ในวิชาเคมีค่าคงที่การแตกตัวของกรด (หรือที่รู้จักกันในชื่อค่าคงที่ความเป็นกรดหรือค่าคงที่การแตกตัวเป็นไอออนของกรด ; ใช้สัญลักษณ์⁠ ⁠${\displaystyle K_{a}}$ ) คือค่าที่ใช้วัดความแรงของกรดในสารละลายในเชิงปริมาณเป็นค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาเคมี

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

รู้จักกันในชื่อการแตกตัวในบริบทของปฏิกิริยากรด-เบส^{สารเคมี HA เป็นกรดที่แตกตัวเป็น A − ซึ่งเรียกว่าเบสคู่ควบของกรด และไอออนไฮโดรเจน H + [ a ]} ​​ระบบจะอยู่ในสภาวะสมดุลเมื่อ^ความเข้มข้นของส่วนประกอบไม่เปลี่ยนแปลง^{ตามเวลาเนื่องจาก}ทั้งปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับเกิดขึ้นในอัตราเดียวกัน^{[ 1 ]}

ค่าคงที่การแตกตัวถูกกำหนดโดย^{[ b ]}

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

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

โดยปริมาณในวงเล็บเหลี่ยมแสดงถึงความเข้มข้นโมลาร์ของสปีชีส์ที่สมดุล^{[ c ] [ 2 ]}ตัวอย่างเช่น กรดอ่อนสมมุติที่มีK _a  = 10 ⁻⁵ค่าของ log K _aคือเลขชี้กำลัง (−5) ทำให้ p K _a  = 5 สำหรับกรดอะซิติก K a ₌  1.8 x 10 ⁻⁵ดังนั้น p K _aคือ 4.7 ค่าK _a ที่ต่ำกว่า จะสอดคล้องกับกรดที่อ่อนกว่า (กรดที่แตกตัวน้อยกว่าที่สมดุล) รูปแบบ p K _aมักใช้เพราะให้มาตราส่วนลอการิทึม ที่สะดวก และค่า p K _a ที่ต่ำกว่า จะสอดคล้องกับกรดที่แรงกว่า

ค่าคงที่การแตกตัวของกรดเป็นผลโดยตรงจากอุณหพลศาสตร์ พื้นฐาน ของปฏิกิริยาการแตกตัว ค่า pKa _เป็นสัดส่วนโดยตรงกับ การเปลี่ยนแปลง พลังงานอิสระกิบส์ มาตรฐาน สำหรับปฏิกิริยา ค่า pKa เปลี่ยนแปลง_ไปตามอุณหภูมิและสามารถเข้าใจได้ในเชิงคุณภาพโดยอาศัยหลักการของเลอชาเตลิเยร์ : เมื่อปฏิกิริยาเป็นแบบดูดความ ร้อน Ka _จะเพิ่มขึ้นและ pKa จะ_ลดลงเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น ในทางกลับกันจะเป็นจริงสำหรับปฏิกิริยาคายความร้อน^{[ 3 ]}

ค่าของ pKa ยังขึ้นอยู่กับโครงสร้างโมเลกุลของกรดในหลายๆ ด้าน ตัวอย่างเช่นLinus Paulingเสนอกฎสองข้อ ข้อหนึ่งสำหรับ pKa ที่ต่อเนื่องกัน_ของกรดโพลีโปรติก (ดู_กรดโพลีโปรติกด้านล่าง) และอีกข้อหนึ่งเพื่อประมาณค่า pKa ของ_กรดออกซีโดยพิจารณาจากจำนวนกลุ่ม =O และ −OH (ดูปัจจัยที่มีผลต่อค่า_pKa ด้านล่าง) ปัจจัยโครงสร้างอื่นๆ ที่มีอิทธิพลต่อขนาดของค่าคงที่การแตกตัวของกรด ได้แก่ผลเหนี่ยวนำ ผล เมโซเมอริกและ^{พันธะ}ไฮโดรเจนสมการประเภท Hammettมักถูกนำมาใช้ในการประมาณ_ค่าpKa [ ^{4 ] [ 5 ]}

