قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید — از صفر تا صد

۱۳۰۴۷ بازدید
آخرین به‌روزرسانی: ۱۰ مهر ۱۴۰۳
زمان مطالعه: ۱۲ دقیقه
دانلود PDF مقاله
قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید — از صفر تا صد

ثابت تفکیک اسید (Ka)(K_a)، معیاری برای تعیین قدرت اسید در یک محلول است. در حقیقت، بمنظور تعیین قدرت نسبی اسید و باز می‌توان از مقدار ثابت تعادل در یک واکنش یونش (یونیزاسیون) استفاده کرد. به طور مثال، واکنش کلی برای یونش (تفکیک) اسید ضعیف در آب، به صورت زیر است. در این رابطه HA، اسید و AA^-، باز مزدوج آن است.

997696

HA(aq)+H2O(l)H3O(aq)++A(aq)HA_{(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)}+A^−_{(aq)}

ثابت تفکیک اسید

ثابت تعادل برای معادله بالا به صورت زیر تعریف می‌شود.

K=[H3O+][A][H2O][HA]K=\dfrac{[H_3O^+][A^−]}{[H_2O][HA]}

توجه داشته باشید که غلظت آب خالص، در تمام واکنش‌های محلول در آب، مقدار ثابتی است، بنابراین غلظت آب در معادله بالا را می‌توان با یک کمیت جدید موسوم به ثابت تفکیک اسید یا «ثابت یونش اسید» (Acid Ionization Constant)، به صورت زیر تعریف کرد:

Ka=K[H2O]=[H3O+][A][HA]K _ a = K [H _ 2O]=\dfrac{[ H _ 3O ^ +][A ^ − ]}{[H A]}

در نتیجه،‌ مقادیر عددی KK و KaK_a، با یکدیگر به میزان غلظت آب (55/3 مولار) تفاوت دارند. برای سادگی کار می‌توان عبارت H+H^+ را به جای عبارت H3O+H_3O^+ بکار برد. توجه داشته باشید که H+H ^ + آزاد در هیچیک از محلول‌های آبی وجود ندارد بلکه، پروتونی است که در واکنش‌های یونش به H2H_2 منتقل می‌شود تا یون هیدرونیوم (H3O+)(H_3O^+) تشکیل شود. هر قدر میزان KaK_a بیشتر باشد، قدرت اسید و همینطور غلظت H+H^ + در حالت تعادل، بیشتر است. همانند تمامی ثابت‌های تعادل، ثابت‌های تفکیک اسید و باز را هم بر اساس فعالیت (اکتیویته) H+H ^ + یا OHOH^- اندازه‌گیری می‌کنند و بنابراین، این مقادیر، بدون واحد هستند. مقادیر KaK_a برای برخی از اسیدها در جدول زیر آورده شده است:

نام اسیدHAHAKaK_apKapK_a
هیدرو یدیک اسیدHIHI2×1092 \times 10 ^ {9}9.3-9.3
سولفوریک اسید (تفکیک اول)H2SO4H_2SO_41×1021 \times 10 ^ {2}2-2
نیتریک اسیدHNO3HNO_32.3×1012.3 \times 10 ^ {1}1.37-1.37
یون هیدرونیومH3O+H_3O^+1100
سوفلوریک اسید (تفکیک دوم)HSO4HSO_4^-1×1021 \times 10 ^ {-2}1.991.99
فرمیک اسیدHCO2HHCO_2H1.78×1041.78 \times 10 ^ {-4}3.7503.750
آبH2OH_2O1×10141 \times 10 ^ {-14}1414
استیلنC2H2C_2H_21×10261 \times 10 ^ {-26}2626
آمونیاکNH3NH_31×10351 \times 10 ^ {-35}3535

تفکیک بازهای ضعیف

بازهای ضعیف در واکنش با آب، یون هیدروکسید تولید می‌کنند. واکنش تفکیک آن‌ها در زیر آورده شده که در آن، BB نقش باز دارد و BH+BH ^ +، اسید مزدوج آن است.

