| dbo:abstract
|
- ثابت تفكك الحمض (يعرف أيضا باسم ثابت الحموضة، أو ثابت تأين الحمض) وهو مقياس لقوة الحمض في محلول يرمز له بالرمز Ka. وهو ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي المعروف باسم تفكك في سياق تفاعلات حمض-قلوي. يمكن كتابة التوازن على النحو التالي: . حيث:HA جزيئ حمضي-قاعدي، يعطي بروتونا H+ عند إذابته في الماء وينفصل أيون A- وبصفة عامة ينطبق تعريف برونستيد أيضا على أي مذيب غير الماء. وتنطبق المعادلة: على أي مذيب Y يقبل أيون الهيدروجين. Ks تعني ثابت التوازن لهذا التفاعل ويعين بالتالي قوة الحمض. وكلما زادت قوة الحمض كلما زاد سير التفاعل من اليسار إلى اليمين، أي يتزايد التركيزان [HY+] und [A−]. ويمثل ثابت التوازن عادة بسالب اللوغاريتم العشري pKa ، حيث تعني a هنا اختصارا للكلمة الإنجليزية acid = حمض. أي كلما قلت pKa تزداد قوة الحمض. (ar)
- Sigui un àcid feble, AH, que es dissol dins d'aigua. Segons la teoria àcid-base de Brønsted i Lowry l'àcid reacciona amb l'aigua segons la següent equació química: Quan s'assoleix l'equilibri les concentracions de les espècies que intervenen es manté constant i es pot definir una constant d'equilibri com: Però la concentració d'aigua és pràcticament constant (aproximadament 55,5 mol/l) i es pot incloure en la constant d'equilibri, Kc, donant lloc a: Hi ha aleshores una nova constant d'equilibri, Ka, que és definida per l'anterior equació, o bé per: que s'anomena constant d'aciditat i és el quocient entre el producte de les concentracions de la base conjugada de l'àcid i del catió oxoni i la concentració de l'àcid, totes a l'equilibri: (ca)
- Μια σταθερά διάστασης οξέος, Ka, (γνωστή επίσης και ως σταθερά οξύτητας, ή σταθερά ιοντισμού οξέος) είναι μια ποσοτική μέτρηση της ισχύος ενός οξέος σε διάλυμα. Κάθε οξύ έχει διαφορετικό pKa. Είναι η σταθερά ισορροπίας μιας χημικής αντίδρασης γνωστής ως διάσταση στο περιβάλλον των αντιδράσεων οξέος-βάσης. Όσο μεγαλύτερη η τιμή του Ka, τόσο μεγαλύτερη η διάσταση των μορίων στο διάλυμα και συνεπώς πιο ισχυρό το οξύ. Άρα, ένα ισχυρό οξύ «θέλει» να απαλλαγεί από το πρωτόνιο [υδρογονοϊόν (H+)] πολύ περισσότερο από ένα ασθενές οξύ. Να μη συγχέεται με το pH, που είναι το μέτρο του πόσο όξινο (ή αλκαλικό) είναι ένα διάλυμα. Μια μικρή ποσότητα ισχυρού οξέος στο νερό θα οδηγήσει σε ένα χαμηλό pH (π.χ. 2), ενώ η ίδια συγκέντρωση ασθενούς οξέος δεν οδηγήσει σε ένα τέτοιο χαμηλό pH (π.χ. 5). Η ισορροπία της διάστασης του οξέος μπορεί να γραφτεί συμβολικά ως: όπου HA είναι ένα γενικό οξύ που διίσταται διαιρούμενο σε A−, γνωστό ως η συζυγής βάση του οξέος και το υδρογονοϊόν ή πρωτόνιο, H+, που, στην περίπτωση των υδατικών διαλυμάτων, υπάρχει ως υδροξώνιο—με άλλα λόγια, ένα επιδιαλυτωμένο πρωτόνιο. Στο παράδειγμα του σχήματος, το HA αντιπροσωπεύει το αιθανικό οξύ, και το A− αντιπροσωπεύει το οξικό ιόν, τη συζυγή βάση. Τα HA, A− and H+ λέγεται ότι είναι σε ισορροπία όταν οι συγκεντρώσεις τους δεν μεταβάλλονται με την πάροδο του χρόνου. Η σταθερά διάστασης συνήθως γράφεται ως ένα πηλίκο των συγκεντρώσεων ισορροπίας (σε mol/L), που συμβολίζονται με [HA], [A−] και [H+]: Λόγω των πολλών τάξεων μεγέθους που καλύπτονται από τις τιμές Ka, χρησιμοποιείται συνήθως στην πράξη μια λογαριθμική μέτρηση της σταθεράς διάστασης του οξέος. Η λογαριθμική σταθερά, pKa, που είναι ίση με −log10 Ka, αναφέρεται μερικές φορές (αλλά λαθεμένα) ως μια σταθερά διάστασης