พฤติกรรมเชิงปริมาณของกรดและเบสในสารละลายจะเข้าใจได้ก็ต่อเมื่อทราบค่า pKa ของสารเหล่านั้น โดยเฉพาะอย่างยิ่ง_ค่าpH ของสารละลายสามารถทำนายได้เมื่อทราบความเข้มข้นเชิงวิเคราะห์และค่า pKa _ของกรดและเบสทั้งหมด ในทางกลับกัน ก็สามารถคำนวณความเข้มข้นสมดุลของกรดและเบสในสารละลายได้เมื่อทราบค่า pH การคำนวณเหล่านี้มีการประยุกต์ใช้ในหลายสาขาของเคมี ชีววิทยา การแพทย์ และธรณีวิทยา ตัวอย่างเช่น สารประกอบหลายชนิดที่ใช้ในการแพทย์เป็นกรดหรือเบสอ่อน และความรู้เกี่ยวกับค่า pKa _ร่วมกับค่าสัมประสิทธิ์การแบ่งส่วนระหว่างออกทานอลกับน้ำสามารถใช้ในการประเมินระดับที่สารประกอบนั้นเข้าสู่กระแสเลือดได้ ค่าคงที่การแตกตัวของกรดก็มีความสำคัญอย่างยิ่งในเคมีทางน้ำและสมุทรศาสตร์เคมีซึ่งความเป็นกรดของน้ำมีบทบาทพื้นฐาน ในสิ่งมีชีวิตการรักษาสมดุลกรด-เบสและจลนศาสตร์ของเอนไซม์ขึ้นอยู่กับ_ค่าpKaของกรดและเบสจำนวนมากที่มีอยู่ในเซลล์และในร่างกาย ในทางเคมี ความรู้เกี่ยวกับ_ค่าpKaเป็นสิ่งจำเป็นสำหรับการเตรียมสารละลายบัฟเฟอร์และยังเป็นสิ่งจำเป็นสำหรับการทำความเข้าใจเชิงปริมาณเกี่ยวกับการปฏิสัมพันธ์ระหว่างกรดหรือเบสกับไอออนโลหะเพื่อสร้างสารประกอบเชิงซ้อน ในทางทดลอง ค่า pKa _{สามารถ}หาได้โดยการไทเทรต แบบโพเทนชิโอเมตริก (pH) แต่สำหรับค่า pKa ที่_น้อยกว่าประมาณ 2 หรือมากกว่าประมาณ 11 อาจต้องใช้การวัดด้วย สเปกโทรโฟโตเมตริกหรือNMRเนื่องจากความยากลำบากในทางปฏิบัติของการวัด pH

ตามคำจำกัดความโมเลกุลดั้งเดิมของArrheniusกรดคือสารที่แตกตัวในสารละลายในน้ำ ปล่อยไอออนไฮโดรเจนH ⁺ (โปรตอน): ^{[ 6 ]}

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

ค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาการแตกตัวนี้เรียกว่าค่าคงที่การแตกตัวโปรตอนที่ปลดปล่อยออกมาจะรวมตัวกับโมเลกุลของน้ำเพื่อให้ได้ไอออนไฮโดรเนียม (หรือออกโซเนียม) H₃O⁺ (โปรตอนเปล่าๆ ไม่มีอยู่ในสารละลาย) ดังนั้น อาร์เรเนียสจึงเสนอในภายหลังว่าควรเขียนปฏิกิริยาการแตกตัวนี้ในรูปของปฏิกิริยา^กรด_-เบส :

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

Brønsted และ Lowryได้ขยายแนวคิดนี้ไปสู่ปฏิกิริยาแลกเปลี่ยนโปรตอน: ^{[ 7 ] [ 8 ] [ 9 ]}

${\displaystyle {\text{กรด}}+{\text{เบส }}{\ce {<=>}}{\text{เบสคู่ควบ}}+{\text{กรดคู่ควบ}}}$

กรดจะสูญเสียโปรตอน ทำให้เกิดเบสคู่ควบ โปรตอนจะถูกถ่ายโอนไปยังเบส ทำให้เกิดกรดคู่ควบ สำหรับสารละลายกรด HA ในน้ำ เบสคือน้ำ เบสคู่ควบคือA ⁻ และกรดคู่ควบคือไอออนไฮโดรเนียม นิยามของบรอนสเตด-โลว์รีใช้ได้กับตัว ทำ ละลายอื่นๆ เช่นไดเมทิลซัลฟอกไซด์ตัวทำละลาย S ทำหน้าที่เป็นเบส รับโปรตอนและเกิดเป็นกรดคู่ควบSH ⁺

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

ในเคมีของสารละลาย เป็นเรื่องปกติที่จะใช้H ⁺เป็นตัวย่อสำหรับไอออนไฮโดรเจนที่ถูกละลาย ไม่ว่าตัวทำละลายจะเป็นอะไรก็ตาม ในสารละลายในน้ำH ⁺หมายถึงไอออนไฮโดรเนียมที่ถูกละลายไม่ใช่โปรตอน^{[ 10 ] [ 11 ]}

การกำหนดให้กรดหรือเบสเป็น "คู่ควบ" นั้นขึ้นอยู่กับบริบท กรดคู่ควบBH ⁺ของเบส B จะแตกตัวตาม สมการ

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

ซึ่งเป็นสิ่งที่ตรงกันข้ามกับสมดุล

${\displaystyle {\ce {H2O}}{\text{ (กรด)}}+{\ce {B}}{\text{ (เบส) }}{\ce {<=> OH-}}{\text{ (เบสคู่ควบ)}}+{\ce {BH+}}{\text{ (กรดคู่ควบ)}}}$

ไอออนไฮดรอกไซด์^OH⁻ซึ่งเป็นเบสที่รู้จักกันดี ทำหน้าที่เป็นเบสคู่ควบของกรดน้ำ ดังนั้น กรดและเบสจึงถูกมองว่าเป็นผู้ให้และผู้รับโปรตอนตามลำดับ

