ثابت تفكك الحمض

في الكيمياء ، يُعرف ثابت تفكك الحمض (ويُسمى أيضًا ثابت الحموضة أو ثابت تأين الحمض ؛ ويُرمز له بـ ⁠${\displaystyle K_{a}}$( ) هو مقياس كمي لقوة الحمض فيالمحلول . وهو ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي

${\displaystyle {\ce {HA <=> A^- + H^+}}}$

يُعرف هذا التفاعل بالتفكك في سياق تفاعلات الحمض والقاعدة . يُعدّ المركب الكيميائي HA حمضًا يتفكك إلى A⁻ ^، الذي يُسمى القاعدة المرافقة للحمض، وأيون هيدروجين H⁺. [ أ ^{] يُقال إن} النظام في حالة اتزان عندما لا تتغير تراكيز مكوناته بمرور الوقت، لأن التفاعلات الأمامية والعكسية تحدث بنفس المعدل ^{. [ 1 ]}

يتم تعريف ثابت التفكك بواسطة ^{[ ب ]}

${\displaystyle K_{\text{a}}=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} ,}$أو بصيغتها اللوغاريتمية

${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}K_{\text{a}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}}$

حيث تمثل الكميات بين قوسين مربعين التركيزات المولية للأنواع عند الاتزان. ^{[ ج ] [ 2 ] على} سبيل المثال، بالنسبة لحمض ضعيف افتراضي له ثابت تأين _Ka = 10⁻⁵ ، _{فإن قيمة} log Ka هي الأس (-5)، مما يعطي pKa _{= 5.} بالنسبة لحمض الأسيتيك ، Ka = 1.8 × 10⁻⁵ ، ^لذا فإن _{pKa = 4.7. انخفاض قيمة Ka} يدل على حمض _أضعف (حمض أقل تأينًا عند الاتزان). غالبًا ما يُستخدم الشكل pKa لأنه يوفر مقياسًا لوغاريتميًا مناسبًا ، وانخفاض قيمة pKa _يدل على حمض أقوى.        

ثابت تفكك الحمض هو نتيجة مباشرة للديناميكا الحرارية الأساسية لتفاعل التفكك؛ _فقيمة pKa تتناسب طرديًا مع التغير في طاقة غيبس الحرة القياسية للتفاعل. تتغير قيمة pKa بتغير _درجة الحرارة، ويمكن فهم ذلك نوعيًا استنادًا إلى مبدأ لو شاتيليه : عندما يكون التفاعل ماصًا للحرارة ، تزداد قيمة Ka وتنخفض قيمة pKa _مع ارتفاع _درجة الحرارة ؛ والعكس صحيح بالنسبة للتفاعلات الطاردة للحرارة . ^{[ 3 ]}

تعتمد قيمة pKa أيضًا _على البنية الجزيئية للحمض من نواحٍ عديدة. على سبيل المثال، اقترح لينوس باولينغ قاعدتين: الأولى لحساب _قيم pKa المتتالية للأحماض متعددة البروتونات (انظر قسم الأحماض متعددة البروتونات أدناه)، والثانية لتقدير قيمة pKa _{للأحماض} الأكسجينية بناءً على عدد مجموعات =O و -OH (انظر قسم العوامل المؤثرة على قيم _pKa أدناه ). تشمل العوامل البنيوية الأخرى التي تؤثر ^على مقدار ثابت تفكك الحمض التأثيرات الاستقرائية ، والتأثيرات الميزوميرية ، والروابط الهيدروجينية . وقد استُخدمت معادلات هاميت بشكل متكرر لتقدير قيمة pKa _. ^{[ 4 ] [ 5} ]

لا يمكن فهم السلوك الكمي للأحماض والقواعد في المحلول إلا بمعرفة قيم pKa الخاصة بها _. على وجه الخصوص، يمكن التنبؤ بدرجة حموضة المحلول عند معرفة التركيز التحليلي _وقيم pKa لجميع الأحماض والقواعد؛ وبالمقابل، يمكن حساب تركيز التوازن للأحماض والقواعد في المحلول عند معرفة درجة الحموضة. تُستخدم هذه الحسابات في العديد من مجالات الكيمياء، وعلم الأحياء، والطب، والجيولوجيا. على سبيل المثال، العديد من المركبات المستخدمة في الأدوية هي أحماض أو قواعد ضعيفة، ويمكن استخدام معرفة _قيم pKa ، بالإضافة إلى معامل التوزيع بين الأوكتانول والماء ، لتقدير مدى دخول المركب إلى مجرى الدم. كما تُعد ثوابت تفكك الأحماض ضرورية في الكيمياء المائية وعلم المحيطات الكيميائي ، حيث تلعب حموضة الماء دورًا أساسيًا. في الكائنات الحية، يعتمد التوازن الحمضي القاعدي وحركية الإنزيمات على _قيم pKa للعديد من الأحماض والقواعد الموجودة في الخلية والجسم. في الكيمياء، تُعد معرفة قيم pKa _ضرورية لتحضير المحاليل المنظمة ، كما أنها شرط أساسي لفهم كمي للتفاعل بين الأحماض أو القواعد وأيونات المعادن لتكوين معقدات . عمليًا، يمكن تحديد قيم pKa عن طريق المعايرة الجهدية (الأس الهيدروجيني) _، ولكن بالنسبة لقيم pKa الأقل _من 2 تقريبًا أو الأكبر من 11 تقريبًا، قد يلزم استخدام قياسات طيفية ضوئية أو قياسات الرنين النووي المغناطيسي نظرًا للصعوبات العملية في قياسات الأس الهيدروجيني.

وفقًا لتعريف أرهينيوس الجزيئي الأصلي ، فإن الحمض هو مادة تتفكك في المحلول المائي، مطلقة أيون الهيدروجين H ⁺ (بروتون): ^{[ 6 ]}

${\displaystyle {\ce {HA <=> A- + H+}}}$

يُعرف ثابت التوازن لهذا التفاعل التفككي _بثابت التفكك . يتحد البروتون المتحرر مع جزيء ماء ليعطي أيون الهيدرونيوم (أو الأوكسونيوم) H3O + ⁽ لا توجد بروتونات حرة في المحلول)، ولذلك اقترح أرهينيوس لاحقًا أن يُكتب التفكك على شكل تفاعل حمض-قاعدة .

${\displaystyle {\ce {HA + H2O <=> A- + H3O+}}}$

قام برونستد ولوري بتعميم هذا الأمر بشكل أكبر ليشمل تفاعل تبادل البروتون: ^{[ 7 ] [ 8 ] [ 9 ]}

${\displaystyle {\text{حمض}}+{\text{قاعدة}}{\ce {<=>}}{\text{قاعدة مترافقة}}+{\text{حمض مترافق}}}$

يفقد الحمض بروتونًا، تاركًا قاعدةً مرافقة؛ ثم ينتقل البروتون إلى القاعدة، مُكَوِّنًا حمضًا مرافقًا. في المحاليل المائية لحمض HA، تكون القاعدة هي الماء؛ والقاعدة المرافقة هي A⁻ ^، والحمض المرافق هو أيون الهيدرونيوم. ينطبق تعريف برونستد-لوري على مذيبات أخرى، مثل ثنائي ميثيل سلفوكسيد : حيث يعمل المذيب S كقاعدة، مُستقبلًا بروتونًا ومُكَوِّنًا الحمض المرافق SH⁺ ^.