B(aq)+H2O(l)BH(aq)++OH(aq)B _ {(a q)} + H _ 2 O _ {( l ) } \rightleftharpoons BH^+_{(aq)}+ O H ^ − _{(a q)}

ثابت تعادل در این واکنش موسوم به ثابت یونش باز یا ثابت تفکیک باز است:

Kb=K[H2O]=[BH+][OH][B]K _ b = K [ H _ 2 O ] = \frac{[ B H ^ +][O H ^ − ]}{[ B]}

خودیونش آب

بار دیگر مشاهده می‌کنید که غلظت آب،‌ ثابت است و در نتیجه، در تعریف ثابت تعادل جای نمی‌گیرد اما در تعریف KbK_b وجود دارد. هرقدر مقدار KbK_b بزرگتر باشند، باز قوی‌تری داریم و همچنین غلظت OHOH ^ - در تعادل، بیشتر است.

رابطه ساده‌ای بین مقدار KaK_a برای یک اسید و KbK_b برای باز مزدوج آن برقرار است. به طور مثال، یونش هیدروسیانیک اسید با فرمول HCNHCN،‌ در آب، یک محلول اسیدی و واکنش CNCN^- با آب، یک محلول بازی تولید می‌کند.

HCN(aq)H(aq)++CN(aq)H C N _ {(a q)} \rightleftharpoons H ^ + _ {(a q)} + C N ^ − _ {(aq)}

CN(aq)+H2O(l)OH(aq)+HCN(aq)C N ^ − _{( a q )} + H _ 2 O _ {( l)} \rightleftharpoons O H ^ − _ {(a q)} + H C N _ {(aq)}

رابطه ثابت تفکیک اسید برای HCNHCN به صورت زیر است:

Ka=[H+][CN][HCN]K _ a = \dfrac{[ H ^ + ][C N ^ − ]}{[H C N ]}

رابطه متناظر برای واکنش سیانید با آب نیز به شکل زیر تعریف می‌شود:

Kb=[OH][HCN][CN]K _ b = \dfrac{[ O H ^ − ][H C N ]}{[ C N ^ −]}

در این حالت، مجموع واکنش‌ها، معادله‌ای را بدست داد که به «خودیونش آب» (Autoionization of Water) معروف و رابطه آن به صورت حاصلضرب ثابت‌ تفکیک اسید و باز است:

KaKb=KwK _ a K _ b = K _ w

بنابراین، با داشتن ثابت تفکیک اسید (Ka)(K_a) یا ثابت تفکیک باز، می‌توان سایر مقادیر ثابت تعادل را محاسبه کرد. برای این‌که در محاسبات قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید نیازی به نوشتن عبارات تواندار نداشته باشیم، همچون محاسبات pH می‌توانیم از لگاریتم منفی به شکل زیر استفاده کنیم که در اینصورت، عبارت pKapK_a تعریف خواهد شد.

pKa=log10Kap K a = − \log _ {1 0}K _ a

Ka=10pKaK _ a = 1 0 ^ { − p K _ a}

به همین شکل می‌توان روابط زیر را برای pKbpK_b تعریف کرد:

pKb=log10Kb Kb=10pKb\begin{array}{c} {p K _ { b} = - \log _ {1 0} K _ { b}} \ {K _ { b} = 1 0 ^ {- p K _ {b}}} \end{array}

به طور مشابه، روابط زیر نیز قابل تعریف خواهند بود:

pKa+pKb=pKwp K_{a}+p K_{b}=p K_{w}

این رابطه در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد به شکل زیر نوشته می‌‌شود:

pKa+pKb=14.00p K_{a}+p K_{b}=14.00

قدرت اسید

مقایسه قدرت اسید با pKapK_a

از آن‌جایی که در محاسبات pKapK_a از لگاریتم منفی استفاده می‌کنیم، مقادیر کم از pKapK_a بیانگر ثابت تفکیک اسید بزرگتر و به دنبال آن، قدرت اسید بالاتر هستند. به طور مثال، نیتروس اسید با فرمول HNO2HNO_2 دارای pKapK_a برابر با 3/25 است. این اسید در حدود یک میلیون بار قوی‌تر از هیدروسیانیک اسید (HCN) با pKapK_a برابر با 9/21 خواهد بود. به همین شکل، مقادیر کم pKbpK_b متناظر با بازهای قوی و ثابت تفکیک بازی بیشتر ذکر می‌شود.