του οξέος: Όσο πιο μεγάλη η τιμή του pKa, τόσο πιο μικρή η έκταση της διάστασης σε οποιοδήποτε δεδομένο pH (δείτε εξίσωση Χέντερσον-Χάσελμπαχ ([Henderson–Hasselbalch))—που σημαίνει τόσο πιο ασθενές το οξύ. Ένα ασθενές οξύ έχει μια τιμή pKa περίπου −2 έως 12 στο νερό. Οξέα με τιμή pKa μικρότερη από περίπου −2 θεωρούνται ως ισχυρά οξέα· ένα ισχυρό οξύ διίσταται σχεδόν πλήρως σε υδατικό διάλυμα, σε βαθμό που η συγκέντρωση του αδιάστατου οξέος δεν ανιχνεύεται. Οι τιμές του pKa για ισχυρά οξέα μπορούν, όμως, να εκτιμηθούν θεωρητικά ή με παρεκβολή από μετρήσεις σε μη υδατικούς διαλύτες στους οποίους η σταθερά διάστασης είναι πιο μικρή, όπως στο αιθανονιτρίλιο και το διμεθυλοσουλφοξείδιο. (el)
- Die Säurekonstante KS ist eine Stoffkonstante, die Aufschluss darüber gibt, in welchem Maße ein Stoff in einer Gleichgewichtsreaktion mit Wasser unter Protolyse reagiert: . Dabei steht HA für eine Brønsted-Säure (nach Johannes Nicolaus Brønsted), die ein Proton H+ an ein Lösungsmittel wie Wasser abgeben kann, wobei ein Anion A− zurückbleibt. Allgemeiner gilt die Brønsted'sche Definition auch für nichtwässrige Systeme, hier gilt für ein beliebiges, protonierbares Lösungsmittel Y: . KS ist die mit [Y] multiplizierte Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion und damit ein Maß für die Stärke einer Säure. Je stärker die Säure, desto mehr ist die Reaktion auf die rechte Seite verschoben; d. h., umso höher sind die Konzentrationen von HY+ und A−. Die Gleichgewichtskonstante wird meist als ihr negativer dekadischer Logarithmus, der pKS-Wert, angegeben (auch pKa, von engl. acid = Säure). Das bedeutet: Je kleiner der pKS-Wert ist, desto stärker ist die Säure. (de)
- In chemistry, an acid dissociation constant (also known as acidity constant, or acid-ionization constant; denoted ) is a quantitative measure of the strength of an acid in solution. It is the equilibrium constant for a chemical reaction known as dissociation in the context of acid–base reactions. The chemical species HA is an acid that dissociates into A−, the conjugate base of the acid and a hydrogen ion, H+. The system is said to be in equilibrium when the concentrations of its components will not change over time, because both forward and backward reactions are occurring at the same rate. The dissociation constant is defined by or where quantities in square brackets represent the concentrations of the species at equilibrium. (en)
- 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 konteksto 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: 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+]. 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: 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. (eo)
- Una constante de disociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida de la fuerza de un ácido en disolución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como: HA A- + H+ donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A-, conocida como base conjugada del ácido, y el ion hidrógeno o protón, H+, que, en el caso de soluciones acuosas, existe como un ion hidronio solvatado. En el ejemplo que se muestra en la figura, HA representa el ácido acético, y A- el ion acetato. Las especies químicas HA, A- y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el