นิยามที่กว้างขึ้นของการแตกตัวของกรดรวมถึงไฮโดรไลซิส_ซึ่งโปรตอนจะถูกผลิตขึ้นโดยการแยกโมเลกุลของน้ำ ตัวอย่างเช่นกรดบอริก ( B(OH) ₃ ) ผลิตH3O ⁺ราวกับว่าเป็นตัวให้โปรตอน^{[ 12 ]}แต่ได้รับการยืนยันโดยสเปกโทรสโกปีรามานแล้วว่าเป็นผลมาจากสมดุลไฮโดรไลซิส^{[ 13 ]}

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

ในทำนองเดียวกันการไฮโดรไลซิสของไอออนโลหะทำให้ไอออนเช่น[Al(H ₂ O) ₆ ] ³⁺ทำหน้าที่เป็นกรดอ่อน: ^{[ 14 ]}

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

ตาม คำจำกัดความดั้งเดิมของ ลูอิสกรดคือสารที่รับอิเล็กตรอนคู่หนึ่งเพื่อสร้างพันธะโคเวเลนต์แบบโคออร์ดิเนต^{[ 15 ]}

ค่าคงที่การแตกตัวของกรดเป็นตัวอย่างหนึ่งของค่าคงที่สมดุลการแตกตัวของกรดโมโนโปรติก HA ในสารละลายเจือจางสามารถเขียนได้ดังนี้

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

ค่าคงที่สมดุลทางเทอร์โมไดนามิกสามารถกำหนด${\displaystyle K^{\ominus }}$ได้โดย^{[ 16 ]}

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

โดยที่แทนค่ากิจกรรมณ สภาวะสมดุล ของสารเคมีชนิด X ไม่มีหน่วยเนื่องจากค่ากิจกรรมไม่มีหน่วย ค่ากิจกรรมของผลิตภัณฑ์ที่เกิดจากการแตกตัวจะอยู่ในตัวเศษ ส่วนค่ากิจกรรมของสารตั้งต้นจะอยู่ในตัวส่วน ดูสัมประสิทธิ์กิจกรรมสำหรับที่มาของนิพจน์นี้ ${\displaystyle \{X\}}$${\displaystyle K^{\ominus }}$

เนื่องจากค่ากิจกรรมเป็นผลคูณของความเข้มข้นและสัมประสิทธิ์กิจกรรม ( γ ) ดังนั้นนิยามจึงสามารถเขียนได้อีกแบบว่า

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

โดยที่แทนความเข้มข้นของ HA และ⁠ ⁠คือผลหารของสัมประสิทธิ์กิจกรรม ${\displaystyle [{\text{HA}}]}$${\displaystyle \Gamma }$

เพื่อหลีกเลี่ยงความซับซ้อนที่เกี่ยวข้องกับการใช้กิจกรรม ค่าคงที่การแตกตัวจะถูกกำหนดในตัวกลางที่มีความเข้มข้นของไอออน สูงเท่าที่เป็นไปได้ นั่นคือ ภายใต้เงื่อนไขที่สามารถสันนิษฐาน${\displaystyle \Gamma }$ได้ว่าคงที่เสมอ^{[ 16 ]}ตัวอย่างเช่น ตัวกลางอาจเป็นสารละลาย  โซเดียมไนเตรต 0.1 โมลาร์ (M) หรือ โพแทสเซียมเปอร์คลอเรต 3 M ด้วยสมมติฐานนี้

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

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

ได้รับแล้ว อย่างไรก็ตาม โปรดทราบว่าค่าคงที่การแตกตัวที่เผยแพร่ทั้งหมดนั้นหมายถึงตัวกลางไอออนิกเฉพาะที่ใช้ในการกำหนด และจะได้ค่าที่แตกต่างกันภายใต้เงื่อนไขที่แตกต่างกัน ดังที่แสดงสำหรับกรดอะซิติกในภาพประกอบข้างต้น เมื่อค่าคงที่ที่เผยแพร่หมายถึงความแรงของไอออนิกที่แตกต่างจากที่ต้องการสำหรับการใช้งานเฉพาะ อาจมีการปรับค่าโดยใช้ทฤษฎีไอออนเฉพาะ (SIT) และทฤษฎีอื่นๆ^{[ 17 ]}

ค่าคงที่สมดุลสะสม ซึ่งแสดงด้วย⁠ ⁠${\displaystyle \mathrm {\beta } ,}$มีความสัมพันธ์กับผลคูณของค่าคงที่แบบขั้นบันได ซึ่งแสดงด้วย⁠ ⁠${\displaystyle \mathrm {K} .}$สำหรับกรดไดเบสิก ความสัมพันธ์ระหว่างค่าคงที่แบบขั้นบันไดและค่าคงที่โดยรวมเป็นดังนี้