در تصویر زیر، قدرت اسیدها و بازهای مزدوج آن‌ها نشان داده شده است. قوی‌ترین اسید در پایین و سمت چپ تصویر قرار دارد و قوی‌ترین باز در بالا و سمت راست. همانطور که در تصویر هم دیده می‌شود، بازِ مزودجِ یک اسید قوی، یک باز بسیار ضعیف و به عکس، اسید مزدوج یک باز قوی، اسیدی بسیار ضعیف است.

قدرت نسبی اسید و بازهای مزودج (برای مشاهده تصویر در ابعاد بزرگتر، روی آن کلیک کنید.)

تعیین جهت واکنش با ثابت تفکیک اسید

از قدرت‌های نسبی اسیدها و بازها می‌توان بمنظور پیش‌بینی جهت یک واکنش اسید و باز استفاده کرد. برای این‌کار کافی است تا از قانون ساده زیر بهره بگیریم:

یک واکنش تعادلی اسید و باز همواره به سمتی پیش‌شروی می‌کند که اسید و باز ضعیف داشته باشیم. به یاد داشته باشید که در یک واکنش اسید باز، پروتون همواره با باز قوی وارد واکنش می‌شود. به طور مثال، هیدروکلریک اسید، نوعی اسید قوی به شمار می‌آید که عموما، در محلول‌های رقیق به طور کامل تفکیک می‌شود و H3O+H_3O^+ و  ClCl^ - تولید می‌کند و تنها مقادیر بسیار کمی از مولکول‌های HClHCl، تفکیک نشده باقی می‌مانند. در نتیجه، جهت واکنش، به طور کامل به طرف راست خواهد بود و همانطور که در زیر نشان داده شده است، معادله این واکنش با یک فلش نشان داده می‌شود.

HCl(aq)+H2O(l)H3O(aq)++Cl(aq)H C l _ {(a q ) } + H _ 2 O _ {( l )} \rightarrow H _ 3 O ^ + _ {(a q)}+C l ^ − _ {(a q)}

در مقابل،‌ استیک اسید از جمله اسیدهای ضعیف و آب نیز یک باز ضعیف است.

در نتیجه، محلول‌های آبی استیک اسید، بیشتر شامل مولکول‌های استیک اسید در تعادل با غلظت‌های کم از H3O+H_3O^+ و یون‌های استات هستند و جهت پیشرفت واکنش تعادلی به طرف چپ خواهد بود.

به طور مشابه، در واکنش آمونیاک با آب، یون هیدروکسید، یک باز قوی و آمونیاک، باز ضعیف است درحالیکه یون آمونیوم، اسید قوی‌تری از آب به شمار می‌‌آید، به همین دلیل،‌ تعادل در این واکنش نیز به طرف چپ خواهد بود

مثال برای قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید

1. KbK_b و pKbpK_b یون بوتیرات را با فرمول CH3CH2CH2CO2\begin{equation} C H_{3} C H_{2} C H_{2} C O_{2} ^ - \end{equation} محاسبه کنید. pKapK_a بوتیریک اسید در دمای 25 درجه سانتی‌گراد برابر با 4/83 است.

2. مقادیر KaK_a و pKapK_a را برای یون دی‌متیل آمونیوم با فرمول ((CH3)2NH2+)\begin{equation} \left(\left(C H_{3}\right)_{2} N H_{2}^{+}\right)\end{equation} محاسبه کنید. ثابت تفکیک باز (Kb)(K_b) برای دی‌متیل‌آمین در دمای 25 درجه سانتی‌گراد برابر با 5.4×1045.4 \times 10 ^ {-4} است.

