در علم شیمی، ثابت یونش اسید یا همان ثابت یونی شدن اسید (acid-ionization constant)، معیاری جهت تعیین و مقایسه قدرت اسید ها در یک محلول می باشد.
این ثابت که به نام های ثابت تفکیک اسیدی (acid dissociation constant) و همچنین ثابت اسیدی (acidity constant) نیز مشهور می باشد، در واقع همان ثابت تعادل در واکنش های اسید و باز است. به بیان دیگر، ثابت تفکیک اسیدی همان ثابت تعادل واکنش های شیمیایی جداسازی و یا واکنش های یونش (یونیزاسیون) اسیدی- بازی می باشد. در مباحث پیشین نشریه جهان شیمی فیزیک، مطالبی در خصوص اسید و باز به ویژه اسید و باز لوئیس ارائه شده است. در این مقاله با مفهوم ثابت یونش آشنا خواهید شد. در ادامه با ما همراه باشید.
اسید چیست ؟ شیمی هشتم
اسید (acide) به مولکول یا یونی گفته می شود که قابلیت دادن یون هیدروژن (پروتون) و یا گرفتن جفت الکترون را داشته باشد. اسید ها معمولا در اثر تفکیک در آب، کاتیون و آنیون تولید می کنند. لازم به ذکر است که هرچه غلظت پروتون آزاد شده بیشتر باشد، محلول حاصله نیز خاصیت اسیدی بیشتری خواهد داشت. تا به امروز تعاریف مختلفی برای اسید ها ذکر شده است. این تعاریف عبارتند از :
- اسید آرنیوس؛ اسید آرنیوس به ماده شیمیایی گفته می شود که در اثر تفکیک در آب، پروتون (+H) تولید کند. در واقع اسید سبب افزایش غلظت یون های پروتون در محلول آبی می گردد.
- اسید برونستد- لوری؛ اسید برونستد- لوری به ماده شیمیایی گفته می شود که قابلیت اهدای پروتون را داشته باشد. توجه داشته باشید که بر خلاف تعریف آرنیوس، این تعریف را می توان در محیط های غیر آبی نیز استفاده کرد. در حقیقت می توان گفت که متداول ترین تعریفی که درباره اسید ها کاربرد دارد، تعریف برونستد- لوری می باشد.
- اسید لوییس؛ اسید لوئیس به ماده شیمیایی گفته می شود که قابلیت جذب یک جفت الکترون را داشته باشد. در واقع، لوئیس به جای استفاده از انتقال پروتون، از انتقال الکترون بهره برده است. به بیان دیگر، اسید ها مواد شیمیایی هستند که می توانند در واکنش های شیمیایی پیوند داتیو را بپذیرند. بر اساس این تعریف، تعدادی از ترکیباتی که حتی هیدروژن هم ندارند، به عنوان اسید شناخته می شوند (مانند AlCl۳).
دسته بندی اسید ها
اسید ها به طور کلی در دو دسته اسید قوی و ضعیف دسته بندی می شوند. قدرت یک اسید در حقیقت به توانایی یا تمایل آن اسید جهت از دست دادن یک پروتون اشاره می کند. از این رو، اسید ها دارای قدرت های اسیدی متفاوتی نسبت به یکدیگر می باشند. اسید قوی، اسیدی است که در اثر حل شدن در آب، به طور کامل یونیزه و تفکیک شود. در حالیکه اسید ضعیف به اسیدی گفته می شود که به طور جزئی در آب یونیزه شده باشد. دقت داشته باشید که زمانی اسید قوی در آب یونیزه می شود، به طور کامل به یون های مثبت و منفی تفکیک می شود. به عنوان مثال، اسید هیدرو کلریدریک را در نظر بگیرید.
HCl (aq) + H۲O (l) → H۳O+ (aq) + Cl− (aq)
در صورت تفکیک HCl در آب، به طور کامل به یون های −Cl و +H۳O تفکیک می شود و در نتیجه گونه HCl (aq) در آب وجود ندارد! علاوه بر آن، آنیون −Cl در آب خصلت بازی ندارد، پس هيدروليز بازي يا گرفتن پروتون به وسیله آن، به عنوان باز مزدوج اسيد قوی در آب که بتواند منجر به تولید HCl (aq) شود، معنی نخواهد داشت. حالا اسید ضعیف HF را در نظر بگیرید. این اسید در آب به طور کامل تفکیک نمی شود، بنابراین گونه HF (aq) در آب به شکل دست نخورده یا تفکیک نشده وجود دارد. علاوه بر آن، آنیون −F در آب دارای خصلت بازی است. این آنیون از طریق هيدروليز بازی يا گرفتن پروتون می تواند باعث تولید HF (aq) شود.