${\displaystyle {\ce {HA + S <=> A- + SH+}}}$

في كيمياء المحاليل، يشيع استخدام H ⁺ كاختصار لأيون الهيدروجين المذاب، بغض النظر عن المذيب. في المحلول المائي، يشير H ⁺ إلى أيون الهيدرونيوم المذاب وليس إلى البروتون. ^{[ 10 ] [ 11 ]}

يعتمد وصف الحمض أو القاعدة بـ"المرافق" على السياق. يتفكك الحمض المرافق BH ⁺ للقاعدة B وفقًا لـ

${\displaystyle {\ce {BH+ + OH- <=> B + H2O}}}$

وهو عكس التوازن

${\displaystyle {\ce {H2O}}{\text{ (حمض)}}+{\ce {B}}{\text{ (قاعدة) }}{\ce {<=> OH-}}{\text{ (قاعدة مرافقة)}}+{\ce {BH+}}{\text{ (حمض مرافق)}}}$

أيون الهيدروكسيد OH⁻ ، ^وهو قاعدة معروفة، يعمل هنا كقاعدة مرافقة للماء الحمضي. وبالتالي، تُعتبر الأحماض والقواعد ببساطة مانحة ومستقبلة للبروتونات على التوالي.

يشمل تعريف أوسع لتفكك الأحماض التحلل المائي ، حيث تُنتج البروتونات من خلال انشطار جزيئات الماء. على سبيل المثال، يُنتج حمض البوريك ( B(OH) ₃ ) أيون الهيدرونيوم ( H3O ₊ ⁾ كما لو كان مانحًا للبروتون، ^{[ 12 ]} ولكن تم تأكيد ذلك بواسطة مطيافية رامان ، ^{[ 13 ]}

${\displaystyle {\ce {B(OH)3 + 2 H2O <=> B(OH)4- + H3O+}}}$

وبالمثل، فإن تحلل أيون المعدن يتسبب في أن تتصرف أيونات مثل [ Al(H2O ₎ 6 _] 3+ ^كأحماض ضعيفة: ^{[ 14 ]}

${\displaystyle {\ce {[Al(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Al(H2O)5(OH)]^2+ + H3O+}}}$

وفقًا لتعريف لويس الأصلي، فإن الحمض هو مادة تستقبل زوجًا من الإلكترونات لتكوين رابطة تساهمية تناسقية . ^{[ 15 ]}

ثابت تفكك الحمض هو مثال خاص على ثابت الاتزان . يمكن كتابة تفكك حمض أحادي البروتون ، HA، في محلول مخفف على النحو التالي:

${\displaystyle {\ce {HA <=> A- + H+}}}$

ثابت التوازن الديناميكي الحراري${\displaystyle K^{\ominus }}$يمكن تعريفها بواسطة ^{[ 16 ]}

${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\{{\ce {A^-}}\}\{{\ce {H+}}\}}{{\ce {\{HA\}}}}}}$

أين${\displaystyle \{X\}}$يمثل نشاط النوع الكيميائي X عند التوازن.${\displaystyle K^{\ominus }}$هو بلا أبعاد لأن النشاط بلا أبعاد. توضع أنشطة نواتج التفكك في البسط، وأنشطة المتفاعلات في المقام. انظر معامل النشاط للاطلاع على اشتقاق هذا التعبير.

بما أن النشاط هو حاصل ضرب التركيز ومعامل النشاط ( γ )، فيمكن كتابة التعريف أيضًا على النحو التالي:

${\displaystyle K^{\ominus }={{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}\Gamma },\quad \Gamma ={\frac {\gamma _{{\ce {A^-}}}\ \gamma _{{\ce {H+}}}}{\gamma _{{\ce {HA}}}\ }}}$

أين${\displaystyle [{\text{HA}}]}$يمثل تركيز حمض الهيالورونيك و${\displaystyle \Gamma }$⁠ هو ناتج قسمة معاملات النشاط.

ولتجنب التعقيدات المصاحبة لاستخدام الأنشطة، يتم تحديد ثوابت التفكك ، حيثما أمكن، في وسط ذي قوة أيونية عالية ، أي في ظل ظروف يكون فيها${\displaystyle \Gamma }$يمكن افتراض أن قيمة ثابتة دائمًا. [ ^{16 ] على} سبيل المثال، قد يكون الوسط محلولًا من نترات الصوديوم بتركيز 0.1 مولار (M)أو بيركلورات البوتاسيوم بتركيز 3 مولار. مع هذا الافتراض،  

${\displaystyle K_{\text{a}}={\frac {K^{\ominus }}{\Gamma }}=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} }$

${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H^+}}]}{[{\ce {HA}}]}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}}$

يتم الحصول على هذه القيمة. مع ذلك، تجدر الإشارة إلى أن جميع قيم ثابت التفكك المنشورة تشير إلى الوسط الأيوني المحدد المستخدم في تحديدها، وأن قيمًا مختلفة تُحصل عليها بظروف مختلفة، كما هو موضح لحمض الخليك في الرسم التوضيحي أعلاه. عندما تشير الثوابت المنشورة إلى قوة أيونية تختلف عن تلك المطلوبة لتطبيق معين، يمكن تعديلها باستخدام نظرية الأيونات المحددة (SIT) ونظريات أخرى. ^{[ 17 ]}

يُصنَّف الحمض على أنه "قوي" عندما يكون تركيز أنواعه غير المتأينة منخفضًا جدًا بحيث لا يمكن قياسه. ^{[ 7 ]} أي حمض مائي _بقيمة pKa أقل من 0 يكون منزوع البروتونات بالكامل تقريبًا ويُعتبر حمضًا قويًا . ^{[ 21 ]} تنقل جميع هذه الأحماض بروتوناتها إلى الماء وتُشكِّل كاتيونات المذيب (H3O ₊ ^في المحلول المائي) ، بحيث يكون لها جميعًا نفس الحموضة تقريبًا، وهي ظاهرة تُعرف باسم تسوية المذيب . ^{[ 22 ] [ 23 ]} يُقال إنها متأينة بالكامل في المحلول المائي لأن كمية الحمض غير المتأين، في حالة توازن مع نواتج التأين، تكون أقل من حد _الكشف . وبالمثل ، أي قاعدة مائية ذات ثابت ارتباط pKb أقل من 0 تقريبًا، والذي يُقابل pKa _أكبر من 14 تقريبًا، تُسوَّى إلى OH- ^{وتُعتبر} قاعدة قوية . ^{[ 23 ]}

يتصرف حمض النيتريك ، الذي تبلغ قيمة ap K حوالي -1.7، كحمض قوي في المحاليل المائية ذات الرقم الهيدروجيني الأكبر من 1. ^{[ 24 ]} عند قيم الرقم الهيدروجيني المنخفضة، يتصرف كحمض ضعيف.

_{تم تقدير قيم} pKa للأحماض القوية بالوسائل النظرية. ^{[ 25 ]} على سبيل المثال، تم تقدير _قيمة pKa لحمض الهيدروكلوريك المائي بـ -9.3.

بعد إعادة ترتيب التعبير الذي يحدد Ka _، ووضع pH = −log ₁₀ [H ⁺ ] ، نحصل على ^{[ 26 ]}

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\text{a}}+\log \mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} }$

هذه هي معادلة هندرسون-هاسلبالخ ، والتي يمكن استخلاص الاستنتاجات التالية منها.

