az ionizációs reakció egyensúlyi állandójának nagysága felhasználható a savak és bázisok relatív erősségeinek meghatározására. Például a vízben lévő gyenge sav ionizációjának általános egyenlete, ahol HA az anyasav, a-pedig a konjugált bázisa, a következő:

\

ennek a disszociációnak az egyensúlyi állandója a következő:

\}{} \label{16.5.2}\]

ennek a reakciónak az egyensúlyi állandója a savas ionizációs állandó \(K_a\), amelyet savas disszociációs állandónak is neveznek:

\} {}} \label{16.5.3}\]

és \(k_a\) különböznek a víz koncentrációjától (55,3 m). Ismét az egyszerűség kedvéért a\ (H_3O^+\) a\ (\ref{16.5.3}\) egyenletben\(H^+\) írható. Ne feledje azonban, hogy a szabad\ (H^+\) nem létezik vizes oldatokban, és hogy a proton átkerül \(H_2O\) minden savas ionizációs reakcióba, hogy \(H^3o^+\) alakuljon ki. Minél nagyobb a \(K_a\), annál erősebb a sav, annál nagyobb a \(H^+\) koncentráció egyensúlyban. Mint minden egyensúlyi állandót, a sav-bázis ionizációs állandókat is ténylegesen \(H^+\) vagy \(OH^−\) tevékenységével mérik, így egységessé teszik őket. A \(K_a\) értékeit számos közös sav esetében a \(\PageIndex{1}\) táblázat tartalmazza.

Gyenge bázisok reagál vízzel, hogy készítsen a-hidroxid-ion, ahogy azt az alábbi általános egyenlet, ahol B a szülő alap, valamint a BH+ a konjugált sav:

\

Az egyensúlyi állandó ez a reakció az alap ionizációs állandó (Kb), más néven a bázis disszociációs állandó:

\}{} \label{16.5.5}\]

ismét a koncentráció nem jelenik meg az egyensúlyi állandó kifejezés.. Minél nagyobb a \(K_b\), annál erősebb az alap, annál nagyobb a \(OH^−\) koncentráció egyensúlyban. A \(K_b\) értékeit számos gyakori gyenge bázis esetében a \(\PageIndex{2}\) táblázat tartalmazza.

egy sav esetében a \(K_a\) nagysága és a konjugált bázisa esetében \(K_b\) egyszerű összefüggés van. Vegyük például a hidrogén− cianid (\(HCN\)) vízben történő ionizációját savas oldat előállítására, valamint a \(CN^ -\) reakcióját vízzel az alapvető oldat előállításához:

>

>

>

>

> {}\címke{16.5.8}\]

a cianid vízzel való reakciójának megfelelő kifejezése a következő:

\} {} \label{16.5.9}\]

Ha egyenleteket adunk hozzá \(\ref{16.5.6}\) és \(\ref{16.5.7}\), megkapjuk a következőket (emlékezzünk arra, hogy a két reakció összegére vonatkozó egyensúlyi állandó az egyes reakciók egyensúlyi állandóinak terméke):

\cancel {}/\cancel {}\]

\cancel {}/\cancel {}\]

\]

ebben az esetben a\(k_a\) és\(k_b\) által leírt reakciók összege a víz autoionizációjának egyenlete, a két egyensúlyi konstans terméke pedig\ (K_w\):

ha tudjuk, hogy vagy\ (k_a\) egy sav vagy\(k_b\) annak konjugált bázis, tudjuk számítani a másik egyensúlyi állandó bármely konjugált sav–bázis pár.

csakúgy, mint a \(pH\), \(pOH\), majd pKw, használhatjuk a negatív logaritmus, hogy elkerüljék exponenciális jelölést írásban sav, illetve bázis ionizációs állandók, meghatározásával \(pK_a\) a következőképpen:

\

\

, majd a \(pK_b\) mint

\

\

Hasonlóképpen Egyenlet 16.5.10, amely kifejezi a kapcsolat a \(K_a\), valamint a \(K_b\), lehet írni logaritmikus formában a következőképpen:

\

25°C-On, ez lesz

\

az értékek, A \(pK_a\) s \(pK_b\) az adott több közös savak, illetve bázisok Táblázat 16.5.1 Táblázatban 16.5.(2)az E1. és az E2. táblázatban szélesebb körű adathalmaz található. A negatív logaritmusok használata miatt a \(pK_a\) kisebb értékei nagyobb savas ionizációs állandóknak, tehát erősebb savaknak felelnek meg. Például a dinitrogénsav (\(HNO_2\)), a \ (pK_a\) 3,25, körülbelül 1000-szer erősebb sav, mint a hidrogén-cianid (HCN), a \(pK_a\) 9,21. Ezzel szemben a \(pK_b\) kisebb értékei a nagyobb bázisionizációs állandóknak, így az erősebb bázisoknak felelnek meg.

egyes közönséges savak és konjugált bázisaik relatív hatáserősségét grafikusan a 16.5. ábra mutatja. A konjugált sav – bázis párokat a növekvő savszilárdság sorrendjében (fentről lefelé) soroljuk fel, ami megfelel a \(pK_a\) csökkenő értékeinek. Ez a sorrend a konjugált bázis csökkenő erősségének vagy a \(pK_b\) növekvő értékeinek felel meg. A bal alsó ábra 16.5.2 a közös erős savak; a jobb felső sarokban a leggyakoribb erős bázisok. Figyelje meg az anyasav erőssége és a konjugált bázis erőssége közötti inverz kapcsolatot. Így egy erős sav konjugált bázisa nagyon gyenge bázis, egy nagyon gyenge sav konjugált bázisa erős bázis.

a savak és bázisok relatív erősségeit felhasználhatjuk egy sav–bázis reakció irányának előrejelzésére egyetlen szabály követésével: a sav–bázis egyensúly mindig kedvez az oldalnak a gyengébb savval és bázissal, amint azt ezek a nyilak jelzik:

\

sav–bázis reakcióban a proton mindig az erősebb bázissal reagál.

például a sósav egy erős sav, amely lényegében teljesen ionizálódik híg vizes oldatban, hogy \(H_3O^+\) és \(Cl^−\); csak elhanyagolható mennyiségű\ (HCl\) molekula marad szétválasztatlan. Ezért az ionizációs egyensúly gyakorlatilag egészen jobbra fekszik, amint azt egyetlen nyíl képviseli:

\

ezzel szemben az ecetsav gyenge sav, a víz pedig gyenge bázis. Következésképpen, vizes oldatok ecetsav tartalmaznak, többnyire ecetsav molekulák egyensúlyi egy kis koncentrációja \(H_3O^+\), valamint-acetát ionok, valamint az ionizációs egyensúlyi fekszik messze balra által képviselt ezek nyilak:

\

Hasonlóképpen, a reakció az ammónia a vízben, a hidroxid-ion erős bázis, valamint az ammónia egy gyenge bázis, mivel az ammónium-ion van egy erősebb sav, mint a víz. Ezért ez az egyensúly is balra van:

\