty, např.: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (kyseliny); OH – , Cl – , NO 3 – (zásady). V roli kationtové zásady a kyseliny objevují se kladně nabité ionty, např.: NH 4 +, H 3 O + (kyseliny); H2N–NH3+, H2N-(CH2)2-NH3+ (báze). Mnoho částic (molekul i iontů) má amfoterní vlastnosti, tzn. v závislosti na podmínkách mohou působit jako kyselina i jako báze, např.: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 + atd. Tyto sloučeniny se nazývají amfiprotické nebo amfolyty. Brønsted-Lowryho teorie, i když je pokročilejší než teorie Arrhenius, má také určité nedostatky a není vyčerpávající. Není tedy použitelný pro mnoho látek, které vykazují funkci kyseliny, ale neobsahují ionty H +, např.: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 atd.