• عند نصف التعادل ، تكون النسبة [ A⁻ ^] / [HA] = 1 ؛ وبما أن log(1) = 0 ، فإن الرقم الهيدروجيني عند نصف التعادل يساوي عدديًا pKa . _وعلى العكس، عندما يكون الرقم الهيدروجيني = pKa ، _فإن تركيز HA يساوي تركيز ^A⁻ .
• تمتد منطقة التخزين المؤقت على النطاق التقريبي pKa ± _2. يكون التخزين المؤقت ضعيفًا خارج النطاق pKa ± _1. عند pH ≤ pKa − ₂ يقال إن المادة بروتونية بالكامل، وعند pH ≥ pKa  + 2 _تكون متفككة بالكامل (منزوعة البروتون).   
• إذا كانت قيمة الرقم الهيدروجيني معروفة، فيمكن حساب النسبة. هذه النسبة مستقلة عن التركيز التحليلي للحمض.

في الماء، تتراوح قيم pKa القابلة للقياس _من حوالي -2 للحمض القوي إلى حوالي 12 للحمض الضعيف جدًا (أو القاعدة القوية).

يمكن تحضير محلول منظم ذي درجة حموضة محددة كمزيج من حمض ضعيف وقاعدته المرافقة. عمليًا، يُمكن تحضير المزيج بإذابة الحمض في الماء، ثم إضافة الكمية المطلوبة من حمض أو قاعدة قوية. عند معرفة قيمة pKa والتركيز _{التحليلي} للحمض، يُمكن حساب درجة تفكك الحمض أحادي البروتون ودرجة حموضته بسهولة باستخدام جدول ICE .

الحمض متعدد البروتونات هو مركب قد يفقد أكثر من بروتون واحد. تُحدد ثوابت تفكك متدرجة لكل فقدان بروتون واحد. يُرمز لثابت تفكك البروتون الأول بـ Ka1 ، ولثوابت تفكك البروتونات اللاحقة بـ Ka2 _{، وهكذا} . حمض الفوسفوريك ، H₃PO₄ _، مثال على حمض متعدد البروتونات لأنه قادر على فقدان ثلاثة بروتونات _.

التوازن	تعريف وقيمة pK [ 27 ]
${\displaystyle {\ce {H3PO4 <=> H2PO4- + H+}}}$	${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a1}}}=\log _{10}{\frac {[{\ce {H_3PO_4}}]}{[{\ce {H_2PO_4^{-}}}][{\ce {H^+}}]}}=2.14}$
${\displaystyle {\ce {H2PO4- <=> HPO4^2- + H+}}}$	${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a2}}}=\log _{10}{\frac {[{\ce {H_2PO_4^{-}}}]}{[{\ce {HPO_4^{2-}}}][{\ce {H^+}}]}}=7.2}$
${\displaystyle {\ce {HPO4^2- <=> PO4^3- + H+}}}$	${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a3}}}=\log _{10}{\frac {[{\ce {HPO4^2-}}]}{[{\ce {PO4^3-}}][{\ce {H+}}]}}=12.37}$

عندما يكون الفرق بين قيم pK المتتالية حوالي أربعة أو أكثر، كما هو الحال في هذا المثال، يمكن اعتبار كل نوع حمضًا بحد ذاته؛ ^{[ 28 ]} في الواقع، أملاح Hيمكن بلورة ₂ PO ⁻ ₄ من المحلول عن طريق ضبط الرقم الهيدروجيني إلى حوالي 5.5 ويمكن بلورة أملاح HPO 2− 4 من المحلول عن طريق ضبط الرقم الهيدروجيني إلى حوالي 10. يوضح مخطط توزيع الأنواع أن تركيزات الأيونين تكون في أقصى حد لها عند الرقم الهيدروجيني5.5 و 10. 

عندما يكون الفرق بين قيم pK المتتالية أقل من أربعة تقريبًا، يحدث تداخل بين نطاق الأس الهيدروجيني الذي توجد فيه الأنواع في حالة توازن. وكلما قلّ الفرق، زاد التداخل. يوضح الشكل على اليمين حالة حمض الستريك؛ حيث تُنظَّم محاليل حمض الستريك على كامل نطاق الأس الهيدروجيني  من 2.5 إلى 7.5.

وفقًا لقاعدة باولينغ الأولى، تزداد قيم pKa المتتالية _{لحمض معين} ( pKa2 > pKa1 ) . [ 29 ^{] بالنسبة للأحماض} الأكسجينية التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين قابلة للتأين على نفس الذرة، غالبًا ما تزداد قيم pKa بحوالي 5 وحدات لكل بروتون يتم إزالته، _[ ^{30 ] [ 31 ] كما} هو الحال في مثال حمض الفوسفوريك أعلاه.

يُلاحظ في الجدول أعلاه أن البروتون الثاني يُزال من جزيء مشحون بشحنة سالبة. ولأن البروتون يحمل شحنة موجبة، يلزم بذل جهد إضافي لإزالته، ولهذا السبب تكون قيمة pKa2 أكبر من pKa1. أما قيمة pKa3 فهي أكبر من pKa2 _لوجود فصل إضافي للشحنات . _{وعند وجود} استثناء لقاعدة _{باولينغ} ، فهذا يدل على حدوث تغيير جوهري في البنية. ففي حالة VO₂²⁺ (aq)، يكون الفاناديوم ثماني السطوح (سداسي التناسق ) ، بينما يكون حمض الفاناديك رباعي السطوح ( رباعي التناسق ) . وهذا يعني أن أربعة "جسيمات" تنطلق مع التفكك الأول، بينما ينطلق "جسيمان" فقط مع التفككات الأخرى، مما ينتج عنه مساهمة أكبر بكثير في إنتروبيا تغير طاقة غيبس الحرة القياسية للتفاعل الأول مقارنةً بالتفاعلات الأخرى.

التوازن	pKa​​
${\displaystyle {\ce {[VO2(H2O)4]+ <=> H3VO4 + H+ + 2H2O}}}$	${\displaystyle \mathrm {p} K_{a_{1}}=4.2}$
${\displaystyle {\ce {H3VO4 <=> H2VO4- + H+}}}$	${\displaystyle \mathrm {p} K_{a_{2}}=2.60}$
${\displaystyle {\ce {H2VO4- <=> HVO4^2- + H+}}}$	${\displaystyle \mathrm {p} K_{a_{3}}=7.92}$
${\displaystyle {\ce {HVO4^2- <=> VO4^3- + H+}}}$	${\displaystyle \mathrm {p} K_{a_{4}}=13.27}$

يُعرَّف ثابت التوازن K _b للقاعدة عادةً بأنه ثابت الارتباط لبروتنة القاعدة، B، لتكوين الحمض المرافق، HB ⁺ . $${\displaystyle {\ce {B + H2O <=> HB+ + OH-}}}$$

باستخدام منطق مشابه لما تم استخدامه من قبل $${\displaystyle {\begin{aligned}K_{\text{b}}&=\mathrm {\frac {[HB^{+}][OH^{-}]}{[B]}} \\\mathrm {p} K_{\text{b}}&=-\log _{10}\left(K_{\text{b}}\right)\end{aligned}}}$$

يرتبط ثابت التوازن K_{_b بثابت التوازن} Ka _للحمض المرافق. في الماء، يرتبط تركيز أيون الهيدروكسيد ، [ OH ^{^-} ] ، بتركيز أيون الهيدروجين بالعلاقة K _{_w} = [ H ^⁺ ] [ OH ^{^-} ] ، وبالتالي $${\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} ={\frac {K_{\mathrm {w} }}{\mathrm {[H^{+}]} }}}$$

