يتم تعيين المواد الكيميائيةالذرات التي ترتبط ببعضها البعض وفقًا لقانون معين ، وبشكل أكثر دقة ، كل منها عبارة عن نظام يتكون من نوى وإلكترونات. إذا كان النظام يتكون من نوع واحد من الذرات ، فيمكن تسميته أحادي النواة ؛ وإذا كان يتكون من ذرات من أنواع مختلفة ، فيمكن عندئذٍ تسميته غير أحادية النواة. هذه الأنظمة محايدة كهربائيًا. نتيجة للتأثير الخارجي (درجة الحرارة ، الضوء ، الإشعاع أو جزيئات مذيب قطبي مع استقطاب ثنائي القطب) ، يحدث تحلل المواد الكيميائية. الكاتيونات والأنيونات ، التي تتحلل فيها جزيئات مادة (إلكتروليت) تحت تأثير جزيئات مذيب قطبي (ماء) ، لم تعد محايدة كهربائيًا. أي أنظمة تسعى جاهدة لتحقيق التوازن. يوضح مثال الإلكتروليتات الضعيفة أن تفاعلات التفكك قابلة للعكس. بالنسبة للإلكتروليتات القوية ، فإن هذا البيان غير مناسب ، لأن جميع الجزيئات تتفكك عمليًا إلى أيونات. يتم وصف ميل النظام إلى التوازن بواسطة معادلة التفكك الإلكتروليتي KxAy ↔ x • K + + y • A− ويظهر ثابت التفكك Kd = [K +] x • [A−] y / [KxAy].
من المعادلة أعلاه يمكنك أن ترى: كلما زاد عدد الجزيئات غير المرتبطة ، انخفض ثابت التفكك والعكس صحيح. ومع ذلك ، لا ينطبق هذا على الإلكتروليتات القوية ، حيث ثبت أنه مع زيادة تركيزها ، لا يزيد Kd ، ولكنه ينخفض. لا يرجع هذا إلى انخفاض في عدد الجزيئات المفككة ، ولكن إلى زيادة قوى الجذب المتبادل بين الجسيمات المشحونة بشكل معاكس بسبب انخفاض المسافة بينهما بسبب زيادة تركيز المحلول. لذلك ، يتم تقدير قدرة الإلكتروليتات القوية على التحلل إلى أيونات بمؤشر مثل درجة التفكك الظاهرة ، ولا يتم استخدام Kd ، لأنه لا معنى له. ليس من المنطقي تطبيق درجة التفكك على محاليل الإلكتروليت الضعيفة ، لأنه مع انخفاض التركيز ، تزداد نسبة الجزيئات المنفصلة إلى العدد الإجمالي قبل التفكك ، ولكنها لا تميز قوة الإلكتروليت. يتم إظهار قدرتها على الانفصال إلى أيونات من خلال ثابت التفكك ، لأنه يعتمد فقط على درجة حرارة المحلول وطبيعة المذيب ، أي أن Kd قيمة ثابتة لمادة معينة KxAy.
الماء العادي (من الطبيعيالمصادر أو التي تتدفق من الصنبور) غير نظيفة. يحتوي أنقى المياه على أيونات الهيدرونيوم [H3O + 1] وأيونات الهيدروكسيد [OH-1]. تتكون من جزيئين من الماء: H2O + H2O ↔ H3O + 1 + OH-1. نادرًا ما يحدث هذا ، لأن الماء عمليًا لا يتحلل إلى أيونات ، كونه إلكتروليت ضعيف. في حالة التوازن ، تكون تركيزات أيونات الهيدروكسيد وأيونات الهيدرونيوم متساوية: [H3O + 1] = [OH-1]. العملية قابلة للعكس. يوجد الماء عادةً كمزيج من الجزيئات وأيونات الهيدروكسيد وأيونات الهيدرونيوم ، حيث تسود جزيئات الماء ولا توجد سوى آثار قليلة من الأيونات. يتم التعبير عن ثابت تفكك الماء باستخدام المعادلة: Kd = [H3O + 1] • [OH-1] / [H2O] • [H2O].
يعني تفكك الحمض في المحلول تسوس إلى بروتونات H.+ وبقايا حمضية. يستمر تفكك الأحماض متعددة القاعدة على عدة مراحل (حيث يتم فصل كاتيون هيدروجين واحد فقط) ، وتتميز كل مرحلة بقيمتها الخاصة للثابت Kd. في المرحلة الأولى ، يتم شق أيون الهيدروجين بسهولة أكبر من المراحل اللاحقة ، وبالتالي يتناقص الثابت من مرحلة إلى أخرى. ثابت التفكك الحمضي Kd هو مؤشر على قوة الحمض: الأحماض القوية لها قيمة Kd أعلى والعكس صحيح. عندما يتم الوصول إلى توازن العملية ، يكون معدل الاضمحلال ومعدل التكوين الجزيئي متساويين. بالنسبة للأحماض القوية ، من الممكن تطبيق قوانين التوازن الكيميائي لحساب Kd عند درجة حرارة 25 درجة مئوية (فقط مع الأخذ في الاعتبار قوى التفاعل interionic في محاليل الإلكتروليت القوية). بالنسبة لحمض الهيدروكلوريك (HCl) Kd = 10،000،000 ، حمض الهيدروبروميك (HBr) Kd = 1،000،000،000 ، حمض الهيدرويوديك (HJ) Kd = 100،000،000،000 ، الكبريتيك (H2SO4) Kd = 1000 ، النيتريك (HNO3) Kd = 43.6 ، حمض الخليك (CH3COOH) Kd = 0.00002 ، سيانيد الهيدروجين (HCN) Kd = 0.0000000008. بمعرفة خصائص الأحماض ومقارنتها بقيم Kd المعطاة ، يمكن القول أنه كلما كان الحمض أقوى ، زاد ثابت التفكك.