${\displaystyle {\ce {H2A <=> A^2- + 2H+}}}$

${\displaystyle \beta _{2}={\frac {{\ce {[H2A]}}}{[{\ce {A^2-}}][{\ce {H+}}]^{2}}}}$

${\displaystyle \log \beta _{2}=\mathrm {p} K_{{\ce {a1}}}+\mathrm {p} K_{{\ce {a2}}}}$

โปรดทราบว่าในบริบทของการเกิดสารเชิงซ้อนระหว่างโลหะและลิแกนด์ ค่าคงที่สมดุลสำหรับการเกิดสารเชิงซ้อนของโลหะมักถูกกำหนดให้เป็น ค่าคงที่ การรวมตัวในกรณีนั้น ค่าคงที่สมดุลสำหรับการโปรตอนของลิแกนด์ก็ถูกกำหนดให้เป็นค่าคงที่การรวมตัวเช่นกัน การกำหนดหมายเลขของค่าคงที่การรวมตัวจะเป็นไปในทิศทางตรงกันข้ามกับการกำหนดหมายเลขของค่าคงที่การแยกตัว ในตัวอย่างนี้${\displaystyle \log \beta _{1}=\mathrm {p} K_{{\ce {a2}}}}$

ในการอธิบายคุณสมบัติของกรด มักจะระบุค่าคงที่สมดุลเป็นค่าคงที่การแตกตัวของกรด ซึ่งใช้สัญลักษณ์K_{_a} โดยค่าตัวเลขจะใช้สัญลักษณ์ pK _{_a}

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

ในทางกลับกัน ค่าคงที่การเชื่อมโยงจะใช้สำหรับเบส

${\displaystyle K_{\text{assoc}}={\frac {{\ce {[HA]}}}{{\ce {[A- ][H+]}}}}}$

อย่างไรก็ตามโปรแกรมคอมพิวเตอร์อเนกประสงค์ที่ใช้ในการหาค่าคงที่สมดุลจากข้อมูลการทดลองจะใช้ค่าคงที่การเชื่อมโยงสำหรับทั้งกรดและเบส เนื่องจากค่าคงที่ความเสถียรสำหรับสารเชิงซ้อนโลหะ-ลิแกนด์จะถูกระบุเป็นค่าคงที่การเชื่อมโยงเสมอ ดังนั้นการโปรตอนของลิแกนด์จึงต้องถูกระบุเป็นปฏิกิริยาการเชื่อมโยงด้วย^{[ 18 ]}คำจำกัดความแสดงให้เห็นว่าค่าของค่าคงที่การแตกตัวของกรดเป็นส่วนกลับของค่าของค่าคงที่การเชื่อมโยงที่สอดคล้องกัน:

${\displaystyle K_{\text{dissoc}}={\frac {1}{K_{\text{assoc}}}}}$

${\displaystyle \log K_{\text{dissoc}}=-\log K_{\text{assoc}}}$

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\text{dissoc}}=-\mathrm {p} K_{\text{assoc}}}$

หมายเหตุ

1. สำหรับกรดหรือเบสที่กำหนดในน้ำ ค่าpKa + pKb = pKw _{ซึ่งเป็นค่า}คงที่การแตกตัวเป็นไอออนเองของน้ำ
2. ค่าคงที่การเชื่อมโยงสำหรับการก่อตัวของ สารเชิงซ้อน ระดับเหนือโมเลกุลอาจแสดงด้วยสัญลักษณ์ K _{_a} โดยในกรณีดังกล่าว "a" หมายถึง "การเชื่อมโยง" ไม่ใช่ "กรด"
3. สำหรับกรดโพลีโปรติก การกำหนดหมายเลขของค่าคงที่การเชื่อมโยงแบบขั้นบันไดจะเป็นไปในทิศทางตรงกันข้ามกับการกำหนดหมายเลขของค่าคงที่การแตกตัว ตัวอย่างเช่น สำหรับกรดฟอสฟอริก (รายละเอียดอยู่ใน ส่วน กรดโพลีโปรติกด้านล่าง):

${\displaystyle {\begin{aligned}\log K_{{\text{assoc}},1}&=\mathrm {p} K_{{\text{dissoc}},3}\\\log K_{{\text{assoc}},2}&=\mathrm {p} K_{{\text{dissoc}},2}\\\log K_{{\text{assoc}},3}&=\mathrm {p} K_{{\text{dissoc}},1}\end{aligned}}}$

ค่าคงที่สมดุลทั้งหมดจะแปรผันตามอุณหภูมิตามสมการของ van 't Hoff ^{[ 19 ]}

${\displaystyle {\frac {\mathrm {d} \ln \left(K\right)}{\mathrm {d} T}}={\frac {\Delta H^{\ominus }}{RT^{2}}}}$