باستبدال تعبير [ OH− ^] في تعبير Kb _نحصل على$${\displaystyle K_{\text{b}}={\frac {[\mathrm {HB^{+}} ]K_{\text{w}}}{\mathrm {[B][H^{+}]} }}={\frac {K_{\text{w}}}{K_{\text{a}}}}}$$

عند تحديد قيم Ka و Kb و Kw في ظل نفس ظروف درجة الحرارة والقوة الأيونية، فإنه _بأخذ اللوغاريتمات ، ينتج أن pKb = _pKw − pKa . في _{المحاليل} المائية عند ₂₅ درجة مئوية ، _{تكون قيمة pKw} هي 13.9965 ^، [ ^{32 ]} لذا     

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\text{b}}\approx 14-\mathrm {p} K_{\text{a}}}$

بدقة كافية لمعظم الأغراض العملية. في الواقع _، لا حاجة لتعريف pKb بشكل منفصل عن pKa _، ^{[ 33 ]} ولكن تم ذلك هنا لأن قيم pKb فقط هي _التي يمكن إيجادها في المراجع القديمة.

بالنسبة لأيون معدني متحلل مائيًا، يمكن أيضًا تعريف K _b على أنه ثابت تفكك تدريجي$${\displaystyle {\begin{aligned}\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q}&\leftrightharpoons \mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q-1}^{+}+{\ce {OH-}}\\K_{\mathrm {b} }&={\frac {[\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q-1}^{+}][{\ce {OH-}}]}{[\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q}]}}\\\end{aligned}}}$$

هذا هو مقلوب ثابت الارتباط لتكوين المركب.

المادة المذبذبة هي مادة يمكنها أن تتصرف كحمض أو كقاعدة، اعتمادًا على الرقم الهيدروجيني. الماء (أدناه) مادة مذبذبة. مثال آخر على جزيء مذبذب هو أيون البيكربونات HCO₃⁻ الذي يمثل القاعدة المرافقة لجزيء حمض الكربونيك _H₂CO₃ في حالة _{الاتزان} .

H ₂ CO ₃ + H ₂ O ⇌ HCO − 3 + H ₃ O ⁺

ولكن أيضًا الحمض المرافق لأيون الكربونات CO 2− 3 في (عكس) التوازن

HCO − 3 + OH ⁻ ⇌ CO 2− 3 + H ₂ O

تعتبر توازنات حمض الكربونيك مهمة للحفاظ على التوازن الحمضي القاعدي في جسم الإنسان.

كما أن الحمض الأميني مذبذب مع تعقيد إضافي يتمثل في أن الجزيء المتعادل يخضع لتوازن حمضي قاعدي داخلي حيث تجذب مجموعة الأمين القاعدية وترتبط بالبروتون من مجموعة الكربوكسيل الحمضية، مما يشكل أيونًا مزدوج القطب .

NH₂CHRCO₂H _⇌ NH₃ + CHRCO₃⁻ 2_​​​

عند درجة حموضة أقل من 5 تقريبًا، تتأين كل من مجموعة الكربوكسيلات ومجموعة الأمين. ومع زيادة درجة الحموضة، يتفكك الحمض وفقًا لـ

NH₃ + _CHRCO₂H ⇌ _NH₃ + CHRCO₂⁻ + H⁺_​^​

عند درجة حموضة عالية، قد يحدث تفكك ثانٍ.

NH₃ + ^CHRCO₂ ⇌ NH₂ _CHRCO₂ + H⁺_​​​​

وبالتالي فإن جزيء الحمض الأميني مذبذب لأنه قد يكون بروتونيًا أو منزوع البروتون.

من المرجح أن يعزز المذيب تأين جزيء حمضي مذاب في الظروف التالية: ^{[ 36 ]}

1. إنه مذيب بروتوني ، قادر على تكوين روابط هيدروجينية.
2. يحتوي على عدد كبير من المانحين ، مما يجعله قاعدة لويس قوية .
3. يتميز بثابت عزل كهربائي عالٍ (سماحية نسبية)، مما يجعله مذيبًا جيدًا للأنواع الأيونية.

_{غالباً ما يتم الحصول على قيم} pKa للمركبات العضوية باستخدام المذيبات غير البروتونية ثنائي ميثيل سلفوكسيد (DMSO) [ ^{36 ]} والأسيتونيتريل ⁽ ACN). ^{[ 37 ]}

يُستخدم ثنائي ميثيل سلفوكسيد (DMSO) على نطاق واسع كبديل للماء نظرًا لانخفاض ثابت العزل الكهربائي له مقارنةً بالماء، وانخفاض قطبيته، مما يُسهّل إذابة المواد غير القطبية والكارهة للماء . ويتراوح نطاق قيمة _pKa القابلة للقياس له بين 1 و30 تقريبًا. يُعد الأسيتونيتريل أقل قاعدية من DMSO، ولذلك، بشكل عام، تكون الأحماض أضعف والقواعد أقوى في هذا المذيب. تُعرض بعض _قيم pKa عند 25 درجة مئوية للأسيتونيتريل (ACN) ^{[ 38 ] [ 39 ] [ 40 ]} وثنائي ميثيل سلفوكسيد (DMSO) ^{[ 41 ]} في الجداول التالية. كما تم تضمين قيم الماء للمقارنة. 

يكون تأين الأحماض أقل في المذيبات الحمضية منه في الماء. على سبيل المثال، يُعدّ كلوريد الهيدروجين حمضًا ضعيفًا عند إذابته في حمض الخليك ، وذلك لأن حمض الخليك قاعدة أضعف بكثير من الماء.

${\displaystyle {\ce {HCl + CH3CO2H <=> Cl- + CH3C(OH)2+}}}$

${\displaystyle {\text{acid}}+{\text{base }}{\ce {<=>}}{\text{ conjugate base}}+{\text{conjugate acid}}}$

قارن هذا التفاعل بما يحدث عند إذابة حمض الأسيتيك في المذيب الأكثر حمضية وهو حمض الكبريتيك النقي: ^{[ 42 ]}

${\displaystyle {\ce {H2SO4 + CH3CO2H <=> HSO4- + CH3C(OH)2+}}}$

يُعدّ المركب الثنائي غير المحتمل CH₃C (OH) ₂⁺ مستقرًا في هذه البيئات. بالنسبة للمحاليل المائية، _يُعدّ مقياس الرقم الهيدروجيني (pH) أنسب دالة حموضة . ^{[ 43 ]} وقد اقتُرحت دوال حموضة أخرى للأوساط غير المائية، أبرزها دالة حموضة هاميت ، H₀ _، للأوساط فائقة الحموضة، _{ونسختها} المعدلة H⁻ للأوساط فائقة القاعدية . ^{[ 44 ]}

في المذيبات غير البروتونية، قد تتشكل قليل الوحدات ، مثل ثنائي حمض الأسيتيك المعروف ، عن طريق الروابط الهيدروجينية. كما يمكن للحمض أن يشكل روابط هيدروجينية مع قاعدته المرافقة. تُعرف هذه العملية باسم الاقتران المتجانس ، ولها تأثير في تعزيز حموضة الأحماض، وخفض قيم pKa الفعالة لها _، عن طريق تثبيت القاعدة المرافقة. يعزز الاقتران المتجانس قدرة حمض التولوين سلفونيك على منح البروتونات في محلول الأسيتونيتريل بمعامل يقارب 800. ^{[ 45 ]}

في المحاليل المائية، لا يحدث الاقتران المتجانس، لأن الماء يشكل روابط هيدروجينية أقوى مع القاعدة المرافقة مقارنة بالحمض.