نکته مهم: هر چه اسید قوی تر باشد، آنیون مربوطه نیز پایدارتر است، در نتیجه آنیون مورد بررسی تمایل بیش تر دارد که به صورت یون آب پوشیده در محلول باقی بماند.
ثابت یونش اسید
دقت داشته باشید که برای مقایسه قدرت اسیدی، معیاری به نام ثابت یونش اسیدی (Ka) وجود دارد. ثابت یونش اسیدی یا ثابت تفکیک اسید در واقع همان ثابت تعادل واکنش اسید (HA) و آب می باشد. در حالت کلی، واکنش تفکیک اسیدی و ثابت تعادل مربوطه به صورت زیر می باشند :
HA (aq) + H۲O (l) ⇌ H۳O+ (aq) + A− (aq)
K=[H۳O+][A−] / [H۲O][HA]
همانطور که می دانید، غلظت آب خالص در همه واکنش های محلول در آب، مقداری ثابتی است. از این رو، معادله ثابت تعادل به شکل زیر خواهد بود که در آن، Ka ثابت تفکیک اسید یا ثابت یونش اسید می باشد.
توجه داشته باشید که در معادله فوق، واحد [HA]، [−A] و [+H] بر حسب مول بر لیتر می باشد. علاوه بر آن، با توجه به دو معادله K و Ka مشخص می شود که مقدار عددی این دو ثابت تعادل به میزان غلظت آب (یعنی ۵۵/۳ مولار) با یکدیگر تفاوت دارند. توجه داشته باشید که جهت سادگی کار می توان از +H به جای +H۳O در معادلات استفاده کرد.
جالب است بدانید که مقدار ثابت یونش اسیدی در دمای معین، عددی ثابت می باشد. افزایش مقدار آن در حقیقت بیانگر افزایش قدرت اسیدی و همچنین نشان دهنده افزایش مقدار تفکیک اسید می باشد. بنابراین در این صورت، غلظت پروتون در حالت تعادل، بیشتر خواهد بود. مقادیر مربوط به Ka تعدادی از اسید ها در جدول زیر نشان داده شده است :
| نام اسید | فرمول شیمیایی | Ka |
| هیدرو یدیک اسید | HI | ۲ × ۱۰۹ |
| هیدرو برومیک اسید | HBr | ۵ × ۱۰۸ |
| پرکلریک اسید | HClO۴ | ۱ × ۱۰۸ |
| هیدرو کلریک اسید | HCl | ۲ × ۱۰۶ |
| سولفوریک اسید (تفکیک اول) | H۲SO۴ | ۱ × ۱۰۲ |
| نیتریک اسید | HNO۳ | ۲.۳ × ۱۰۱ |
| کلریک اسید | HClO۳ | ۱۰ |
| یون هیدرونیوم | +H۳O | ۱ |
| سولفوریک اسید (تفکیک دوم) | –HSO4 | ۱.۲ × ۱۰-۲ |
| هیدرو فلوئوریک اسید | HF | ۷.۲ × ۱۰-۴ |
| فرمیک اسید | CH۳COOH | ۱.۷۸ × ۱۰-۴ |
| استیک اسید | HCOOH | ۱.۸ × ۱۰-۵ |
| آمونیوم | +NH۴ | ۵.۵ × ۱۰-۱۰ |
| هیدروژن سیانید | HCN | ۴ × ۱۰-۱۰ |
| آب | H۲O | ۱ × ۱۰-۱۴ |
| آمونیاک | NH۳ | ۱ × ۱۰-۳۵ |
رابطه ثابت یونش اسید و pKa
مقادیر Ka برای بیشتر اسید ها، بسیار کوچک و یا حتی بسیار بزرگ می باشد، بنابراین مفهوم و مقایسه این اعداد کمی دشوار است. از طرفی دیگر، جهت محاسبات قدرت اسیدی و بدست آوردن ثابت تفکیک اسیدی می توان به جای نوشتن عبارات توان دار، از لگاریتم منفی استفاده کرد. پس از معیار دیگری به نام pKa بهره می برند. فرمول محاسبه pKa به صورت زیر می باشد :
pKa = -log Ka
علاوه بر آن، معادله فوق را می توان به صورت زیر نیز بازنویسی کرد :
Ka = ۱۰−pKa
توجه داشته باشید که در محاسبات pKa از لگاریتم منفی استفاده می شود، از این رو، مقادیر عددی کم pKa نشان دهنده ثابت تفکیک اسیدی بزرگتر و در نتیجه، قدرت اسیدی بالاتر می باشد. به عنوان مثال، مقادیر عددی pKa و مقایسه قدرت اسیدی چند اسید در جدول زیر آورده شده است. همان گونه که مشاهده می کنید، از بالا به پایین جدول، قدرت اسیدی کاهش پیدا کرده است. لازم به ذکر است که Ka و pKa بدون واحد می باشند.
