Disociační konstanty aneb proč nepít H₂SO₄
V předchozí kapitole je disociace popsána jako proces, kdy se látka rozpadá na ionty. Tento rozpad ale může probíhat i obráceně, tedy z iontů dostaneš zpátky původní látku. To znamená, že jde o vratný děj, kdy se mezi produkty a reaktanty ustaví rovnováha. Tu Ize popsat pomocí rovnovážné konstanty, která se v případě disociace nazývá disociační.
Pro disociaci rozlišujeme dvě konstanty, a to disociační konstantu kyseliny \boldsymbol{K}_{\mathrm{A}} (podle anglického acid) a zásady \boldsymbol{K}_{\mathrm{B}} (z anglického base).
Disociaci obecné kyseliny HA můžeš popsat rovnicí:
Protolytickou rovnováhu, která nastane, charakterizuje rovnovážná konstanta \boldsymbol{K} :
Většinou však pracujeme s vodnými roztoky, kde je voda oproti kyselině ve velkém nadbytku a její koncentrace se prakticky nemění. Můžeme tedy celou rovnici vynásobit \left[\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right] a tím ji zahrnout do konstanty, čímž dostaneme novou konstantu - disociační konstantu kyseliny K_{\mathrm{A}}.
Z této definice disociační konstanty K_{\mathrm{A}} je zřejmé, že její velikost bude záviset na tom, kolik molekul kyseliny se rozdělilo na ionty a kolik zůstalo ve formě nerozdělených molekul. Právě to určuje sílu dané kyseliny.
Báze může ve vodě disociovat dvěma způsoby - bud' odštěpí \mathrm{OH}^{-}(Arrheniova zásada), nebo přijme \mathrm{H}^{+} (Brønstedova zásada). Disociační konstanty jsou v podstatě ty samé, proto budu používat tu, kde je za zásadu považován hydroxid, ale neboj se tento vzoreček použít i na amoniak.
K_{\mathrm{B}}=\frac{\left[\mathrm{B}^{+}\right] \cdot\left[\mathrm{OH}^{-}\right]}{[\mathrm{BOH}]}
K_{\mathrm{B}}=\frac{\left[\mathrm{BH}^{+}\right] \cdot\left[\mathrm{OH}^{-}\right]}{[\mathrm{B}]}
Obecně platí pro kyseliny i zásady to, že čím vyšší je disociační konstanta, tím silnější je konkrétní látka. Hodnoty disociačních konstant obvykle najdeš v tabulkách a mimo jiné se běžně používají k rozdělení kyselin a zásad na slabé, středně silné a silné.
V praxi se běžně místo hodnoty K_{\mathrm{A}} používá hodnota \mathrm{p} K_{\mathrm{A}^{\prime}} což je záporný logaritmus K_{\mathrm{A}}. Zde ale platí, že se zvyšující sílou kyseliny klesá \mathrm{p} K_{\mathrm{A}}.