paso del tiempo. La constante de disociación se escribe normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L), representado por [HA], [A-] y [H+]: Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de K a, en la práctica se suele expresar la constante de acidez mediante una medida logarítmica de la constante de acidez, el pKa, que es igual al -log10, y que también suele ser denominada constante de disociación ácida: A mayor valor de pKa, la extensión de la disociación es menor. Un ácido débil tiene un valor de pKa en un rango aproximado de 2 a 12 en agua. Los ácidos con valores de pKa menores que aproximadamente 2 se dice que son ácidos fuertes; un ácido fuerte está casi completamente disociado en solución acuosa, en la medida en que la concentración del ácido no disociado es indetectable. Los valores de pKa para los ácidos fuertes pueden ser estimados por medios teóricos o por extrapolación de medidas en medios no acuosos, en los que la constante de disociación es menor, tales como acetonitrilo y dimetilsulfóxido. (es)
- En chimie, une constante d'acidité ou constante de dissociation acide, Ka, est une mesure quantitative de la force d'un acide en solution. C'est la constante d'équilibre de la réaction de dissociation d'une espèce acide dans le cadre des réactions acido-basiques. Plus cette constante Ka est élevée, plus la dissociation des molécules en solution est grande, et donc plus fort est l'acide. L'équilibre chimique de la dissociation acide peut être écrit de façon symbolique où AH est un acide générique se dissociant en A−, appelée sa base conjuguée, et en ion hydrogène H+, communément appelé « proton », qui, si la réaction s'effectue en solution aqueuse n'existe que sous la forme d'ion hydronium, H3O+, ou en d'autres termes un proton solvaté. Dans l'exemple donné dans la figure, « A » est le radical acétate CH3COO, et donc AH est l'acide acétique, CH3COOH, et A− sa base conjuguée, l'ion acétate CH3COO−. Les espèces chimiques AH, A− et H+ sont dites en équilibre si leur concentration ne varie pas en fonction du temps. La constante d'équilibre est habituellement écrite en termes de quotient de concentrations des différentes espèces à l'équilibre (en mol/L), notées [AH], [A−] et [H+]. Cette constante dépend donc de l'espèce concernée (A), mais aussi du solvant et de la température. Du fait des fortes variations de Ka (plusieurs ordres de grandeur), on utilise couramment une échelle logarithmique. Cette constante logarithmique, notée pKa = , est souvent (mais improprement) appelée « constante d'acidité ». Pour l'acide acétique comme exemple, Ka = 1,8 × 10−5, alors pKa = 4,74. Les acides plus faibles ont des valeurs de Ka inférieures et des valeurs de pKa supérieures. Du fait de l'échelle logarithmique inversée, plus cette constante pKa est élevée, plus la dissociation de l'espèce acide à pH donné (voir l'équation de Henderson-Hasselbalch qui donne une relation entre le pH et le pKa) est faible, et donc plus l'acide est faible. Un acide faible a un pKa variant entre −1,74 à 25 °C et approximativement 12 dans l'eau. Les acides avec un pKa de valeur inférieure à −1,74 à 25 °C (pKa du cation hydronium H3O+) sont appelés acides forts et se dissocient presque intégralement dans les solutions aqueuses, et donc la concentration de l'espèce acide non dissociée devient indétectable. Les pKa des acides forts en solutions aqueuses sont estimés de façon théorique, ou par extrapolation de mesures dans des solutions non-aqueuses, dans lesquelles la constante de dissociation est plus faible, par exemple dans l'acétonitrile ou le diméthylsulfoxyde (DMSO). (fr)