⁠ ⁠${\displaystyle R}$คือค่าคงที่ของแก๊สและ⁠ ⁠${\displaystyle T}$คืออุณหภูมิสัมบูรณ์ดังนั้น สำหรับปฏิกิริยาคายความร้อนการเปลี่ยนแปลงเอนทาลปีมาตรฐาน⁠ ⁠${\displaystyle \Delta H^{\ominus }}$จะเป็นค่าลบ และKจะลดลงเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สำหรับปฏิกิริยาดูดความร้อน⁠ ⁠${\displaystyle \Delta H^{\ominus }}$จะเป็นค่าบวก และKจะเพิ่มขึ้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น

การเปลี่ยนแปลงเอนทาลปีมาตรฐานสำหรับปฏิกิริยาหนึ่งๆ นั้นเป็นฟังก์ชันของอุณหภูมิ ตามกฎเทอร์โมเคมีของเคิร์ชฮอฟฟ์ :

${\displaystyle \left({\frac {\partial \Delta H}{\partial T}}\right)_{p}=\Delta C_{p}}$

โดยที่⁠ ⁠${\displaystyle \Delta C_{p}}$คือ การเปลี่ยนแปลง ความจุความร้อนที่ความดันคงที่ ในทางปฏิบัติ⁠ ⁠${\displaystyle \Delta H^{\ominus }}$อาจถือว่าคงที่ในช่วงอุณหภูมิแคบๆ

ในสมการ

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

ดูเหมือนว่า K _{_a}จะมีมิติของความเข้มข้น อย่างไรก็ตาม เนื่องจากค่าคงที่สมดุล จึงไม่สามารถ มีมิติทางกายภาพ ได้ความขัดแย้งที่เห็นได้ชัดนี้สามารถแก้ไขได้หลายวิธี ${\displaystyle \Delta G=-RT\ln K}$${\displaystyle K}$

1. สมมติว่าผลหารของสัมประสิทธิ์กิจกรรมมีค่าเท่ากับ 1 ดังนั้น จึงมีค่า${\displaystyle K}$เท่ากับค่าคงที่สมดุลทางเทอร์โมไดนามิก${\displaystyle K^{\ominus }}$
2. แสดงค่าความเข้มข้นแต่ละค่าเป็นอัตราส่วน c/c ⁰โดยที่ c ⁰คือความเข้มข้นในสถานะมาตรฐาน [สมมติ] ซึ่งมีค่าตัวเลขเท่ากับ 1 ตามนิยาม^{[ 20 ]}
3. แสดงความเข้มข้นใน หน่วย เศษส่วนโมลเนื่องจากเศษส่วนโมลไม่มีมิติ ดังนั้นผลหารของความเข้มข้นจึงเป็นเพียงตัวเลขบริสุทธิ์ตามนิยาม

ตัวเลือกแรกและตัวเลือกที่สองข้างต้นให้ค่าตัวเลขที่เหมือนกันสำหรับค่าคงที่สมดุล ยิ่งไปกว่านั้น เนื่องจากความเข้มข้นเป็นสัดส่วน${\displaystyle c_{i}}$โดยตรงกับเศษส่วนโมลและความ${\displaystyle x_{i}}$หนาแน่นและเนื่องจาก${\displaystyle \rho }$มวล โมลาร์เป็นค่าคงที่ในสารละลายเจือจาง ค่าคงที่สมดุลที่กำหนดโดยใช้ตัวเลือกที่สามจึงเป็นสัดส่วนโดยตรงกับค่าที่ได้จากสองตัวเลือกแรก $${\displaystyle c_{i}={\frac {x_{i}\rho }{M}}}$$${\displaystyle M}$

ใน วิชาชีวเคมีเป็นเรื่องปกติที่จะระบุค่าพร้อมหน่วยวัด เช่น " K _a = 30 mM" เพื่อบ่งบอกมาตราส่วน มิลลิโมลาร์ (mM) หรือไมโครโมลาร์ (μM) ของ ค่า ความเข้มข้นที่ใช้ในการคำนวณ

กรดจะถูกจัดประเภทเป็น "กรดแก่" เมื่อความเข้มข้นของสปีชีส์ที่ไม่แตกตัวนั้นต่ำเกินกว่าจะวัดได้^{[ 7 ]}กรดในน้ำใดๆ ที่มีค่า ap K _aน้อยกว่า 0 จะถูกดีโปรตอนเกือบสมบูรณ์และถือว่าเป็นกรดแก่[ ^{21 ] กรด}ดังกล่าวทั้งหมดจะถ่ายโอนโปรตอนไปยังน้ำและก่อตัวเป็นสปีชีส์แคตไอออนของตัวทำละลาย (H ₃ O ⁺ในสารละลายในน้ำ) ดังนั้นพวกมันทั้งหมดจึงมีความเป็นกรดที่เหมือนกันโดยพื้นฐาน ซึ่งเป็นปรากฏการณ์ที่เรียกว่าการปรับระดับตัวทำละลาย^{[ 22 ] [ 23 ]}กล่าวได้ว่าพวกมันแตกตัวอย่างสมบูรณ์ในสารละลายในน้ำเนื่องจากปริมาณของกรดที่ไม่แตกตัวซึ่งอยู่ในสมดุลกับผลิตภัณฑ์การแตกตัวนั้นต่ำกว่าขีดจำกัดการตรวจ จับ ในทำนองเดียวกัน เบสในน้ำใดๆ ที่มีค่าคงที่การเชื่อมโยง p K _bน้อยกว่าประมาณ 0 ซึ่งสอดคล้องกับ p K _aมากกว่าประมาณ 14 จะถูกปรับระดับเป็น OH ⁻และถือว่าเป็นเบสแก่^{[ 23 ]}

