Acetata acido, kiu estas malforta acido, donas protonon (hidrogenan jonon verde reliefigitan) al la akva molekulo en ekvilibra reakcio por formi la acetatan jonon kaj la hidronian jonon(H3O+). Ruĝa: oksigeno; nigra, karbono kaj blanka: hidrogeno.
La **Konstanto pri dissociigo de acidoj** aŭ **pKa**, ankaŭ konata kiel **Konstanto pri acideco** aŭ **Konstanto pri acida jonigado** estas kvanta mezuro por indiki la forton de iu acido en akva solvaĵo. Ĉiu acido posedas malsaman pKa. Ĝi estas la Konstanto de ekvilibro por iu kemia reakcio konata kiel dissociigo en la kunteksto de la acido-bazaj reakcioj. Ju pli granda estas la valoro de **Ka**, des pli dissociigo de molekuloj en la solvaĵo kaj tiel des pli forta la acido. Tiamaniere ke, iu forta acido deziras ĉiam liberiĝi el ties hidrogena jono, multe pli ol malforta acido. Oni ne devas konfuzi kun Hidrogena Potencialo, aŭ pH, kiu estas mezuro pri kiom acida aŭ alkala estas iu solvaĵo. Eta koncentriĝo da forta acido en akvo rezultos en malalta pH (ekz: 2) dum la sama koncentriĝo de iu malforta acido ne rezultos en malalta pH (ekz: 5) pro la malforta dissociigo de la acido.

La ekvilibro de unu acida dissociigo povas simbole skribiĝi kiel:

{\displaystyle \mathrm {HA\rightleftharpoons A^{-}+H^{+}} }

kie HA estas ĝenerala acido kiu dissociiĝas dividante sin en A−, konata kiel konjuga bazo de la acido, kaj la hidrogena jono aŭ protono H+, kiu, en kazo de akva solvaĵo, ekzistas kiel hidroniona jono (H3O+), alivorte, unu solvaĵumita protono. Ekzemple de la supra Figuro HA, reprezentas la acetatan acidon kaj A− reprezentas la acetatan jonon, la konjugan bazon. Oni diras ke la kemiaj specioj HA, A− kaj H+ estas en ekvilibro tiam kiam ties koncentriĝoj ne ŝanĝas kun la tempopaso. La konstanto de dissociigo ĝenerale skribiĝas kiel la kvociento de la koncentriĝoj pri ekvilibro (en mol/L), markitaj per [HA], [A−] kaj [H+].

{\displaystyle \ \mathrm {p} K\_{\mathrm {a} }=-\log \_{10}K\_{\mathrm {a} }}

Pro multaj magnitudaj ordoj entenataj de la Ka valoroj, ia logaritma mezuro pri la konstanto de acida dissociigo kutime estas uzata. La logaritma konstanto, pKa, kiu egalvaloras al -log10Ka kelkfoje estas raportita (tamen, erare) kiel konstanton de acida dissociigo:

{\displaystyle \ \mathrm {p} K\_{\mathrm {a} }=-\log \_{10}K\_{\mathrm {a} }}
Ju pli granda la valoro de pKa, des pli malgranda la dissociiga magnitudo por ajna donita pH (laŭ la Ekvacio de Henderson–Hasselbalch), t.e. des pli malforta la acido. Iu malforta acido posedas pKa valoron en la rango inter -2 kaj 12 en akva solvaĵo. Acidoj kun pKa valoroj malpli grandaj ol -2 estas konsiderataj fortaj acidoj. Unu forta acido preskaŭ komplete dissociiĝas en akva solvaĵo, ĝis kiam la koncentriĝo da nedissociigita acido fariĝas nedetektebla. pKa valoroj por fortaj acidoj, tamen, estas antaŭdireblaj pere de teoriaj manieroj aŭ eksterpolante el mezuroj faritaj en ne-akvaj solvantoj, kie la dissociiga konstanto estas pli malgranda, samkiel acetonitrilo kaj dumetil-sulfuroksido.

Referencoj
----------

1. ↑  Chemical and Biochemical Reactors and Process Control, John Metcalfe Coulson
2. ↑  Shock Waves Science and Technology Library, Vol. 6: Detonation Dynamics, F. Zhang
3. ↑  Organic Chemistry, Joseph Hornback
4. ↑  Developing Solid Oral Dosage Forms: Pharmaceutical Theory & Practice Yihong Qiu, Yisheng Chen, Geoff G.Z. Zhang, Lirong Liu, William Porter
5. ↑  Essential Medical Physiology, Leonard R. Johnson, John H. Byrne
6. ↑  ChemSpider

Vidu ankaŭ
----------

* izoelektra punkto


|  |  |
| --- | --- |
| Portala ikono | Portalo pri Kemio |