- Is éard is tairiseach díthiomsúcháin aigéid, Ka, (ar a dtugtar tairiseach aigéadach freisin, nó tairiseach aigéad-ianaithe ) ann ná tomhas cainníochtúil ar neart aigéid i dtuaslagán . Is é an tairiseach cothromaíochta le haghaidh an imoibrithe cheimicigh é. ar a dtugtar díthiomsú i gcomhthéacs imoibrithe aigéad le bunanna. Aigéad is ea an speiceas ceimiceach HA a dhíthiomsaíonn in A -, an bun comhchuingeach den aigéad agus den ian hidrigine, H + . Deirtear go bhfuil an córas i g nuair nach n-athróidh tiúchan a chomhpháirteanna le himeacht ama, toisc go bhfuil imoibrithe ar aghaidh agus ar gcúl ag tarlú ag an ráta céanna. Sainmhínítear an tairiseach díthiomsúcháin le , nó nuair is ionann cainníochtaí idir lúibíní cearnacha agus tiúchan na speiceas i gcothromaíocht. (ga)
- Konstanta disosiasi asam (Ka) atau konstanta keasaman adalah sebuah konstanta atau tetapan keseimbangan spesifik untuk sebuah asam dan basa konjugasinya di sebuah larutan berair. Konstanta ini merupakan konstanta kesetimbangan untuk suatu reaksi kimia yang dikenal sebagai disosiasi dalam konteks reaksi asam-basa. Spesi kimia HA adalah suatu asam yang terdisosiasi menjadi A−, basa konjugasi dari asam tersebut dan suatu ion hidrogen, H+. Sistem dikatakan dalam kesetimbangan ketika konsentrasi komponennya tidak akan berubah dari waktu ke waktu, karena reaksi maju dan mundur terjadi dengan laju yang sama. Konstanta disosiasi didefinisikan sebagai or dengan kuantitas dalam tanda kurung mewakili konsentrasi spesi pada kesetimbangan. (in)
- 산 해리 상수(酸解離常數, 영어: acid dissociation constant) (기호: Ka)는 용액에서 산의 를 정량적으로 측정한 것이다. 산 이온화 상수(영어: acid-ionization constant), 산도 상수(酸度常數, 영어: acidity constant)라고도 한다. 산 해리 상수는 다음과 같은 화학 반응에 대한 평형 상수이다. 산-염기 반응의 맥락에서 해리로 알려져 있다. 화학종 HA는 산의 짝염기인 A−와 수소 이온인 H+로 해리되는 산이다. 정반응과 역반응이 모두 동일한 속도로 일어나기 때문에 반응계는 구성 요소의 농도가 시간이 지남에 따라 변하지 않을 때 평형 상태에 있다고 한다. 산 해리 상수 Ka는 다음과 같은 식으로 정의된다. 또는 여기서 대괄호 표시는 평형 상태에서 화학종의 농도를 나타낸다. (ko)
- 酸解離定数（さんかいりていすう、英語: acidity constant）は、酸の強さを定量的に表すための指標のひとつ。酸性度定数ともいう。酸から水素イオンが放出される解離反応を考え、その平衡定数 Ka またはその負の常用対数 pKa によって表す。pKa が小さいほど強い酸であることを示す（Ka が大きいことになる）。 同様に、塩基に対しては塩基解離定数 pKb が使用される。共役酸・塩基の関係では、酸解離定数と塩基解離定数のどちらかが分かれば、溶媒の自己解離定数を用いることで、互いに数値を変換することができる。 酸解離定数は、通常は電離すると考えない有機化合物の水素に対しても使用することができる。アルドール反応など、水素の引き抜きを伴う有機化学反応を考える際に有効となる。 (ja)
- De zuurconstante is een kwantitatieve maat voor de sterkte van een zuur in oplossing. De zuurconstante wordt aangeduid met Ka of de Nederlandse variant Kz. Ka is een evenwichtsconstante voor de dissociatie (splitsing) van een zuur-basereactie. De zuurconstante beschrijft een intrinsieke eigenschap van een zuurmolecuul: ieder zuur heeft een unieke Ka-waarde. Dit in tegenstelling tot de pH, die aangeeft wat de H3O+-concentratie van een oplossing is. Algemeen geldt: . De chemische deeltjes HZ, Z– en H3O+ zijn hierbij in evenwicht: hun concentraties (aangegeven tussen de blokhaken) blijven hetzelfde, omdat de