กรดไนตริกซึ่งมีค่า ap Kประมาณ −1.7 ทำหน้าที่เป็นกรดแก่ในสารละลายในน้ำที่มี pH มากกว่า 1 ^{[ 24 ]}ที่ค่า pH ต่ำกว่านั้นจะทำหน้าที่เป็นกรดอ่อน

ค่า pKaสำหรับ_{กรดแก่}ได้รับการประมาณโดยวิธีการทางทฤษฎี^{[ 25 ]}ตัวอย่างเช่น ค่า pKa _ของHClในน้ำได้รับการประมาณไว้ที่ −9.3

หลังจากจัดเรียงนิพจน์ที่กำหนดK _a ใหม่ และใส่pH = −log ₁₀ [H ⁺ ]จะได้^{[ 26 ]}

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

นี่คือสมการเฮนเดอร์สัน-ฮัสเซลบัคซึ่งสามารถสรุปได้ดังต่อไปนี้

• ที่จุดกึ่งกลางความเป็นกลาง อัตราส่วน⁠[A ⁻ ]/[HA]⁠ = 1 ; เนื่องจาก log(1) = 0ค่า pH ที่จุดกึ่งกลางเป็นกลางจะมีค่าเท่ากับ p K _aในทางกลับกัน เมื่อ pH = p K _aความเข้มข้นของ HA จะเท่ากับความเข้มข้นของA ⁻
• บริเวณบัฟเฟอร์ครอบคลุมช่วงประมาณ pKa ± ₂  การบัฟเฟอร์จะอ่อนแอเมื่ออยู่นอกช่วง pKa ± ₁  ที่ pH ≤ pKa − ₂สารนั้นจะถูกโปรตอนอย่างสมบูรณ์ และที่ pH ≥ pKa + ₂ สาร นั้นจะแตกตัวอย่างสมบูรณ์ (ดีโปรตอน)
• หากทราบค่า pH ก็สามารถคำนวณอัตราส่วนได้ อัตราส่วนนี้ไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของกรดที่ใช้ในการวิเคราะห์

ในน้ำ ค่า pKa ที่วัดได้_จะมีช่วงตั้งแต่ประมาณ -2 สำหรับกรดแก่ ไปจนถึงประมาณ 12 สำหรับกรดอ่อนมาก (หรือเบสแก่)

สามารถเตรียม สารละลายบัฟเฟอร์ที่มีค่า pH ที่ต้องการได้โดยการผสมกรดอ่อนกับเบสคู่ควบของกรดนั้น ในทางปฏิบัติ สามารถสร้างสารละลายผสมนี้ได้โดยการละลายกรดในน้ำ แล้วเติมกรดแก่หรือเบสแก่ในปริมาณที่เหมาะสม เมื่อทราบค่า pKa _และความเข้มข้นเชิงวิเคราะห์ของกรดแล้ว สามารถคำนวณระดับการแตกตัวและค่า pH ของสารละลายกรดโมโนโปรติกได้อย่างง่ายดายโดยใช้ตาราง ICE

กรดโพลีโปรติก คือ สารประกอบที่สามารถสูญเสียโปรตอนได้มากกว่า 1 ตัว ค่าคงที่การแตกตัวแบบทีละขั้นจะถูกกำหนดขึ้นสำหรับการสูญเสียโปรตอนแต่ละตัว ค่าคงที่สำหรับการแตกตัวของโปรตอนตัวแรกอาจใช้สัญลักษณ์K _{_a1}และค่าคงที่สำหรับการแตกตัวของโปรตอนตัวถัดไป จะใช้สัญลักษณ์ K _{_a2} เป็นต้นกรดฟอสฟอริก ( H _₃PO_₄) เป็นตัวอย่างของกรดโพลีโปรติก เนื่องจากสามารถสูญเสียโปรตอนได้ถึงสามตัว

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

เมื่อความแตกต่างระหว่างค่า pK ที่ต่อเนื่องกันมีค่าประมาณสี่หรือมากกว่า ดังเช่นในตัวอย่างนี้ แต่ละชนิดอาจถือได้ว่าเป็นกรดในตัวของมันเอง^{[ 28 ]}ในความเป็นจริงเกลือของH₂พีโอ⁻ ₄อาจตกผลึกจากสารละลายได้โดยการปรับค่า pH ให้ประมาณ 5.5 และใช้เกลือของHPO2−4อาจตกผลึกจากสารละลายได้โดยการปรับค่า pH ให้ประมาณ 10 แผนภาพการกระจายตัวของชนิดสารแสดงให้เห็นว่าความเข้มข้นของไอออนทั้งสองชนิดมีค่าสูงสุดที่ pH 5.5 และ 10

