Key Difference - Acid Ionization Constant vs. Base Ionization Constant
 

Kyselinová ionizační konstanta (Ka, také známá jako disociační konstanta kyseliny) poskytuje kvantitativní měření rovnováhy mezi molekulami kyseliny a jejich ionizovanými formami. Podobně základní ionizační konstanta (Kb nebo disociační konstanta báze) poskytuje kvantitativní měření rovnováhy mezi základními molekulami a jejich ionizovanými formami. Klíčový rozdíl mezi kyselinovou ionizační konstantou a bazickou ionizační konstantou je ten, že kyselinová ionizační konstanta poskytuje kvantitativní měřítko síly kyseliny v roztoku, zatímco konstanta ionizační konstanty poskytuje kvantitativní měřítko síly báze v roztoku.

Ionizace je separace molekul na iontové druhy (kationty a anionty). Rovnovážná konstanta je vztah mezi množstvím reaktantů a produktů, které jsou ve vzájemné rovnováze.

OBSAH

1. Přehled a klíčový rozdíl
2. Co je kyselinová ionizační konstanta
3. Co je základní ionizační konstanta
4. Porovnání bok po boku - kyselinová ionizační konstanta vs. základní ionizační konstanta ve formě tabulky
5. Shrnutí

Co je kyselinová ionizační konstanta?

Kyselinová ionizační konstanta je číslo, které vyjadřuje vztah mezi molekulami kyseliny a iontovými druhy, které existují ve stejném roztoku. Konstanta disociace kyseliny je označena Ka. Jedná se o kvantitativní měřítko síly kyseliny v roztoku. Síla kyseliny závisí na ionizaci (nebo disociaci) kyseliny ve vodném roztoku.

Ionizace kyseliny může být uvedena níže,

HA + H2O ↔ A– + H3O +

HA je v tomto případě slabá kyselina, která se částečně disociuje na ionty; anion je známý jako konjugovaná báze této konkrétní kyseliny. Disociace kyseliny uvolní proton (vodíkový ion; H +). Tento proton se kombinuje s molekulou vody za vzniku iontu hydronia (H3O +). Kyselinová ionizační konstanta této HA kyseliny může být uvedena níže,

Ka = [A -] [H3O +] / [HA] [H2O]

Běžná forma Ka je pKa, což je minus log hodnota Ka. Je to proto, že hodnoty Ka jsou velmi malé hodnoty a je obtížné je zvládnout. PKa poskytuje jednoduché číslo, se kterým je snadné se vypořádat. Může to být uvedeno níže,

pKa = -log (Ka)

Hodnoty Ka nebo pKa lze použít k vyjádření síly kyseliny.


  • Slabé kyseliny mají nižší hodnoty Ka a vyšší hodnoty pKa
    Silné kyseliny mají vyšší hodnoty Ka a nižší hodnoty pKa.

Co je základní ionizační konstanta?

Konstanta ionizační konstanty je číslo, které vyjadřuje vztah mezi molekulami bází a iontovými druhy existuje ve stejném roztoku. Toto je označeno Kb. Měří sílu základny v roztoku. Čím vyšší je Kb, tím vyšší je ionizace báze. Pro určitou bázi v roztoku může být disociační konstanta báze uvedena níže,

B + H2O ↔ BH + + OH–

Kb = [BH +] [OH–] / [B] [H2O]

Protože hodnoty Kb bází jsou velmi malé hodnoty, namísto Kb se použije mínus log hodnoty Kb. Mínus log hodnota Kb je označena pKb. pKb udává číslo, se kterým se snadno manipuluje.

pKb = -log (Kb)

Síla báze může být vyjádřena hodnotami Kb nebo pKb následovně.


  • Vyšší hodnota ionizační konstanty báze, silnější báze (nižší pKb)
    Nižší hodnota ionizační konstanty báze, slabší báze (vyšší pKb)

Jaký je rozdíl mezi kyselinovou ionizační konstantou a základní ionizační konstantou?

Shrnutí - Acid Ionization Constant vs. Base Ionization Constant

Kyselinová ionizační konstanta a bazická ionizační konstanta jsou měřítkem síly kyseliny a báze. Rozdíl mezi kyselinovou ionizační konstantou a bazickou ionizační konstantou je ten, že kyselinová ionizační konstanta poskytuje kvantitativní měřítko síly kyseliny v roztoku, zatímco konstantní ionizační konstanta poskytuje kvantitativní měřítko síly báze v roztoku.

Odkaz:

1. “16.4: Kyselina síla a konstanta disociace (Ka).” Chemistry LibreTexts, Libretexts, 26. února 2017. K dispozici zde
2. „Silná a slabá báze a základní ionizační konstanta (Kb).“ Nadace CK-12, Nadace CK-12, 11. září 2016. K dispozici zde
3. „Kyseliny a báze: ionizační konstanty.“ Ionizace kyselin a zásad. K dispozici zde

Obrázek se svolením:

1.'Acetic-acid-disociation-2D-curly-arrows’By Ben Mills - Vlastní práce, (Public Domain), prostřednictvím Commons Wikimedia