heen- en teruggaande reacties even snel plaatsvinden. De algemene reactievergelijking van een zuurdissociatie kan als volgt worden weergegeven: . Uit de zuurconstante kan informatie worden afgeleid over de sterkte en daarmee reactiviteit van het zuur. Als de waarde van groot is, betekent dit dat het zuur grotendeels gedissocieerd is, dus het zuur is sterk. Bij een kleine is het zuur weinig gedissocieerd, dus dan is het zuur zwak. In de praktijk is het handig om gebruik te maken van de logaritmische constante pKa: . Hoe groter de waarde voor pKa, hoe minder het zuur dissocieert (bij een bepaalde pH), dus hoe zwakker het zuur. De pKa waarde geeft bovendien aan bij welke pH de helft van de zuurmoleculen zijn H+-ion heeft afgestaan: Wanneer de pKa van een zuur bekend is, en de pH gemeten is, kan berekend worden welk deel van de zuurmoleculen zijn H+ heeft afgestaan. De pKa en de pH zijn twee verschillende waarden die niet door elkaar moeten worden gehaald. Bovenstaande formules kunnen herschreven worden tot de Henderson-Hasselbalch-vergelijking (bufferformule): . Deze vergelijking biedt ons de mogelijkheid om op praktische wijze de pH van een oplossing van een bekend zuur en zijn geconjugeerde base te voorspellen. (nl)
- La costante di dissociazione acida, (anche chiamata costante di ionizzazione acida, o costante di protolisi acida), rappresentata dal simbolo Ka, è un valore che misura, a una data temperatura, il grado di dissociazione di un acido in soluzione. Maggiore è il valore della costante, maggiore è la tendenza dell'acido a dissociarsi, maggiore è la sua "forza". (it)
- En syrakonstant (Ka eller Ks) är en specifik typ av jämviktskonstant som indikerar hur mycket en syra kan protolyseras (dissocieras), det vill säga hur stor andel av syran som reagerar med vatten och bildar oxoniumjoner (H3O+) i vattenlösning. Ibland beskrivs syrakonstanter som dissociationskonstanter, något oegentligt eftersom det inte finns fria H+-joner i lösningen. Eftersom konstanten varierar mycket i storlek mellan olika syror visas den ofta genom den additiva inversen av dess 10-logaritm, genom symbolen pKa (jämför pH): pKa = −log10Ka pKa-värdet motsvarar det pH-värde då syran dissocierat till 50 %, det vill säga då {HA} = {A-}. Starka syror, till exempel svavelsyra, protolyseras nästan helt i vattenlösning och har därmed låga pKa-värden (under 1), medan svaga syror, till exempel ättiksyra, bara protolyseras delvis och har ett högre pKa-värde. Vidare kan flera syror dissociera i två eller flera steg (två- och flerprotoniga syror) och dessa definieras då av två eller fler pKa-värden, betecknade med siffror, till exempel pKa,1, pKa,2, pKa,3 respektive. För aminosyror används ibland beteckningarna pK1 för karboxylgruppens (–COOH), pK2 för aminogruppens (–NH3+) och pKR för sidokedjans pKa-värde, oavsett om sidokedjans protolyssteg är det andra eller det tredje. Varje syra har en korresponderande bas med en baskonstant Kb. Produkten av syrakonstanten och baskonstanten är lika med vattnets autoprotolyskonstant Kw, och sålunda är pKa + pKb = pKw. Därför uppges som regel endast pKa-värden i tabellverk. pKa-värden används bland annat vid beräkningar av pH i buffertlösningar, för att bestämma deras buffertkapacitet och för att utreda optimala betingelser för titreringar. (sv)