روش حل مساله

مقدار pKapK_a برای بوتریک اسید را داریم و می‌خواهیم مقادیر pKbpK_b و KbK_b را برای باز مزدوج آن محاسبه کنیم. از آن‌جایی که کمیت داده شده به صورت KbK_b است،‌ از رابطه KaKb=KwK_aK_b = K_w کمک می‌گیریم. در نتیجه خواهیم داشت:

pKa+pKb=pKw=14.00 4.83+pKb=14.00 pKb=14.004.83=9.17\begin{equation} \begin{aligned} p K_{a}+p K_{b} &=p K_{w}=14.00 \ 4.83+p K_{b} &=14.00 \ p K_{b} &=14.00-4.83=9.17 \end{aligned} \end{equation}

pKb=logKbpK_b = −log K_b

Kb=109.17=6.8times1010K _b = 10 ^ {-9.17} = 6.8times10^ {-10}

در حالت دوم، مقدار KbK_b برای دی‌متیل آمین را داریم و باید KaK_a و pKapK_a برای اسید مزدوج آن‌را محاسبه کنیم. با توجه به رابطه KaKb=KwK_aK_b = K_w و جایگذاری مقادیر برای دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد، KaK_a بدست خواهد آمد.

pKa+pKb=pKw=14.00\begin{equation} p K _ { a } + p K _ { b} = p K _ {w } = 14.00 \end{equation}

Ka(5.4×104)=1.01×1014K_a(5.4 \times 10^{−4})=1.01 \times 10^{−14}

Ka=1.9×1011K _ a = 1. 9 \times 10 ^ { − 11}

با استفاده از روابط لگاریتمی ثابت تفکیک اسید خواهیم داشت:‌

pKa=logKa\begin{equation} p K_{a}=-log K_{a} \end{equation}

pKa=log(1.9×1011)=10.72pK _ a = − \log( 1 . 9 \times 10 ^ {− 11 }) = 10.72

همچنین، با تبدیل KbK_b به pKbpK_b، به همین جواب برسیم:

pKb=log(5.4×104)=3.27 pKa+pKb=14.00 pKa=10.73 Ka=10pKa=1010.73=1.9×1011\begin{equation} \begin{array}{c} {p K _ { b} = - \log \left( 5 . 4 \times 10 ^ { - 4}\right) = 3.27} \ {p K a+p K _ { b } = 14.00} \ {p K _ { a } = 10.73} \ {K _ { a} = 10 ^ { -p K _ {a}} = 10 ^ { - 1 0.7 3}=1.9 \times 10 ^ { - 11}} \end{array} \end{equation}

محلول‌های قوی از اسید و باز: اثر همتراز کنندگی

در جدول ابتدایی این آموزش، می‌بینید که اسیدهایی همچون H2SO4H_2SO_4 و HNO3HNO_3 بالاتر از یون هیدرونیوم قرار دارند. این بدان معنی است که چنین اسیدهایی، pKapK_a کمتر از صفر دارند و اسیدهایی قوی‌تر از یون H3O+H_3O^+ هستند. با وجود این‌که قدرت اسید (Ka)(K_a) در HIHI در حدود 108 بار بیشتر از قدرت اسید در HNO3HNO_3 اما واکنش HIHI یا HNO3HNO_3 با آب، به طور معمول، محلول استوکیومتری از H3O+H_3O^+ و II^- یا NO3NO_3^- بدست می‌دهد.

در حقیقت، 0/1 مولار محلول آبی از هر اسید قوی، فارغ از نوع اسید، شامل 0/1 مولار H3O+H_3O^+ است. به این پدیده، اثر «همتراز کنندگی» (Leveling Effect) می‌گویند. اثر همتزار کنندگی بیان می‌کند که هر اسیدی که قوی‌تر از اسید مزدوج آب (H3O+)(H_3O^+) باشد، در محلول‌های آبی، با قدرت H3O+H_3O^+ همتراز می‌شود چراکه H3O+H_3O^+ قوی‌ترین اسیدی است که می‌تواند در تعادل با آب قرار داشته باشد. در نتیجه،‌ نمی‌توان قدرت اسید بین اسیدهایی همچون HIHI و HNO3HNO_3 در محلول‌های آبی را تشخیص داد. به همین دلیل باید از روش‌های نسبی برای تعیین قدرت نسبی این اسیدها استفاده کرد.