المذيبات المختلطة

عندما تكون ذوبانية مركب ما محدودة في الماء، فمن الممارسات الشائعة (في صناعة الأدوية، على سبيل المثال) تحديد _قيم pKa في خليط مذيب مثل الماء/ الديوكسان أو الماء/ الميثانول ، حيث يكون المركب أكثر ذوبانية. ^{[ 47 ]} في المثال الموضح على اليمين، ترتفع _قيمة pKa بشكل حاد مع زيادة نسبة الديوكسان، حيث ينخفض ​​ثابت العزل الكهربائي للخليط.

لا يمكن استخدام قيمة pKa _{المُستخلصة} من مذيب مختلط مباشرةً في المحاليل المائية. والسبب في ذلك هو أن نشاط المذيب في حالته القياسية يُعرَّف بأنه يساوي واحدًا. على سبيل المثال، الحالة القياسية لمزيج الماء والديوكسان بنسبة خلط 9:1 هي بالضبط ذلك المزيج المذيب، دون إضافة أي مواد مذابة. وللحصول على _قيمة pKa لاستخدامها مع المحاليل المائية، يجب استقراءها إلى تركيز المذيب المساعد الصفري من القيم المُستخلصة من مخاليط مختلفة من المذيبات المساعدة.

تُحجب هذه الحقائق بسبب إغفال المذيب من الصيغة المستخدمة عادةً لتحديد قيمة pKa _، ولكن يمكن مقارنة قيم pKa المُقاسة في مذيب مختلط معين، مما يُعطي قوة الحموضة النسبية. وينطبق الأمر نفسه على قيم pKa _{المُقاسة} في مذيب غير _مائي معين مثل ثنائي ميثيل سلفوكسيد (DMSO).

لم يتم تطوير مقياس عالمي مستقل عن المذيب لثوابت تفكك الأحماض، لأنه لا توجد طريقة معروفة لمقارنة الحالات القياسية لمذيبين مختلفين.

تنص قاعدة باولينغ الثانية على أن قيمة pKa الأولى للأحماض _ذات الصيغة XO _m (OH) _n تعتمد بشكل أساسي على عدد مجموعات الأكسو m ، وهي مستقلة تقريبًا عن عدد مجموعات الهيدروكسيل n ، وكذلك عن الذرة المركزية X. القيم التقريبية لـ pKa _هي 8 لـ m = 0، و2 لـ m = 1، و-3 لـ m = 2، وأقل من -10 لـ m = 3. ^{[ 29 ]} بدلاً من ذلك، تم اقتراح صيغ عددية مختلفة بما في ذلك pKa ₌ 8 - 5 m ⁽ المعروفة بقاعدة بيل ) ^{، [ 30 ] [ 48 ]} و pKa ₌ 7 - 5 m ، ^[ 31 ] ^{[ 49 ]} أو pKa ₌ 9 - 7 m . ^{[ 30 ]} يرتبط الاعتماد على m بحالة الأكسدة للذرة المركزية، X: كلما زادت حالة الأكسدة، زادت قوة الحمض الأكسجيني.                     

على سبيل المثال، _قيمة pKa لحمض البيركلوريك (HClO) هي 7.2، ولحمض البيركلوريك (HClO₂ ₎ هي 2.0، ولحمض البيركلوريك (HClO₃ ) _هي -1، بينما يُعد حمض البيركلوريك (HClO₄ ₎ حمضًا قويًا ( pKa _≪ 0 ). ^{[ 8 ]} وتعود زيادة الحموضة عند إضافة مجموعة الأكسو إلى استقرار القاعدة المرافقة نتيجةً لتوزع شحنتها السالبة على ذرة أكسجين إضافية. ^{[ 48 ]} ويمكن لهذه القاعدة أن تساعد في تحديد البنية الجزيئية: فعلى سبيل المثال، _حمض الفوسفوروز ، الذي صيغته الجزيئية H₃PO₃ _، له قيمة pKa قريبة _من 2، مما يشير إلى أن بنيته هي HPO(OH) _₂ ، كما تم تأكيده لاحقًا بواسطة مطيافية الرنين النووي المغناطيسي ، وليس P(OH) _₃ ، الذي يُتوقع أن تكون قيمة pKa _له قريبة من 8. ^{[ 49 ]}

تؤثر التأثيرات الاستقرائية والميزوميرية على _قيم pKa . ومن الأمثلة البسيطة على ذلك تأثير استبدال ذرات الهيدروجين في حمض الأسيتيك بذرة الكلور الأكثر كهرسلبية. يُسهّل تأثير سحب الإلكترونات للمستبدل عملية التأين، لذا تنخفض قيم pKa المتتالية _في السلسلة إلى 4.7، 2.8، 1.4، و0.7 عند وجود 0، 1، 2، أو 3 ذرات كلور على التوالي. ^{[ 50 ]} تُقدّم معادلة هاميت تعبيرًا عامًا لتأثير المستبدلات. ^{[ 51 ]}

log( K _a )  =  log( K ⁰ _a )  +  ρσ.

يمثل Ka ثابت تفكك المركب المستبدل، بينما _{يمثل K₀a} ثابت التفكك عندما يكون المستبدل هيدروجينًا، ^و ρ خاصية للمركب غير المستبدل، وσ قيمة محددة لكل مستبدل. يمثل رسم بياني لـ log( K₀a ₎ مقابل σ خطًا مستقيمًا يتقاطع مع المحور الرأسي عند log( K₀a ) وميله ρ. وهذا مثال على _علاقة خطية للطاقة الحرة ، حيث يتناسب log( ^K₀a ) طرديًا مع التغير القياسي في الطاقة الحرة. وقد صاغ هاميت هذه العلاقة في الأصل ^{[ 52 ]} باستخدام بيانات من حمض البنزويك مع مستبدلات مختلفة في الموضعين أورثو وبارا : بعض القيم العددية موجودة في معادلة هاميت . وقد سمحت هذه الدراسة _{، إلى} جانب دراسات أخرى ، بترتيب المستبدلات وفقًا لقدرتها على سحب أو إطلاق الإلكترونات ، والتمييز بين التأثيرات الاستقرائية والميزوميرية. ^{[ 53 ] [ 54 ]}

لا تتصرف الكحولات عادةً كأحماض في الماء، ولكن وجود رابطة ثنائية مجاورة لمجموعة الهيدروكسيل (OH) يُمكن أن يُقلل بشكل كبير من قيمة pKa _عبر آلية التماكب الكيتو-إينولي . يُعد حمض الأسكوربيك مثالًا على هذا التأثير. كما يُعتبر ثنائي الكيتون 2،4-بنتانيديون ( أسيتيل أسيتون ) حمضًا ضعيفًا بسبب توازن الكيتو-إينولي. في المركبات العطرية، مثل الفينول ، التي تحتوي على مجموعة هيدروكسيل (OH)، يُؤدي الاقتران مع الحلقة العطرية ككل إلى زيادة كبيرة في استقرار الشكل منزوع البروتون.