- Em química, a constante de acidez Ka, constante de dissociação ácida, ou constante de ionização ácida, é uma constante de equilíbrio que exprime o grau de dissociação para um dado Ácido de Brønsted numa reação de equilíbrio químico.Tal constante possui definições diferentes para ácidos fortes, moderados e fracos. (pt)
- Константа диссоциации кислоты Ka (также известная как константа кислотности) — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на катион водорода и анион кислотного остатка. Для многоосновных кислот, диссоциация которых проходит в несколько стадий, оперируют отдельными константами для разных стадий диссоциации, обозначая их как Ka1, Ka2 и т. д. Чем больше значение Ka, тем больше молекул диссоциирует в растворе и, следовательно кислота более сильная. (ru)
- 酸度系數（英語：Acid dissociation constant，又名酸解離常数，代號Ka、pKa、pKa值），在化學及生物化學中，是指一個特定的平衡常數，以代表一種酸解離氫離子的能力。 該平衡狀況是指由一種酸（HA）中，將氫離子（即質子）轉移至水（H2O）。水的濃度[H2O]是不會在系數中顯示的。一种酸的pKa越大则酸性越弱，pKa越小则酸性越强（反過來說，Ka值越大，解離度高，酸性越強，Ka值越小，部份解離，酸性越弱）。pKa<0的酸在水中是强酸，介于0与4.0之间为中强酸，其他为弱酸。離解的化學反應（酸的电离反应通式）為： 平衡狀況亦會以氫離子來表達，反映出酸質子理論： 平衡常數的方程式為： 由於在不同的酸這個常數會有所不同，所以酸度系數會以常用對數的加法逆元，以符號pKa，來表示： 在同一的濃度下，較大的Ka值（或較少的pKa值）離解的能力較強，代表較強的酸。一般来说，Ka>1（或pKa<0），则為強酸；Ka<10-4（或pKa>4），则為弱酸。 利用酸度系數，可以容易的計算酸的濃度、共軛鹼、質子及氫氧離子。如一種酸是部份中和，Ka值可以用來計算出緩衝溶液的pH值。在亨德森-哈塞爾巴爾赫方程亦可得出以上結論。 (zh)
- 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 (Ка>1), а слабкі — дисоціюють неповністю і їм притаманне значення Ка<<1. З огляду на те, що різниця в значенні Ка між найслабшими та найсильнішими кислотами становить декілька порядків, константа кислотності звичайно позначається у вигляді оберненого значення її десяткового логарифма (рКа); тобто pKa = −log10Ka 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: , де [X] є молярною концентрацією часток Х в розчині. (uk)
|
| rdfs:comment
|
- 酸解離定数（さんかいりていすう、英語: acidity constant）は、酸の強さを定量的に表すための指標のひとつ。酸性度定数ともいう。酸から水素イオンが放出される解離反応を考え、その平衡定数 Ka またはその負の常用対数 pKa によって表す。pKa が小さいほど強い酸であることを示す（Ka が大きいことになる）。 同様に、塩基に対しては塩基解離定数 pKb が使用される。共役酸・塩基の関係では、酸解離定数と塩基解離定数のどちらかが分かれば、溶媒の自己解離定数を用いることで、互いに数値を変換することができる。 酸解離定数は、通常は電離すると考えない有機化合物の水素に対しても使用することができる。アルドール反応など、水素の引き抜きを伴う有機化学反応を考える際に有効となる。 (ja)
- La costante di dissociazione acida, (anche chiamata costante di ionizzazione acida, o costante di protolisi acida), rappresentata dal simbolo Ka, è un valore che misura, a una data temperatura, il grado di dissociazione di un acido in soluzione. Maggiore è il valore della costante, maggiore è la tendenza dell'acido a dissociarsi, maggiore è la sua "forza". (it)
- Em química, a constante de acidez Ka, constante de dissociação ácida, ou constante de ionização ácida, é uma constante de equilíbrio que exprime o grau de dissociação para um dado Ácido de Brønsted numa reação de equilíbrio químico.Tal constante possui definições diferentes para ácidos fortes, moderados e fracos. (pt)
- Константа диссоциации кислоты Ka (также известная как константа кислотности) — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на катион водорода и анион кислотного остатка. Для многоосновных кислот, диссоциация которых проходит в несколько стадий, оперируют отдельными константами для разных стадий диссоциации, обозначая их как Ka1, Ka2 и т. д. Чем больше значение Ka, тем больше молекул диссоциирует в растворе и, следовательно кислота более сильная. (ru)