یکی از این روش‌ها، استفاده از حلالی همچون آنیدروس استیک اسید است. از آن‌جایی که استیک اسید، اسید قوی‌تری از آب به شمار می‌آید، باز ضعیف‌تری نیز خواهد بود که تمایل کمتری نسبت به H2OH_2O برای پذیرش پروتون دارد. اندازه‌گیری هدایت الکتریکی محلول‌های 0/1 مولار HIHI و HNO3HNO_3 در استیک اسید نشان می‌دهد که HIHI به طور کامل تفکیک می‌شود اما HNO3HNO_3 تنها به صورت جزئی تفکیک خواهد شد و رفتاری همچون اسید ضعیف در چنین حلالی نشان می‌دهد. این نتیجه به طور واضح بیان می‌کند که HIHI اسید قوی‌تری از HNO3HNO_3 است. پس همواره توجه داشته باشید که در محلول‌های آبی،‌ H3O+H_3O^+ قوی‌ترین اسید و OHOH^- قوی‌ترین باز به شمار می‌آیند که در تعادل با H2OH_2O قرار دارند.

اثر همتراز کنندگی در بازهای قوی نیز صدق میکند به گونه‌ای که در محلول‌های آبی، هر باز قوی‌تر از OHOH^-، با قدرت OHOH^- همتراز می‌شود زیرا OHOH^- قوی‌ترین بازی است که در تعادل با آب قرار دارد. نمک‌هایی همچون K2OK_2O، سدیم متوکسید (NaOCH3)(NaOCH_3) و سدیم آمید (NaNH2)(NaNH_2)، همگی بازهایی هستند که به شدت و به طور کامل با آب واکنش می‌دهند که واکنش‌های آ‌ن‌ها در زیر آورده شده است:

K2O(s)+H2O(l)2OH(aq)+2K(aq)+K _ 2 O _{( s )} + H _ 2 O _ {( l)} \rightarrow 2 O H ^ − _ {( a q )}+2 K ^ + _ {(aq)}

NaOCH3(s)+H2O(l)OH(aq)+Na(aq)++CH3OH(aq)Na O C H _ {3 ( s )}+ H _ 2 O _{( l )} \rightarrow O H ^ − _ {( a q )} + N a ^ + _ {( a q )}+C H _ 3 O H _ {( a q)}

NaNH2(s)+H2O(l)OH(aq)+Na(aq)++NH3(aq)N a N H _ { 2 ( s ) }+H _ 2 O _ { ( l )} \rightarrow O H ^ − _ {( a q )}+N a ^ + _ {(a q )} + N H _ {3 (a q)}

اسیدها و بازهای چند پروتونه

همانطور که می‌دانید، اسیدهای چند پروتونه همچون H2SO4H_2SO_4، H3PO4H _ 3 PO_4 و H2CO3H_2CO_3، شامل بیش از یک پروتون قابل تفکیک هستند و این پروتون‌ها را به صورت مرحله‌ای از دست می‌دهند.

در اسیدهای چند پروتونه، اگر مولکولی، پروتونی از دست نداده باشد، اسید قوی‌تری به شمار می‌آید چراکه حذف یک پروتون از مولکول خنثی،‌ ساده‌تر از حذف آن از یون با بار منفی است. قدرت اسید در هر مرحله با از دست دادن پروتون کاهش و به دنبال آن، pKapK_a افزایش پیدا می‌کند. به طور مثال،‌ H2SO4H_2SO_4 را در نظر بگیرید.