حمض الفوماريك

حمض الماليك

قد تكون التأثيرات البنيوية مهمة أيضًا. يُعدّ الفرق بين حمض الفوماريك وحمض الماليك مثالًا كلاسيكيًا. حمض الفوماريك هو حمض (E)-1,4-بيوت-2-إينديويك، وهو متصاوغ ترانس ، بينما حمض الماليك هو المتصاوغ المقابل سيس ، أي حمض (Z)-1,4-بيوت-2-إينديويك (انظر التماثل سيس-ترانس ). تبلغ قيم pKa لحمض الفوماريك _حوالي 3.0 و4.5. في المقابل، تبلغ قيم pKa لحمض الماليك _حوالي 1.5 و6.5. يعود سبب هذا الاختلاف الكبير إلى أنه عند إزالة بروتون واحد من متصاوغ سيس (حمض الماليك)، تتكون رابطة هيدروجينية قوية داخل الجزيء مع مجموعة الكربوكسيل المتبقية المجاورة. يُفضّل هذا تكوين أيون الماليات H ⁺ ، ويُعيق إزالة البروتون الثاني منه. في متصاوغ ترانس ، تكون مجموعتا الكربوكسيل دائمًا متباعدتين، لذا لا تُلاحظ الروابط الهيدروجينية. ^{[ 55 ]}

يمتلك مركب بروتون سبونج ، 1،8-ثنائي(ثنائي ميثيل أمينو)نفثالين، قيمة ثابت تأين ₍ Ka) تبلغ 12.1. وهو من أقوى قواعد الأمينات المعروفة. تُعزى قاعديته العالية إلى تخفيف الإجهاد عند إضافة البروتونات، وإلى الروابط الهيدروجينية الداخلية القوية. ^{[ 56 ] [ 57 ]}

ينبغي التطرق أيضًا في هذا القسم إلى تأثيرات المذيب والذوبان. وقد تبيّن أن هذه التأثيرات أدقّ من تأثير الوسط العازل المذكور سابقًا. فعلى سبيل المثال، يتغير ترتيب قاعدية ميثيل أمينات المتوقع (بسبب التأثيرات الإلكترونية لمجموعات الميثيل) والملاحظ في الحالة الغازية، وهو Me₃N > Me₂NH > MeNH₂ > NH₃، بفعل الماء إلى Me₂NH _> MeNH₂ _> Me₃N _> NH₃ _{. ترتبط} جزيئات _ميثيل أمين _{المتعادلة} بجزيئات الماء بروابط هيدروجينية، بشكل رئيسي من خلال تفاعل مستقبل واحد، N–HOH، ونادرًا ما يكون من خلال رابطة مانحة إضافية واحدة، NH–OH₂ _{. وبالتالي} ، تستقر ميثيل أمينات بنفس القدر تقريبًا بفعل التميؤ، بغض النظر عن عدد مجموعات الميثيل. وعلى النقيض تمامًا، تستخدم كاتيونات ميثيل الأمونيوم المقابلة جميع البروتونات المتاحة لتكوين رابطة NH–OH₂ _{المانحة} . وبالتالي، يتناقص الاستقرار النسبي لأيونات ميثيل الأمونيوم مع ازدياد عدد مجموعات الميثيل، مما يفسر ترتيب قاعدية الماء للميثيلامينات. ^{[ 5 ]}

يُجرى التحديد التجريبي لقيم pKa _عادةً عن طريق المعايرة ، في وسط ذي قوة أيونية عالية وعند درجة حرارة ثابتة. ^{[ 59 ]} وتكون الإجراءات النموذجية كما يلي: يُحمّض محلول المركب في الوسط بحمض قوي حتى يصبح المركب مُبرتَنًا بالكامل. ثم يُعاير المحلول بقاعدة قوية حتى تُزال جميع البروتونات. عند كل نقطة في المعايرة، يُقاس الرقم الهيدروجيني باستخدام قطب زجاجي وجهاز قياس الرقم الهيدروجيني . تُحسب ثوابت الاتزان بمطابقة قيم الرقم الهيدروجيني المحسوبة مع القيم المرصودة، باستخدام طريقة المربعات الصغرى . ^{[ 60 ]}

يجب أن يكون الحجم الإجمالي للقاعدة القوية المضافة صغيرًا مقارنةً بالحجم الأولي لمحلول المعايرة للحفاظ على القوة الأيونية ثابتة تقريبًا. وهذا يضمن بقاء _قيمة pKa ثابتة أثناء عملية المعايرة.

يُظهر الشكل على اليمين منحنى معايرة محسوبًا لحمض الأكساليك. تبلغ _قيم pKa لحمض الأكساليك 1.27 و4.27. لذا، ستتركز مناطق المحلول المنظم عند الرقم الهيدروجيني 1.3 و 4.3 تقريبًا. تحمل مناطق المحلول المنظم المعلومات اللازمة لحساب قيم pKa، _حيث تتغير تركيزات الحمض والقاعدة المرافقة على امتداد هذه المناطق.  

بين منطقتي التخزين المؤقت، توجد نقطة نهاية، أو نقطة تكافؤ ، عند درجة حموضة تقارب  3. هذه النقطة ليست حادة، وهي سمة مميزة للأحماض ثنائية البروتون التي تتداخل مناطق تخزينها المؤقت بشكل طفيف: الفرق بين pKa2 _و pKa1 يساوي تقريبًا _ثلاثة في هذا المثال. (لو كان الفرق بين قيم pKa2 و pKa1 يساوي اثنين أو أقل، لما كانت نقطة النهاية ملحوظة). تبدأ نقطة النهاية الثانية عند درجة حموضة تقارب 6.3، وهي حادة. يشير هذا إلى إزالة جميع البروتونات. عندئذٍ، لا يكون المحلول منظمًا، وترتفع درجة الحموضة بشكل حاد عند إضافة كمية صغيرة من قاعدة قوية. مع ذلك، لا تستمر درجة الحموضة في الارتفاع إلى ما لا نهاية. تبدأ منطقة تخزين مؤقت جديدة عند درجة حموضة تقارب 11 ( pKw _- 3)، حيث يصبح التأين الذاتي للماء ذا أهمية.      

يصعب قياس قيم الأس الهيدروجيني (pH) الأقل من اثنين في المحاليل المائية باستخدام قطب زجاجي ، لأن معادلة نرنست لا تنطبق عند هذه القيم المنخفضة. ولتحديد قيم pK الأقل من 2 أو الأكثر من 11، يمكن استخدام قياسات الطيف الضوئي ^{[ 61 ] [ 62 ]} أو قياسات الرنين النووي المغناطيسي ^{[ 63 ] [ 64 ]} بدلاً من قياسات الأس الهيدروجيني أو بالتزامن معها.

عندما يتعذر استخدام القطب الزجاجي، كما هو الحال مع المحاليل غير المائية، تُستخدم طرق قياس الطيف الضوئي بشكل متكرر. ^{[ 39 ]} قد تشمل هذه الطرق قياسات الامتصاص أو التألق . في كلتا الحالتين، يُفترض أن الكمية المقاسة تتناسب مع مجموع مساهمات كل نوع من الأنواع النشطة ضوئيًا؛ وفي قياسات الامتصاص، يُفترض تطبيق قانون بير-لامبرت .

يمكن استخدام قياس السعرات الحرارية بالمعايرة متساوية الحرارة (ITC) لتحديد كل من قيمة ثابت تأين الحمض ( ΔK) والمحتوى الحراري القياسي المقابل لتفكك الحمض. ^{[ 65 ]} توفر الشركات المصنعة للأجهزة برامج لإجراء الحسابات للأنظمة البسيطة.