- 酸度系數（英語：Acid dissociation constant，又名酸解離常数，代號Ka、pKa、pKa值），在化學及生物化學中，是指一個特定的平衡常數，以代表一種酸解離氫離子的能力。 該平衡狀況是指由一種酸（HA）中，將氫離子（即質子）轉移至水（H2O）。水的濃度[H2O]是不會在系數中顯示的。一种酸的pKa越大则酸性越弱，pKa越小则酸性越强（反過來說，Ka值越大，解離度高，酸性越強，Ka值越小，部份解離，酸性越弱）。pKa<0的酸在水中是强酸，介于0与4.0之间为中强酸，其他为弱酸。離解的化學反應（酸的电离反应通式）為： 平衡狀況亦會以氫離子來表達，反映出酸質子理論： 平衡常數的方程式為： 由於在不同的酸這個常數會有所不同，所以酸度系數會以常用對數的加法逆元，以符號pKa，來表示： 在同一的濃度下，較大的Ka值（或較少的pKa值）離解的能力較強，代表較強的酸。一般来说，Ka>1（或pKa<0），则為強酸；Ka<10-4（或pKa>4），则為弱酸。 利用酸度系數，可以容易的計算酸的濃度、共軛鹼、質子及氫氧離子。如一種酸是部份中和，Ka值可以用來計算出緩衝溶液的pH值。在亨德森-哈塞爾巴爾赫方程亦可得出以上結論。 (zh)
- ثابت تفكك الحمض (يعرف أيضا باسم ثابت الحموضة، أو ثابت تأين الحمض) وهو مقياس لقوة الحمض في محلول يرمز له بالرمز Ka. وهو ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي المعروف باسم تفكك في سياق تفاعلات حمض-قلوي. يمكن كتابة التوازن على النحو التالي: . حيث:HA جزيئ حمضي-قاعدي، يعطي بروتونا H+ عند إذابته في الماء وينفصل أيون A- وبصفة عامة ينطبق تعريف برونستيد أيضا على أي مذيب غير الماء. وتنطبق المعادلة: على أي مذيب Y يقبل أيون الهيدروجين. Ks تعني ثابت التوازن لهذا التفاعل ويعين بالتالي قوة الحمض. وكلما زادت قوة الحمض كلما زاد سير التفاعل من اليسار إلى اليمين، أي يتزايد التركيزان [HY+] und [A−]. (ar)
- Sigui un àcid feble, AH, que es dissol dins d'aigua. Segons la teoria àcid-base de Brønsted i Lowry l'àcid reacciona amb l'aigua segons la següent equació química: Quan s'assoleix l'equilibri les concentracions de les espècies que intervenen es manté constant i es pot definir una constant d'equilibri com: Però la concentració d'aigua és pràcticament constant (aproximadament 55,5 mol/l) i es pot incloure en la constant d'equilibri, Kc, donant lloc a: Hi ha aleshores una nova constant d'equilibri, Ka, que és definida per l'anterior equació, o bé per: (ca)
- In chemistry, an acid dissociation constant (also known as acidity constant, or acid-ionization constant; denoted ) is a quantitative measure of the strength of an acid in solution. It is the equilibrium constant for a chemical reaction known as dissociation in the context of acid–base reactions. The chemical species HA is an acid that dissociates into A−, the conjugate base of the acid and a hydrogen ion, H+. The system is said to be in equilibrium when the concentrations of its components will not change over time, because both forward and backward reactions are occurring at the same rate. or (en)
- Μια σταθερά διάστασης οξέος, Ka, (γνωστή επίσης και ως σταθερά οξύτητας, ή σταθερά ιοντισμού οξέος) είναι μια ποσοτική μέτρηση της ισχύος ενός οξέος σε διάλυμα. Κάθε οξύ έχει διαφορετικό pKa. Είναι η σταθερά ισορροπίας μιας χημικής αντίδρασης γνωστής ως διάσταση στο περιβάλλον των αντιδράσεων οξέος-βάσης. Όσο μεγαλύτερη η τιμή του Ka, τόσο μεγαλύτερη η διάσταση των μορίων στο διάλυμα και συνεπώς πιο ισχυρό το οξύ. Άρα, ένα ισχυρό οξύ «θέλει» να απαλλαγεί από το πρωτόνιο [υδρογονοϊόν (H+)] πολύ περισσότερο από ένα ασθενές οξύ. Η ισορροπία της διάστασης του οξέος μπορεί να γραφτεί συμβολικά ως: (el)
- 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 konteksto 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 rez (eo)