H2SO4H+(aq)+HSO4(aq)\begin{equation} H _ { 2 } S O _ { 4} \longrightarrow H ^ { + }( a q ) + H S O _ { 4 } ^ { -}(a q) \end{equation}

HSO4(aq)H+(aq)+SO42(aq)\begin{equation} H S O _ {4} ^ { - }(a q) \longrightarrow H ^ { + }(a q) + S O _ { 4} ^ {- 2 }(a q) \end{equation}

جهت تعادل در واکنش اول،‌ به طرف راست خواهد بود چراکه H2SO4H_2SO_4 یک اسید قوی به شمار می‌آید. در مقابل، در واکنش دوم، مقادیر قابل توجهی از H2SO4H_2SO_4 و SO42SO_4 ^ {2 -} در تعادل قرار دارند. یون هیدروژن سولفات HSO4HSO_4^-، باز مزدوج سولفوریک اسید و اسید مزدوج SO42SO_4 ^ {2 -} است. همچون آب، بسته به این که واکنش‌دهنده دیگر، اسید قوی یا باز قوی باشد، HSO4HSO_4^- می‌تواند به صورت باز یا اسید عمل کند. در مقابل، یون سولفات (SO42)(SO_4 ^ {2 -}) یک باز چند پروتونه است که می‌تواند به صورت مرحله‌ای، دو پروتون را بپذیرد.

همانند سایر اسیدها و بازهای مزدوج، قدرت اسید و بازهای مزدوج با رابطه $$\begin{equation}p K_{a}+p K_{b}=p K wend{equation}$$

مثال

جهت تعادل را برای هریک از واکنش‌های زیر پیش‌بینی کنید.

NH4(aq)++PO4(aq)3NH3(aq)+HPO4(aq)2N H ^ + _ { 4 ( a q )} + P O ^ {3 −} _ { 4 (a q)} \rightleftharpoons N H _ { 3( a q )} + H P O ^ {2 − } _ { 4 ( a q )}

CH3CH2CO2H(aq)+CN(aq)CH3CH2CO2(aq)+HCN(aq)C H _ 3 C H _ 2 C O _ 2 H _ {( a q )} + C N ^ − _ {(a q)} \rightleftharpoons C H _ 3 C H _ 2 C O ^ − _ {2 ( a q)} + H C N _ {(a q)}

استراتژی حل مساله

اسید و بازهای مزدوج در هر واکنش را پیدا کنید. سپس با توجه به جداول و تصاویر، قدرت اسید و باز هرکدام را مشخص کنید. در نهایت، تعادل همواره به طرفی خواهد بود که اسید و باز ضعیف به تولید برسند. در واکنش اول،‌ جفت‌های اسید و باز مزدوج به صورت NH4+/NH3NH_4^+/NH_3 و HPO42/PO43HPO_4^{2−}/PO_4^{3−} هستند. مقادیر pKapK_a برای NH4+NH_4^+ و HPO42HPO_4^{2−} به ترتیب برابر با 9/25 و 12/32 است در نتیجه، NH4+NH_4^+ اسید قوی‌تری به شمار می‌آید. همچنین، به همین شکل، مقادیر pKbpK_b برای PO43PO_4^{3−} و NH3NH_3 به ترتیب برابر با 1/68 و 4/75 خواهد بود که یعنی، PO43PO_4^{3−} باز قوی‌تری است. بنابراین، برای تولید اسید و باز ضعیف‌تر، تعادل به طرف راست خواهد بود.

در واکنش دوم،‌ اسید و باز مزدوج به صورت CH3CH2CO2H/CH3CH2CO2CH_3CH_2CO_2H/CH_3CH_2CO_2^− و HCN/CNHCN/CN^− هستند. در این میان، HCNHCN اسید ضعیف و CNCN^- یک باز تقریبا ضعیف است. ممکن است در شرایطی، مقادیر قدرت اسید را به صورت جدول در اختیار نداشته باشیم. در این موارد، بهترین راهکار این است که به دنبال ترکیباتی باشیم که خواص مشابهی داشته باشند. فرض می‌کنیم که مقادیر قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید را برای پروپیونیک اسید (CH3CH2CO2H)(CH_3CH_2CO_2H) نداشته باشیم، در اینصورت، می‌بینیم که پروپیونیک اسید و استیک اسید مشابه یکدیگر هستند و تنها در گروه‌های متصل به اتم کربن کربوکسیلیک اسید تفاوت دارند. بنابراین، انتظار داریم که این دو ترکیب، خواص اسید و باز مشابهی داشته باشند. در نهایت، پروپیونیک اسید باید کمی قوی‌تر از HCNHCN باشد. با توجه به این‌‌که اسید قوی‌تر، باز ضعیف‌تری را تشکیل می‌دهد، می‌توان پیش‌بینی کرد که سیانید، باز قوی‌تری از پروپیونات باشد. در نتیجه، تعادل به طرف راست خواهد بود تا اسید و باز ضعیف‌تری به تولید برسند.

