a meno che non m stia parlando di costante di dissociazione, allora sì che ha significato chimico-fisico...
indica uno specifico tipo di costante di equilibrio chimico che misura la propensione che ha un grande oggetto di separarsi in componenti più piccole reversibilmente
è normalmente espressa come Kd ed è l'inverso della costante di associazione
per una reazione generale
in cui un complesso AxBy si dissocia in x sottounità A ed y sottounità B, la costante di dissociazione:
dove [A], [B], and [AxBy] sono le concentrazioni delle varie specie
primo si scrive pK e non pk
secondo se non m specifici cosa vuoi, io penso alla costante di dissociazione in generale
terzo se m dici quale dissociazione t interessa posso entrare nei dettagli
Una costante di dissociazione acida, Ka, (anche nota come costante di acidità, o costante di ionizzazione acida) è una misura quantitativa della forza di un acido in soluzione. È la costante di equilibrio per una reazione chimica nota come dissociazione nel contesto delle reazioni acido-base. L'equilibrio può essere simbolicamente scritto come:
HA A− + H+,
dove HA è un generico acido che dissocia splittandosi in A−, nota come la base coniugata di un acido, e lo ione idrogeno o protone, H+, che, nel caso di soluzioni acquose, esiste come ione idronio solvatato.
Nell'esempio sopra riportato, HA rappresenta l'acido acetico, ed A− lo ione acetato. Le specie chimiche HA, A− ed H+ sono dette essere in equilibrio quando le loro concentrazioni non cambiano con il passare del tempo. La costante di dissociazione è solitamente scritta come un quoaziente delle concentrazioni all'equilibrio, denotate da [HA], [A−] ed [H+]:
A causa dei molti ordini di grandezza coperti dai valori di Ka, una misura logaritmica della costante di dissociazione acida è molto più comunemente usata nella pratica. pKa, che è uguale a −log10 Ka, può anche essere riferita come costante di dissociazione acida:
Maggiore è il valore di pKa, minore sarà l'entità della dissociazione.
Un acido debole ha una valore di pKa nel range approssimato −2 - 12 in acqua.
Acidi con un valore di pKa minore di circa −2 son detti essere acidi forti; un acido forte è quasi completamente dissociato in soluzione acquosa, fino ad un'entità per cui la concentrazione dell'acido indissociato diventa irrilevabile. Valori di pKa per acidi forti possono, comunque, essere stimati da considerazioni teoriche o tramite estrapolazione da misure in solvente non acquosi in cui la costante di dissociazione è più piccola, come in acetonitrile e dimetilsolfossido.
La costante di dissociazione acida per un acido è la diretta conseguenza della termodinamica di base delle reazioni di dissociazione; il valore di pKa è direttamente proporzionale al variazione della energia libera di Gibbs standard per la data reazione. Il valore della pKa cambia con la temperatura e può essere compreso qualitativamente basandosi sul principio di Le Chatelier: quando la reazione è endotermica, il pKa decresce con l'aumentare della temperatura; l'opposto è vero per le reazioni esotermiche. I fattori strutturali basilari che influnzano la grandezza della costante di dissociazione acida includono le regole di Pauling per le costanti di acidità, effetti induttivi, effetti mesomerici, e legame ad idrogeno.
Il comportamento quantitativo di acidi e basi può solo essere capito se i loro valori di pKa sono noti. In particolare, il pH di una soluzione può essere predetto quando la concentrazione analitica e i valori di pKa di tutti gli acidi e le basi sono noti; viceversa, è possibile calcolare la concentrazione all'equilibrio degli acidi e delle basi in soluzione quando il pH è noto. Questi calcoli trovano applicazione in molte differenti aree di chimica, biologia, medicina, e geologia.
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pK
A− + H+,
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