- Die Säurekonstante KS ist eine Stoffkonstante, die Aufschluss darüber gibt, in welchem Maße ein Stoff in einer Gleichgewichtsreaktion mit Wasser unter Protolyse reagiert: . Dabei steht HA für eine Brønsted-Säure (nach Johannes Nicolaus Brønsted), die ein Proton H+ an ein Lösungsmittel wie Wasser abgeben kann, wobei ein Anion A− zurückbleibt. Allgemeiner gilt die Brønsted'sche Definition auch für nichtwässrige Systeme, hier gilt für ein beliebiges, protonierbares Lösungsmittel Y: . (de)
- Una constante de disociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida de la fuerza de un ácido en disolución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como: HA A- + H+ (es)
- Is éard is tairiseach díthiomsúcháin aigéid, Ka, (ar a dtugtar tairiseach aigéadach freisin, nó tairiseach aigéad-ianaithe ) ann ná tomhas cainníochtúil ar neart aigéid i dtuaslagán . Is é an tairiseach cothromaíochta le haghaidh an imoibrithe cheimicigh é. Sainmhínítear an tairiseach díthiomsúcháin le , nó nuair is ionann cainníochtaí idir lúibíní cearnacha agus tiúchan na speiceas i gcothromaíocht. (ga)
- Konstanta disosiasi asam (Ka) atau konstanta keasaman adalah sebuah konstanta atau tetapan keseimbangan spesifik untuk sebuah asam dan basa konjugasinya di sebuah larutan berair. Konstanta ini merupakan konstanta kesetimbangan untuk suatu reaksi kimia Konstanta disosiasi didefinisikan sebagai or dengan kuantitas dalam tanda kurung mewakili konsentrasi spesi pada kesetimbangan. (in)
- En chimie, une constante d'acidité ou constante de dissociation acide, Ka, est une mesure quantitative de la force d'un acide en solution. C'est la constante d'équilibre de la réaction de dissociation d'une espèce acide dans le cadre des réactions acido-basiques. Plus cette constante Ka est élevée, plus la dissociation des molécules en solution est grande, et donc plus fort est l'acide. Dans l'exemple donné dans la figure, « A » est le radical acétate CH3COO, et donc AH est l'acide acétique, CH3COOH, et A− sa base conjuguée, l'ion acétate CH3COO−. (fr)
- De zuurconstante is een kwantitatieve maat voor de sterkte van een zuur in oplossing. De zuurconstante wordt aangeduid met Ka of de Nederlandse variant Kz. Ka is een evenwichtsconstante voor de dissociatie (splitsing) van een zuur-basereactie. De zuurconstante beschrijft een intrinsieke eigenschap van een zuurmolecuul: ieder zuur heeft een unieke Ka-waarde. Dit in tegenstelling tot de pH, die aangeeft wat de H3O+-concentratie van een oplossing is. Algemeen geldt: . . . . (nl)
- En syrakonstant (Ka eller Ks) är en specifik typ av jämviktskonstant som indikerar hur mycket en syra kan protolyseras (dissocieras), det vill säga hur stor andel av syran som reagerar med vatten och bildar oxoniumjoner (H3O+) i vattenlösning. Ibland beskrivs syrakonstanter som dissociationskonstanter, något oegentligt eftersom det inte finns fria H+-joner i lösningen. Eftersom konstanten varierar mycket i storlek mellan olika syror visas den ofta genom den additiva inversen av dess 10-logaritm, genom symbolen pKa (jämför pH): pKa = −log10Ka (sv)
- 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 (Ка>1), а слабкі — дисоціюють неповністю і їм притаманне значення Ка<<1. З огляду на те, що різниця в значенні Ка між найслабшими та найсильнішими кислотами становить декілька порядків, константа кислотності звичайно позначається у вигляді оберненого значення її десяткового логарифма (рКа); тобто (uk)
|