| فرمول شیمیایی | pKa |
| HI | ۹.۳- |
| H۲SO۴ (تفکیک اول) | ۲- |
| HNO۳ | ۱.۳۷- |
| +H۳O | ۰ |
| H۲SO۴ (تفکیک دوم) | ۱.۹۹ |
| CH۳COOH | ۳.۷۵ |
| H۲O | ۱۴ |
| NH۳ | ۳۵ |
ثابت یونش یون هیدرونیم
با توجه به معادله یونش یون هیدرونیم، مشخص می شود که مقادیر Ka و pKa بر طبق واکنش زیر بدست می آید.
H۲O (l) + H۳O+ (aq) ⇌ H۳O+ (aq) + H۲O (aq)
Ka = [H۳O+] / [H۳O+] = ۱
pKa = -log 1 = 0
بنابراین با توجه به معادله مشخص می شود که مقادیر Ka و pKa یون هیدرونیوم به ترتیب برابر با ۱ و صفر می باشد. از این رو، یون هیدرونیم در مرز میان اسید های قوی و اسید های ضعیف قرار می گیرد. در واقع اگر اسیدی Ka بزرگتر از یک و یا اینکه PKa کوچکتر از صفر داشته باشد، اسیدی قوی خواهد بود. در حالیکه اگر Ka اسیدی کوچکتر از یک و یا PKa آن بزرگتر از صفر باشد، در این صورت اسید ضعیف محسوب می شود.
لازم به ذکر است که در محلول های آبی، اسید های قوی به طور کامل تفکیک می شوند، پس در نهایت آنها تبدیل به یون هیدرونیم می شوند. پس می توان قدرت تمام آنها را در محلول های آبی یکسان با یون هیدرونیم در نظر گرفت. به این دلیل، مقایسه قدرت اسید های قوی در محیط های آبی ممکن نمی باشد.
ثابت یونش اسید های چند پروتونی
اسيد ها مd توانند تك ظرفيتd (تک پروتونی) يا چند ظرفيتd (چند پروتونی) باشند. اسید چند پروتونی به ترکیبی گفته می شود که دارای بیش از یک هیدروژن اسیدی باشد. این اسید می تواند به طور متوالی تفکیک شود. در حالیکه اسید های تک پروتونی فقط یک واکنش تکفکیک اسیدی دارند، در نتیجه فقط یک ثابت تفکیک اسیدی نیز خواهند داشت. به عبارت دیگر، يك اسيد با ظرفيت n توانايی و قابلیت توليد حداکثر n پروتون را دارد. از جمله اسید های چند پروتونی می توان به اسید های H۲SO۴، H۲CO۳ و H3PO4 اشاره کرد.
به عنوان مثال یک اسید سه پروتونی را در نظر بگیرید. این اسید بسته به مقدار pH می تواند یک، دو یا سه واکنش تکفکیک اسیدی داشته باشد. توجه داشته باشید که هر واکنش به طور جداگانه یک ثابت یونش اسید دارد، (Ka1، Ka2 و Ka3).
H۳A (aq) + H۲O (l) ⇌ H۳O+ (aq) + H۲A− (aq) Ka1
H۲A− (aq) + H۲O (l) ⇌ H۳O+(aq) + HA۲−(aq) Ka2
HA۲− (aq) + H۲O (l) ⇌ H۳O+ (aq) + A۳− (aq) Ka3
توجه داشته باشید که در این گونه اسید ها، Ka1 بیشتر از Ka2 و همچنین Ka2 هم بیشتر از Ka3 می باشد. در اسيد های چند ظرفيتی، با جدا شدن پروتون از مولکول، بار منفی آن افزايش می يابد، پس تمايل آن مولکول به از دست دادن پروتون نیز كاهش پیدا می کند. از این رو، ثابت تعادل اسيدی هم كاهش می يابد. در واقع آزاد شدن پروتون از یک مولکول خنثی نسبت به یک آنیون با یک بار منفی آسان تر می باشد. به طور مشابه، آزاد شدن پروتون از آنیون با یک بار منفی نیز آسان تر از آزاد شدن پروتون از یک یون با دو بار منفی خواهد بود.