เมื่อความแตกต่างระหว่างค่า pK ที่ต่อเนื่องกันน้อยกว่าประมาณสี่ จะมีการทับซ้อนกันของช่วง pH ที่สารต่างๆ อยู่ในสภาวะสมดุล ยิ่งความแตกต่างน้อยลงเท่าใด การทับซ้อนก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น กรณีของกรดซิตริกแสดงไว้ทางด้านขวา สารละลายกรดซิตริกจะถูกบัฟเฟอร์ตลอดช่วง pH ตั้งแต่ 2.5 ถึง 7.5

ตามกฎข้อแรกของ Pauling ค่า pK ที่ต่อเนื่องกันของกรดที่กำหนดจะเพิ่มขึ้น(pK a2 _> pK a1 ₎ [ 29 ^{] สำหรับ กรดออกซีที่มีไฮโดรเจนที่แตกตัวเป็นไอออน ได้}มากกว่าหนึ่งตัวบนอะตอมเดียวกัน ค่า pK a _มักจะเพิ่มขึ้นประมาณ 5 หน่วยสำหรับโปรตอนแต่ละตัวที่ถูกกำจัดออกไป^{[ 30 ] [ 31 ]}ดังตัวอย่างของกรดฟอสฟอริกข้างต้น

จากตารางข้างต้นจะเห็นได้ว่าโปรตอนตัวที่สองถูกกำจัดออกจากสารที่มีประจุลบ เนื่องจากโปรตอนมีประจุบวก จึงต้องใช้แรงงานเพิ่มเติมในการกำจัด ซึ่งเป็นเหตุผลว่าทำไม pKa2 จึงมากกว่า pKa1 ส่วน pKa3 มากกว่า pKa2 เพราะมีการแยก_{ประจุ}เพิ่ม_{ขึ้นเมื่อ พบข้อยกเว้นของกฎของพอ ล ลิง แสดงว่า} มีการเปลี่ยนแปลงโครงสร้างครั้งใหญ่เกิดขึ้นด้วย ในกรณีของVO+2(aq) วาเนเดียมมีโครงสร้างทรงแปดเหลี่ยม มีการประสานงาน 6 ตำแหน่ง ในขณะที่กรดวานาไดก์มีโครงสร้างทรงสี่เหลี่ยม มีการประสานงาน 4 ตำแหน่ง ซึ่งหมายความว่ามีการปล่อย "อนุภาค" ออกมา 4 อนุภาคในการแตกตัวครั้งแรก แต่มีการปล่อย "อนุภาค" ออกมาเพียง 2 อนุภาคในการแตกตัวครั้งอื่นๆ ส่งผลให้การ เปลี่ยนแปลง พลังงานอิสระของกิบส์ มาตรฐาน สำหรับปฏิกิริยาแรกมีส่วนช่วยในเรื่องเอนโทรปีมากกว่าปฏิกิริยาอื่นๆ อย่างมาก

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

สำหรับสารละลาย จุดไอโซอิเล็กทริก (pI )ถูกกำหนดให้เป็นค่า pH ที่ผลรวมของความเข้มข้นของสารที่มีประจุบวก (ถ่วงน้ำหนักด้วยค่าประจุ) เท่ากับผลรวมของความเข้มข้นของสารที่มีประจุลบ (ถ่วงน้ำหนักด้วยค่าประจุ) ในกรณีที่มีสารแต่ละชนิดเพียงชนิดเดียว จุดไอโซอิเล็กทริกสามารถหาได้โดยตรงจากค่า pK ยกตัวอย่างเช่นไกลซีนซึ่งกำหนดให้เป็น ΔH จะมีสมดุลการแตกตัวสองแบบที่ต้องพิจารณา

${\displaystyle {\ce {AH2+<=>AH~+H+\qquad [AH][H+]={\mathit {K}}_{1}[AH2+]}}}$

${\displaystyle {\ce {AH<=>A^{-}~+H+\qquad [A^{-}][H+]={\mathit {K}}_{2}[AH]}}}$

แทนค่า [AH] จากสมการที่สองลงในสมการแรก

${\displaystyle {\ce {[A^{-}][H+]^{2}={\mathit {K}}_{1}{\mathit {K}}_{2}[AH2+]}}}$

ที่จุดไอโซอิเล็กทริก ความเข้มข้นของอนุภาคที่มีประจุบวกAH+2มีค่าเท่ากับความเข้มข้นของสารที่มีประจุลบA ⁻ดังนั้น

${\displaystyle [{\ce {H+}}]^{2}=K_{1}K_{2}}$

ดังนั้น เมื่อนำค่าโคโลการิ ทึมมา คำนวณ จะได้ค่าดังนี้

${\displaystyle \mathrm {p} I={\frac {\mathrm {p} K_{1}+\mathrm {p} K_{2}}{2}}}$

ค่า pI สำหรับกรดอะมิโนแสดงอยู่ในหน้ากรดอะมิโนที่สร้างโปรตีนเมื่อมีสารที่มีประจุมากกว่าสองชนิดอยู่ในสภาวะสมดุลกัน อาจจำเป็นต้องคำนวณการเกิดสปีชีส์แบบเต็มรูป แบบ

