ثابت یونش اسیدی(Ka)

1. چرا به ثابت تعادل نیاز داریم؟ 

همان طور که در بخش‌های قبلی اشاره شد، اسیدها و بازهای قوی در آب به‌طور کامل یونیده می‌شوند (واکنش یک‌طرفه). اما در اسیدها و بازهای ضعیف، یونش به‌طور جزئی رخ می‌دهد و واکنش پس از مدتی به حالت تعادل می‌رسد. در حالت تعادل، سرعت واکنش رفت (یونش مولکول‌ها) با سرعت واکنش برگشت (ترکیب مجدد یون‌ها) برابر می‌شود. برای بررسی کمی این تعادل، از کمیتی به نام ثابت یونش استفاده می‌کنیم. 

2. ثابت یونش اسیدی (\(Ka\)) 

اگر یک اسید ضعیف تک‌پروتونه (مانند \(HA\)) را در آب حل کنیم، معادله تعادل یونش آن به شکل زیر است: \[HA(aq) + H_{2}O(l) \rightleftharpoons H_{3}O^{+}(aq) + A^{-}(aq)\] بر اساس قانون تعادل، رابطه ثابت تعادل (K) به صورت حاصل‌ضرب غلظت فراورده‌ها بر واکنش‌دهنده‌ها نوشته می‌شود. از آنجا که آب (\(H_{2}O\)) حلال است و غلظت آن در طول واکنش تقریباً ثابت می‌ماند، از رابطه حذف شده و ثابت جدیدی به نام ثابت یونش اسیدی (\(Ka\)) تعریف می‌شود: \[Ka = \frac{[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}\]

نکات کلیدی \(Ka\): 
 • معیار قدرت اسید: هرچه مقدار \(Ka\)در یک دمای مشخص بزرگ‌تر باشد، یعنی صورت کسر (میزان تولید یون‌ها) بزرگ‌تر است؛ در نتیجه اسید قوی‌تر بوده و غلظت یون هیدرونیوم (\( [H_{3}O^{+}] \)) بیشتری تولید می‌کند.
 • رابطه با pH: در غلظت‌های اولیه برابر، اسیدی که \(Ka\)بزرگ‌تری دارد، (\( [H_{3}O^{+}] \)) بیشتری دارد و در نتیجه pH آن کمتر (اسیدی‌تر) است. (جلوتر بیشتر بررسی می‌شود)
 • وابستگی به دما: مقدار \(Ka\)فقط و فقط به دما بستگی دارد و با تغییر غلظت اولیه اسید، تغییر نمی‌کند.
۳. ثابت یونش بازی (\( K_{b} \))
به‌طور مشابه، برای یک باز ضعیف (مانند B که می‌تواند \(NH_{3}\) یا یک آمین باشد)، معادله تعادل در آب به صورت زیر است:
\[ NH_{3}(aq) + H_{2}O(l) \rightleftharpoons NH_{4}^{+}(aq) + OH^{-}(aq) \]
رابطه ثابت یونش بازی (\( K_{b} \)) برای محلول آمونیاک به این شکل نوشته می‌شود:

    \[Kb = \frac{[NH_{4}^{+}][OH^{-}]}{[NH_{3}]}\]

   * هرچه مقدار \(K_{b}\) بزرگ‌تر باشد، باز قوی‌تر است، غلظت یون هیدروکسید \([OH^{-}]\) بیشتر تولید می‌شود و در نتیجه pH محلول بالاتر خواهد بود.

۴. روابط محاسباتی مهم و فرمول‌های کنکوری (رابطه غلظت، \(\alpha\) و \(Ka\))

   اگر غلظت اولیه اسید ضعیف \(HA \)را برابر با M (مولار) و درجه یونش آن را \(\alpha\) در نظر بگیریم:

   * غلظت یون‌های تولید شده در تعادل: \([H_{3}O^{+}] = [A^{-}] = M \cdot \alpha\)
   * غلظت اسید باقی‌مانده (یونیده نشده) در تعادل: \([HA] = M - M\alpha = M(1 - \alpha)\)

   با جایگذاری این مقادیر در رابطه \(Ka\) به فرمول بسیار مهم زیر می‌رسیم:\[Ka = \frac{(M\alpha)(M\alpha)}{M(1 - \alpha)} = \frac{M\alpha^{2}}{1 - \alpha}\]

   تقریب محاسباتی (بسیار پرکاربرد در شیمی دوازدهم):

   اگر اسید بسیار ضعیف باشد (معمولاً \(\alpha \leq 0.05\) یا درصد یونش کمتر از ۵٪)، مقدار \(\alpha\) در مخرج کسر در برابر عدد ۱ قابل صرف‌نظر است (\(1 \approx 1 - \alpha\). در این صورت فرمول به شکل ساده زیر درمی‌آید:\[Ka \approx M\alpha^{2}\]

   (از این تقریب می‌توان برای حل سریع بسیاری از تست‌ها استفاده کرد).