جمع‌بندی

واکنش‌های اسید و باز همواره دارای جفت‌های اسید باز مزدوج هستند. هر اسید و باز دارای ثابت یونش یا ثابت تفکیک هستند که متناظر با قدرت بازی یا اسیدی آن‌ها است. فرق ثابت تعادل و ثابت یونش این است که از مقدار ثابت تعادل برای یک واکنش تفکیک (یونش) می‌توان جهت تعیین نسبی قدرت اسید و باز استفاده کرد. در یک محلول آبی از اسید ضعیف، ثابت تفکیک اسید را با KaK_a نشان می‌دهند. به طور مشابه، ثابت تعادل برای واکنش باز ضعیف با آب را با نام ثابت یونش (تفکیک) باز می‌شناسند و آن‌را با KbK_b تعریف می‌کنند. برای هر جفت مزدوج از اسید و باز،‌ عبارت زیر برقرار است:

 KaKb=KwK_aK_b = K_w

در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد: KaKb=14K_aK_b = 14

لازم به ذکر است که مقادیر کم از pKapK_a متناظر با ثابت تفکیک اسید بزرگتر و به دنبال آن، اسید قوی‌تر است. همچنین به یاد داشته باشید که در واکنش‌های اسید و باز، جهت پیشرفت واکنش، همواره به طرفی است که اسید و باز ضعیف به تولید برسند. در این آموزش آموختیم که در محلول‌های آبی، هیچ اسیدی قوی‌تر از H3O+H_3O^+ و هیچ بازی قوی‌تر از OHOH^- نداریم که این امر موجب معرفی پدیده‌ای به نام اثر همتراز کنندگی شد. در نهایت،‌ یادگرفتیم که در اسیدها و بازهای چند پروتونه،‌ بیشترین قدرت اسید و باز متعلق به موادی است که پروتون جذب نکرده‌ یا از دست نداده‌اند. در جدول زیر، روابط و فرمول‌های مهم در خصوص قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید و باز ارائه شده‌اند:

تعریففرمول
ثابت تفکیک اسیدKa=K[H2O]=[H3O+][A][HA]K _ a = K [ H _ 2 O ] = \dfrac{[ H _ 3 O ^ + ][A ^− ]}{[H A]}
ثابت تفکیک بازKb=K[H2O]=[BH+][OH][B]K _ b = K [ H _ 2 O] = \dfrac{[B H ^ + ][O H ^ − ]}{[ B]}
رابطه بین ثابت تفکیک اسید و بازKaKb=KwK _ a K _ b = K _ w
pKapK_apKa=log10Ka Ka=10pKa\begin{equation} \begin{array}{c} {p K a = - \log _{10} K _ {a}} \ {K _ { a } = 10 ^ { - p K _ { a}}} \end{array}\end{equation}
pKbpK_bpKb=log10Kb Kb=10pKb\begin{equation} \begin{array}{c} {p K _ { b } = - \log _ {1 0 } K _ {b }} \ {K _ { b } = 10 ^ { - p K _ { b}}} \end{array} \end{equation}
رابطه بین pKapK_a و pKbpK_bpKa+pKb=pKw pKa+pKb=14.00 @ 25C\begin{equation} \begin{array}{c} {p K _ { a } + p K _ { b} = p K _ { w }} \ {p K _ { a} + p K _ { b} = 14.00 \text { @ } 25^{\circ} \mathrm{C}} \end{array}\end{equation}

در نهایت، با مراجعه به تصویر زیر می‌توانید اطلاعات کاملی در خصوص قدرت اسیدهای معروف بدست آورید:

برای مشاهده تصویر در ابعاد بزرگتر، روی آن کلیک کنید.