لا يمكن استخدام المحاليل المائية التي تحتوي على الماء العادي لقياسات الرنين النووي المغناطيسي للبروتون ( ^1H NMR)، بل يجب استخدام الماء الثقيل (D₂O) بدلاً منها. مع ذلك _، يمكن استخدام بيانات الرنين النووي المغناطيسي للكربون ^{-13 (13C NMR) مع الماء العادي، بينما يمكن استخدام أطياف الرنين النووي المغناطيسي للبروتون (1H} NMR) مع الأوساط غير المائية. الكميات المقاسة باستخدام الرنين النووي المغناطيسي هي متوسطات زمنية للانزياحات الكيميائية ، نظرًا لسرعة تبادل البروتونات على المقياس الزمني للرنين النووي المغناطيسي. ويمكن قياس انزياحات كيميائية أخرى، مثل انزياحات الفوسفور ^{-31 (31P).}

الثوابت الدقيقة

بالنسبة لبعض الأحماض متعددة البروتونات، يحدث التفكك (أو الارتباط) في أكثر من موقع غير متكافئ، ^{[ 5 ]} ويكون ثابت التوازن الكلي المرصود، أو الثابت الكلي، مزيجًا من الثوابت الجزئية التي تشمل أنواعًا مختلفة. عندما يُكوّن متفاعل واحد ناتجين بالتوازي، يكون الثابت الكلي مجموع ثابتين جزئيين.${\displaystyle K=K_{X}+K_{Y}.}$ينطبق هذا، على سبيل المثال، على نزع البروتون من الحمض الأميني السيستين ، الموجود في المحلول على شكل أيون ثنائي القطب متعادل HS−CH₂ ₋ CH(NH₃⁺ ) −COO⁻ ^{. يمثل الثابتان الصغيران نزع البروتون إما من الكبريت أو من} النيتروجين ، ومجموع الثابت الكبير هنا هو ثابت تفكك الحمض.${\displaystyle K_{\mathrm {a} }=K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}+K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$^{[ 66 ]}

وبالمثل، تحتوي قاعدة مثل السبيرمين على أكثر من موقع واحد يمكن أن يحدث فيه البروتنة. على سبيل المثال، يمكن أن تحدث البروتنة الأحادية عند مجموعة NH₂ الطرفية أو عند مجموعات NH₂ الداخلية. _تُعد قيم ثابت التفكك (K _{_b)} للسبيرمين المُبرتَن عند أحد هذه المواقع أمثلة على الثوابت الدقيقة . لا يمكن تحديدها مباشرةً عن طريق قياسات الأس الهيدروجيني أو الامتصاص أو التألق أو الرنين النووي المغناطيسي؛ فقيمة K_{_b} المقاسة هي مجموع قيم K_m للتفاعلات الدقيقة.

${\displaystyle K_{\text{b}}=K_{\text{terminal}}+K_{\text{internal}}}$

ومع ذلك، فإن موقع البروتون مهم للغاية للوظيفة البيولوجية، لذلك تم تطوير طرق رياضية لتحديد الثوابت الدقيقة. ^{[ 67 ]}

عندما يتفاعل مادتان لتكوين ناتج واحد بالتوازي، فإن الثابت الكلي${\displaystyle 1/K=1/K_{X}+1/K_{Y}.}$^{[ 66 ]} على سبيل المثال، يمكن النظر إلى التوازن المذكور أعلاه للسبيرمين من حيث_{قيم ثابت}(Ka)لحمضينمتماثلين، مع ثابت التوازن الكلي. في هذه الحالة${\displaystyle 1/K_{\text{a}}=1/K_{{\text{a}},{\text{terminal}}}+1/K_{{\text{a}},{\text{internal}}}.}$هذا يعادل التعبير السابق لأن${\displaystyle K_{\mathrm {b} }}$يتناسب مع${\displaystyle 1/K_{\mathrm {a} }.}$

عندما يخضع متفاعل لتفاعلين متتاليين، يكون الثابت الكلي للتفاعل الكلي هو حاصل ضرب الثابت الجزئي لكل من الخطوتين. على سبيل المثال، يمكن لأيون السيستين ثنائي القطب المذكور أعلاه أن يفقد بروتونين، أحدهما من الكبريت والآخر من النيتروجين، ويكون الثابت الكلي لفقدان البروتونين هو حاصل ضرب ثابتَي تفكك.${\displaystyle K=K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$^{[ 66 ]} يمكن كتابة ذلك أيضًا بدلالة الثوابت اللوغاريتمية كما يلي${\displaystyle \mathrm {p} K=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}+\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$

يُعدّ فهم قيم pKa _أمرًا بالغ الأهمية للمعالجة الكمية للأنظمة التي تتضمن توازنات حمضية-قاعدية في المحلول. وتوجد تطبيقات عديدة في الكيمياء الحيوية ؛ فعلى سبيل المثال، تُعدّ قيم pKa _{للبروتينات} والسلاسل الجانبية للأحماض الأمينية ذات أهمية بالغة لنشاط الإنزيمات واستقرار البروتينات. ^{[ 68 ]} لا يمكن دائمًا قياس قيم pKa للبروتينات بشكل مباشر، ولكن يمكن حسابها باستخدام الطرق النظرية. _{تُستخدم} المحاليل المنظمة على نطاق واسع لتوفير محاليل عند درجة حموضة فسيولوجية أو قريبة منها لدراسة التفاعلات الكيميائية الحيوية؛ ^{[ 69 ]} ويعتمد تصميم هذه المحاليل على معرفة _قيم pKa لمكوناتها. ومن المحاليل المنظمة المهمة محلول MOPS ، الذي يوفر محلولًا بدرجة حموضة 7.2، ومحلول الترايسين ، الذي يُستخدم في الفصل الكهربائي الهلامي . ^{[ 70 ] [ 71 ]} يُعدّ التخزين المؤقت جزءًا أساسيًا من فسيولوجيا الحموضة والقاعدية، بما في ذلك استتباب الحموضة والقاعدية ، ^{[ 72 ]} وهو مفتاح لفهم اضطرابات مثل اضطراب الحموضة والقاعدية . ^{[ 73 ] [ 74 ] [ 75 ]} تُعدّ نقطة التعادل الكهربائي لجزيء معين دالةً لقيم pK الخاصة به ، لذا فإن الجزيئات المختلفة لها نقاط تعادل كهربائي مختلفة. وهذا يسمح بتقنية تُسمى التركيز الكهربائي المتساوي ، ^{[ 76 ]} والتي تُستخدم لفصل البروتينات بواسطة الرحلان الكهربائي ثنائي الأبعاد على هلام متعدد الأكريلاميد . 

