wielkość stałej równowagi dla reakcji jonizacji można wykorzystać do określenia względnych mocy kwasów i zasad. Na przykład ogólne równanie jonizacji słabego kwasu w wodzie, gdzie HA jest kwasem macierzystym, a A-jest jego sprzężoną zasadą, wygląda następująco:

\

stała równowagi dla tej dysocjacji jest następująca:

\}{} \label{16.5.2}\]

stała równowagi dla tej reakcji jest stałą jonizacji kwasu \(K_a\), zwaną również stałą dysocjacji kwasu:

\}{} \label{16.5.3}\]

zatem wartości liczbowe K i \(k_a\) różnią się stężeniem wody (55,3 m). Ponownie, dla uproszczenia, \(H_3O^+\) można zapisać jako \(h^+\) w równaniu \(\ref{16.5.3}\). Należy jednak pamiętać, że wolny \(h^+\) nie istnieje w roztworach wodnych i że proton jest przenoszony do \(H_2O\) we wszystkich reakcjach jonizacji kwasowej do postaci \(H^3o^+\). Im większe \(K_a\), tym silniejszy kwas i tym wyższe stężenie \(h^+\) w równowadze. Podobnie jak wszystkie stałe równowagi, stałe jonizacji kwasowo–zasadowej są w rzeczywistości mierzone w kategoriach aktywności \(H^+\) lub \(OH^−\), dzięki czemu nie są jednostkowe. Wartości \(K_a\) dla wielu typowych kwasów są podane w tabeli \(\PageIndex{1}\).

słabe zasady reagują z wodą, aby wytworzyć jon wodorotlenku, jak pokazano w poniższym ogólnym równaniu, gdzie b jest zasadą macierzystą, a BH+ jest jego sprzężonym kwasem:

\

stała równowagi dla tej reakcji jest stałą jonizacji Zasady (Kb), zwaną również stałą dysocjacji Zasady:

\} {} \label{16.5.5}\]

Po raz kolejny stężenie nie pojawia się w wyrażeniu stałej równowagi.. Im większe \(K_b\), tym silniejsza podstawa i tym wyższe stężenie \(OH^−\) w równowadze. Wartości \(K_b\) dla wielu typowych słabych baz są podane w tabeli \(\PageIndex{2}\).

istnieje prosta zależność pomiędzy wielkością \(K_a\) dla kwasu i \(k_b\) dla jego sprzężonej Zasady. Weźmy na przykład jonizację kwasu cyjanowodorowego (\(HCN\)) w wodzie w celu wytworzenia kwaśnego roztworu, a reakcję\ (CN^−\) z wodą w celu wytworzenia podstawowego roztworu:

\

\

stała równowagi dla jonizacji HCN jest następująca:

\} {} \ label{16.5.8}\]

odpowiednie wyrażenie dla reakcji cyjanku z wodą jest następujące:

\}{} \label{16.5.9}\]

jeśli dodamy równania \(\ref{16.5.6}\) i \(\ref{16.5.7}\), otrzymamy następujące (przypomnijmy, że stała równowagi dla sumy dwóch reakcji jest iloczynem stałych równowagi dla poszczególnych reakcji):

\\cancel{}/\cancel{}\]

\\cancel{}/\cancel{}\]

\\]

w tym przypadku suma reakcji opisanych przez \(K_a\) i \(k_b\) jest równaniem autoionizacji wody, a iloczynem dwóch stałych równowagi jest \(K_w\):

\

jeśli znamy \(k_a\) dla kwasu lub \(k_b\) dla jego sprzężonej zasady, możemy obliczyć drugą stałą równowagi dla każdej sprzężonej pary kwas–zasada.

podobnie jak w przypadku \(pH\), \(pOH\) i pKw, możemy użyć ujemnych logarytmów, aby uniknąć notacji wykładniczej przy zapisywaniu stałych jonizacji kwasowej i zasadowej, definiując \(pK_a\) w następujący sposób:

\

\

i \(pK_b\) jako

\

16.5.10, który wyraża zależność pomiędzy\(k_a\) i\ (k_b\), można zapisać w postaci logarytmicznej w następujący sposób:

\

w temperaturze 25°C staje się to

\

wartości\(pk_a\) i\ (pk_b\) podano dla kilku wspólnych kwasów i zasad w tabeli 16.5.1 i tabeli 16.5.2, a bardziej obszerny zestaw danych przedstawiono w tabelach E1 i E2. Ze względu na zastosowanie ujemnych logarytmów, mniejsze wartości \(pK_a\) odpowiadają większym stałym jonizacjom kwasowym, a co za tym idzie silniejszym kwasom. Na przykład kwas azotowy (\(hno_2\)), o \(pK_a\) 3.25, jest około 1000 razy silniejszym kwasem niż kwas cyjanowodorowy (HCN), o \(pK_a\) 9.21. Odwrotnie, mniejsze wartości \(pK_b\) odpowiadają większym stałym jonizacji bazy, a więc silniejszym bazom.

względne siły niektórych popularnych kwasów i ich sprzężonych zasad są przedstawione graficznie na fig.16.5. Sprzężone pary kwas-zasada są wymienione w kolejności(od góry do dołu) rosnącej wytrzymałości kwasu, co odpowiada malejącym wartościom \(pK_a\). Kolejność ta odpowiada zmniejszaniu siły sprzężonej bazy lub zwiększaniu wartości \(pK_b\). W lewym dolnym rogu rysunku 16.5.2 znajdują się wspólne silne kwasy; w prawym górnym rogu są najczęstsze silne zasady. Zwróć uwagę na odwrotną zależność między siłą kwasu macierzystego a siłą sprzężonej Zasady. Tak więc sprzężona zasada silnego kwasu jest bardzo słabą zasadą, a sprzężona zasada bardzo słabego kwasu jest silną zasadą.

możemy użyć względnych mocy kwasów i zasad, aby przewidzieć kierunek reakcji kwasowo–zasadowej, stosując jedną zasadę: równowaga kwasowo–zasadowa zawsze sprzyja stronie słabszego kwasu i zasady, jak wskazują te strzałki:

\

w reakcji kwasowo–zasadowej proton zawsze reaguje z silniejszą zasadą.

na przykład kwas solny jest silnym kwasem, który jonizuje się zasadniczo całkowicie w rozcieńczonym roztworze wodnym, wytwarzając \(H_3O^+\) i \(Cl^−\); tylko znikome ilości cząsteczek \(HCl\) pozostają niezwiązane. Stąd równowaga jonizacji leży praktycznie po prawej stronie, co jest reprezentowane przez pojedynczą strzałkę:

\

w przeciwieństwie do tego, kwas octowy jest słabym kwasem, a woda jest słabą zasadą. W związku z tym wodne roztwory kwasu octowego zawierają głównie cząsteczki kwasu octowego w równowadze o małym stężeniu \(H_3O^+\) i jonów octanowych, a równowaga jonizacji leży daleko w lewo, jak reprezentują te strzałki:

\

podobnie w reakcji amoniaku z wodą jon wodorotlenku jest silną zasadą, a amoniak jest słabą zasadą, podczas gdy jon amonowy jest silniejszym kwasem niż woda. Stąd ta równowaga również leży po lewej stronie:

\