اگر این مطلب برای شما مفید بوده است، آموزش‌ها و مطالب زیر نیز به شما پیشنهاد می‌شوند:

^^

بر اساس رای ۰ نفر
آیا این مطلب برای شما مفید بود؟
اگر بازخوردی درباره این مطلب دارید یا پرسشی دارید که بدون پاسخ مانده است، آن را از طریق بخش نظرات مطرح کنید.
منابع:
LibreTexts
۱۱ دیدگاه برای «قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید — از صفر تا صد»

ممنون از زحماتتون
میشه مطلبی در مورد تغییرات ثابت یونش هم بفرمایید؟ ممنون میشم.

با سلام؛

در داخل متن توضیحاتی کامل در رابطه با تفکیک و یونش آورده شده است.

با تشکر از همراهی شما با مجله فرادرس

ممنون از زحمات شما

با سلام؛

خوشحالیم از این‌که مطالعه این مطلب برای شما مفید بوده است.

با تشکر از همراهی شما با مجله فرادرس

سلام وقتتون بخیر، اگر نمودار ها رو هم برای مباحث اسیدباز قرار بدید یا بفرمایید چطو میتونم پیدا کنم ممنون میشم.

سلام.
چه زمانی میتونیم بگیم که یک اسید به طور کامل با یک باز واکنش میده؟
این موضوع چه ارتباطی با مقدار pka آب و اسید داره؟

با سلام؛

این موضوع به طور کامل در مطلب «واکنش خنثی شدن در شیمی — به زبان ساده» بررسی شده است. علاوه بر این، برای مطالعه بیشتر می‌توانید مطلب «تیتراسیون اسید باز — از صفر تا صد» را نیز مطالعه کنید.

با تشکر از همراهی شما با مجله فرادرس

سلام اقاي مهندس. من المان درس مي خونم و يك بخشي از اين مبحث اينجا است كه من به كل متوجه نمي شوم. در واكنش هاي اسيد يا باز ما مقاديري مثل +H يا -OH يا اسيد يا باز را اضافه يا كم مي كنيم و سپس جهت واكنش را بايد پيدا كنيم. مثلا:
2H2O2 + -OH –––> O2 +2 H2O
حالا اگر مثلا H3O+ اضافه كنيم واكنش به كدام سمت مي رودو چرا؟
خيلي ممنون

با سلام؛

برای درک بهتر این مطلب باید با تعادل شیمیایی و اصل لوشاتلیه آشنا باشید. به بیان خیلی ساده، زمانی که تغییری در یک سیستمِ در حال تعادل بوجود بیاید، سیستم برای خنثی کردن اثر این تغییر، تغییرات جدیدی در خود ایجاد می‌کند و این تغییرات برای خنثی کردن تغییرات قبل ایجاد می‌شود. پیشنهاد می‌کنیم در ابتدا اصل لوشاتلیه را مطالعه کنید و سپس سایر مطالب زیر را مورد توجه قرار دهید.

اصل لوشاتلیه — به زبان ساده
محلول بافر — از صفر تا صد
تعادل شیمیایی — از صفر تا صد

با تشکر از همراهی شما با مجله فرادرس

آقای مهندس گرانقدر، در کنکور تجربی 99 سوالی امده بود از قدرت اسیدی یک اسید مثل HA که در پاسخنامه تشریحی آن رابطه زیر به چشم میخورد:
Ka=x^2/(Cm-x
که در آن x همان غلظت (H+) یا همان (A-) است
این رابطه از کجا آمده؟! چراباید به جای (HA) در مخرج از (Cm – x) استفاده کنیم؟ یعنی اون x اضافی از کجا امده است؟

با سلام؛

رابطه فوق در حقیقت نتیجه تشکیل جداول ICE برای تفکیک یک اسید ضعیف است. برای اینکه به طور دقیق، نحوه محاسبه این رابطه را ببینید، مثال ۱ از مطلب «محلول بافر — از صفر تا صد» را مطالعه کنید.

با تشکر

نظر شما چیست؟

نشانی ایمیل شما منتشر نخواهد شد. بخش‌های موردنیاز علامت‌گذاری شده‌اند *