تلعب المحاليل المنظمة دورًا محوريًا في الكيمياء التحليلية ، حيث تُستخدم عند الحاجة لتثبيت الرقم الهيدروجيني (pH) لمحلول ما عند قيمة محددة. وبالمقارنة مع المحاليل المائية، فإن الرقم الهيدروجيني للمحلول المنظم أقل تأثرًا بإضافة كمية صغيرة من حمض أو قاعدة قوية. وتكون السعة التنظيمية ^{[ 77 ]} للمحلول المنظم البسيط في أعلى مستوياتها عندما يكون الرقم الهيدروجيني مساويًا لثابت تأين الماء _(pKa)  .  في استخلاص الأحماض والقواعد ، يمكن تحسين كفاءة استخلاص المركب إلى الطور العضوي، كالإيثر ، عن طريق ضبط الرقم الهيدروجيني للطور المائي باستخدام محلول منظم مناسب. عند الرقم الهيدروجيني الأمثل، يكون تركيز الأنواع المتعادلة كهربائيًا في أعلى مستوياته، وتكون هذه الأنواع أكثر ذوبانًا في المذيبات العضوية ذات ثابت العزل الكهربائي المنخفض مقارنةً بالماء. تُستخدم هذه التقنية لتنقية الأحماض والقواعد الضعيفة. ^{[ 78 ]}

مؤشر الرقم الهيدروجيني هو حمض ضعيف أو قاعدة ضعيفة يتغير لونها في نطاق الرقم الهيدروجيني الانتقالي، والذي يبلغ تقريبًا pKa ± 1. _يتطلب تصميم المؤشر العالمي مزيجًا من المؤشرات التي تختلف قيم pKa المتجاورة فيها _بحوالي اثنين ، بحيث تتداخل نطاقات الرقم الهيدروجيني الانتقالية الخاصة بها.  

في علم الأدوية ، يؤدي تأين المركب إلى تغيير سلوكه الفيزيائي وخصائصه الكلية، مثل الذوبانية ومحبة الدهون (log p ). على سبيل المثال، يزيد تأين أي مركب من ذوبانيته في الماء، ولكنه يقلل من محبته للدهون. يُستغل هذا في تطوير الأدوية لزيادة تركيز المركب في الدم عن طريق تعديل قيمة pKa لمجموعة _قابلة للتأين. ^{[ 79 ]} 

تُعد معرفة _قيم pKa مهمة لفهم معقدات التناسق ، التي تتكون من تفاعل أيون فلزي، M_^m+، يعمل كحمض لويس ، مع ربيطة ، L، تعمل كقاعدة لويس . ومع ذلك، قد تخضع الربيطة أيضًا لتفاعلات بروتنة، لذا يمكن تمثيل تكوين المعقد في المحلول المائي رمزيًا بالتفاعل التالي:

${\displaystyle [{\ce {M(H2O)_{\mathit {n}}}}]^{m+}+{\ce {LH<=>}}\ [{\ce {M(H2O)}}_{n-1}{\ce {L}}]^{(m-1)+}+{\ce {H3O+}}}$

لتحديد ثابت الاتزان لهذا التفاعل، الذي يفقد فيه الليجاند بروتونًا، يجب معرفة قيمة pKa _{لليجاند} المُبرتَن . عمليًا، قد يكون الليجاند متعدد البروتونات؛ على سبيل المثال، يمكن لـ EDTA ⁴⁻ أن يستقبل أربعة بروتونات؛ في هذه الحالة، يجب معرفة جميع _قيم pKa . بالإضافة إلى ذلك، يخضع أيون المعدن للتحلل المائي ، أي أنه يتصرف كحمض ضعيف، لذا يجب أيضًا معرفة قيم pKa لتفاعلات التحلل المائي. ^{[ 80 ]}

قد يتطلب تقييم المخاطر المرتبطة بالأحماض أو القواعد معرفة _قيم pKa . ^{[ 81 ]} على سبيل المثال، يُعد سيانيد الهيدروجين غازًا شديد السمية، لأن أيون السيانيد يُثبط إنزيم سيتوكروم سي أوكسيداز المحتوي على الحديد . يُعتبر سيانيد الهيدروجين حمضًا ضعيفًا في المحلول المائي، حيث تبلغ قيمة pKa _له حوالي 9. في المحاليل القلوية القوية، التي تزيد درجة حموضتها عن 11، على سبيل المثال، يتفكك سيانيد الصوديوم كليًا، مما يقلل بشكل كبير من خطر غاز سيانيد الهيدروجين. أما المحلول الحمضي، فهو شديد الخطورة لأن السيانيد يكون في صورته الحمضية. يُعد ابتلاع السيانيد عن طريق الفم قاتلًا محتملًا، بغض النظر عن درجة الحموضة، وذلك بسبب تفاعله مع إنزيم سيتوكروم سي أوكسيداز. 

في علوم البيئة، تُعدّ توازنات الحموضة والقلوية مهمة للبحيرات ^{[ 82 ]} والأنهار؛ ^{[ 83 ] [ 84 ]} فعلى سبيل المثال، تُعتبر الأحماض الدبالية مكونات أساسية للمياه الطبيعية. وثمة مثال آخر في علم المحيطات الكيميائي : ^{[ 85 ]} لتحديد كمية ذوبان الحديد الثلاثي في ​​مياه البحر عند مستويات ملوحة مختلفة ، تم تحديد _قيم pKa لتكوين نواتج تحلل الحديد الثلاثي Fe(OH) ²⁺ و Fe(OH) 2+ و Fe ( OH) ₃ ، بالإضافة إلى حاصل ذوبان هيدروكسيد الحديد . ^{[ 86 ]}

توجد تقنيات متعددة لتحديد قيمة pKa للمواد _{الكيميائية} ، مما يؤدي إلى بعض التباينات بين المصادر المختلفة. عادةً ما تكون القيم المقاسة بدقة متقاربة ضمن نطاق 0.1 وحدة. البيانات المعروضة هنا مأخوذة عند درجة حرارة 25  درجة مئوية في الماء. ^{[ 8 ] [ 87 ]} يمكن الاطلاع على المزيد من القيم في قسم الديناميكا الحرارية أعلاه. يُمكن الاطلاع على جدول قيم pKa _{للأحماض} الكربونية ، المقاسة في ثنائي ميثيل سلفوكسيد (DMSO)، في صفحة الكربانيونات .

• الحماض
• الأحماض الموجودة في النبيذ : حمض الطرطريك ، وحمض الماليك ، وحمض الستريك هي الأحماض الرئيسية في النبيذ.
• القلاء
• غازات الدم الشرياني
• التوازن الكيميائي
• الموصلية (الإلكتروليتية)
• آلية غروثوس : كيفية انتقال البروتونات بين أيونات الهيدرونيوم وجزيئات الماء، مما يفسر الحركة الأيونية العالية بشكل استثنائي للبروتون (رسوم متحركة).
• دالة حموضة هاميت : مقياس للحموضة يستخدم للمحاليل المركزة للغاية من الأحماض القوية، بما في ذلك الأحماض الفائقة .
• رقم نقل الأيون
• تحمض المحيطات : يؤثر ذوبان ثاني أكسيد الكربون الجوي على درجة حموضة مياه البحر . ويعتمد هذا التفاعل على إجمالي الكربون غير العضوي وعلى توازن الذوبان مع الكربونات الصلبة مثل الحجر الجيري والدولوميت .
• قانون التخفيف
• ضغط ثاني أكسيد الكربون
• الرقم الهيدروجيني
• مخطط الغلبة : يتعلق بالتوازنات التي تشمل الأنيونات متعددة الأكسجين . يلزم معرفة قيم pKa _لإنشاء هذه المخططات.
• ألفة البروتون : مقياس للقاعدية في الحالة الغازية.
• ثوابت استقرار المركبات : يمكن النظر إلى تكوين المركب في كثير من الأحيان على أنه منافسة بين البروتون وأيون المعدن على الرابطة، وهو ناتج تفكك الحمض.