درجه یونش
تعدادی از مواد شیمیایی در هنگام حل شدن در آب می توانند مقداری به یون تبدیل شوند که به این واکنش، فرآیند یونش گفته می شود. همان طور که بیان شد، این میزان برای مواد شیمیایی مختلف متفاوت می باشد. برای اینکه بتوانید مقدار یونش مواد شیمیایی مختلف را با هم مقایسه کنید، می توان از معیاری به نام درجه یونش (∝) استفاده کرد. درجه یونش برابر است با تعداد ذرات (مولکول، مول و یا غلظت مولار) یونیزه شده تقسیم بر تعداد ذرات اولیه. برای محاسبه درصد یونش کافیست که درجه یونش را در صد ضرب کنید.
لازم به ذکر است که دامنه تغییرات درجه یونش بین اعداد صفر تا یک قرار دارد. بدین صورت درجه یونش اسید ها و باز های قوی برابر با یک و یا نزدیک به یک خواهد بود. این درجه در اسید ها و باز های ضعیف مابین صفر تا یک و در حقیقت بیش تر نزدیک به صفر می باشد. از طرفی دیگر، درجه یونش در ترکیبات آلی که به شکل مولکولی در آب حل می شوند من جمله ترکیباتی مثل الکل ها، استون، گلیسیرین، شکر و … برابر با صفر است. دقت داشته باشید که در حل مسائل مربوط به درصد یونش، می توان به جای تعداد مول های یونیزه شده اسید در معادله مربوطه، تعداد مول های تولید شده پروتون و یا آنیون اسید را قرار داد.
نکته کنکوری
حال که با مفاهیم غلظت، ثابت یونش و درجه یونش آشنا شدید، باید رابطه بین آنها را نیز یاد بگیرید. به این طریق می توانید به تست های مربوط به آنها به راحتی پاسخ دهید. معادله زیر، رابطه میان ثابت یونش (Ka)، غلظت (M) و درجه یونش (α) یک اسید ضعیف را نشان می دهد. در واقع با مشخص بودن دو پارامتر، به راحتی می توان پارامتر سوم را بدست آورد.
ثابت یونش اسید های قوی
اسیدها و بازها را می توان به قوی و ضعبف دسته بندی کرد. اسیدها و بازهای قوی بسیار کمی وجود دارند بنابراین اکثر اسیدها و بازها ضعیف هستند. یک اسید قوی، مانند اسید کلریدریک، وقتی در آب حل می شود، به طور کامل به یون های هیدروژن و یون های کلرید تجزیه می شود. یک باز قوی مانند هیدروکسید سدیم به طور کامل به یون های سدیم و یون های هیدروکسید تجزیه می شود.
اسیدها و بازهای ضعیف تا حدی تجزیه می شوند و به دو شکل یونیزه و غیریونیزه وجود دارند. برای مثال، هم اسید استیک و هم باز مزدوج ضعیف آن، استات، در یک محلول آبی یافت می شوند. درجه تفکیک یک اسید یا باز ضعیف را می توان با استفاده از ثابت تعادل آن اندازه گیری کرد. ثابت تعادل اسیدهای ضعیف Kaنامیده می شود. هر چه k بالاتر باشد، اسید قوی تر است. مثلا اسید نیتریک قوی تر از اسید استیک است زیرا k اسید نیتریک از اسید استیک بزرگتر است.
قدرت یک اسید را می توان برحسب درصد یونیزاسیون نیز بیان کرد. درصد یونیزاسیون یک اسید را می توان با تقسیم غلظت یون هیدرونیوم در حالت تعادل بر غلظت اسید اولیه و ضرب آن در صد محاسبه کرد. هر چه درصد یونیزاسیون بیشتر باشد، اسید یا باز قوی تر است. یک اسید زمانی که تحت یونیزاسیون کامل قرار می گیرد به عنوان “قوی” طبقه بندی می شود، در این صورت غلظت HA صفر است و ثابت یونیزاسیون اسید به طور غیرقابل اندازه گیری زیاد است (Ka ≈ ∞). اسیدهایی که تا حدی یونیزه می شوند “ضعیف” نامیده می شوند و ثابت یونیزاسیون اسید آنها ممکن است به صورت تجربی اندازه گیری شود.