ค่าคงที่สมดุลKbสำหรับเบสโดยทั่วไปจะถูกกำหนดให้เป็น_{ค่า คงที่} การเชื่อมโยง สำหรับการ โปรตอน ของเบส B เพื่อสร้างกรดคู่ควบHB ⁺$${\displaystyle {\ce {B + H2O <=> HB+ + OH-}}}$$

โดยใช้เหตุผลที่คล้ายคลึงกับที่เคยใช้มาก่อน $${\displaystyle {\begin{aligned}K_{\text{b}}&=\mathrm {\frac {[HB^{+}][OH^{-}]}{[B]}} \\\mathrm {p} K_{\text{b}}&=-\log _{10}\left(K_{\text{b}}\right)\end{aligned}}}$$

Kbเกี่ยวข้องกับ_Kaสำหรับกรดคู่ควบ ในน้ำ ความเข้มข้นของ ไอออน ไฮดรอกไซด์[OH − ^]_{เกี่ยวข้อง}กับความเข้มข้นของไอออนไฮโดรเจนโดยKw ₌ [H + ^] [OH ⁻ ]ดังนั้น $${\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} ={\frac {K_{\mathrm {w} }}{\mathrm {[H^{+}]} }}}$$

การแทนค่าการแสดงออกของ[OH ⁻ ]ลงในการแสดงออกของK _bจะได้ $${\displaystyle K_{\text{b}}={\frac {[\mathrm {HB^{+}} ]K_{\text{w}}}{\mathrm {[B][H^{+}]} }}={\frac {K_{\text{w}}}{K_{\text{a}}}}}$$

เมื่อK _a , K _bและK _wถูกกำหนดภายใต้เงื่อนไขอุณหภูมิและความแรงไอออนเดียวกัน จะได้ว่า เมื่อนำค่าโคโลการิ ทึมมาใช้ จะได้ ว่า p K _b  = p K _w  − p K _aในสารละลายในน้ำที่อุณหภูมิ 25 °C ค่า p K _wคือ 13.9965 ^{[ 32 ]}ดังนั้น

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

ด้วยความแม่นยำ ที่เพียงพอสำหรับวัตถุประสงค์ ^ในทางปฏิบัติส่วนใหญ่ ในความเป็นจริงไม่จำเป็นต้องกำหนด p K _bแยกต่างหากจาก p K _a [ ^{33 ]}แต่ได้ดำเนินการไว้ที่นี่เนื่องจากมักจะพบเฉพาะค่า p K _bในเอกสารเก่า เท่านั้น

สำหรับไอออนโลหะที่ผ่านกระบวนการไฮโดรไลซิส ค่า_Kb สามารถนิยามได้ว่าเป็นค่าคงที่ การแตกตัว แบบทีละขั้น$${\displaystyle {\begin{aligned}\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q}&\leftrightharpoons \mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q-1}^{+}+{\ce {OH-}}\\K_{\mathrm {b} }&={\frac {[\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q-1}^{+}][{\ce {OH-}}]}{[\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q}]}}\\\end{aligned}}}$$

นี่คือค่าผกผันของค่าคงที่การเชื่อมโยงสำหรับการก่อตัวของสารเชิงซ้อน

เนื่องจากความสัมพันธ์pKb  = pKw  − _{pKa ใช้ได้}เฉพาะในสารละลายในน้ำเท่านั้น (แม้ว่าความสัมพันธ์ที่คล้ายคลึงกันจะใช้ได้กับตัวทำละลายแอมโฟเทอริกอื่นๆ₎ สาขาย่อยของเคมี เช่นเคมีอินทรีย์ซึ่งมักเกี่ยวข้องกับสารละลายที่ไม่ใช่น้ำ โดยทั่วไปจึงไม่ใช้pKbเป็นตัววัดความเป็นเบส แต่ จะใช้ ค่า pKa _{ของกรด}คู่ควบ ซึ่งเขียนแทนด้วย_pKaH เมื่อต้องการหาปริมาณความเป็นเบส สำหรับเบส B และกรดคู่ควบ BH ⁺ ที่ อยู่ในสมดุล ค่านี้กำหนดได้ดังนี้ $${\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {aH} }(\mathrm {B} )=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }({\ce {BH+}})=-\log _{10}{\Big (}{\frac {[{\ce {B}}][{\ce {H+}}]}{[{\ce {BH+}}]}}{\Big )}}$$

ค่า pKaH ที่สูงขึ้นแสดง ถึงความ _เป็นเบสที่แรงขึ้น ตัวอย่างเช่น ค่าpKaH ( C ₅ H _{5 N )} = 5.25และpKaH ((CH ₃ CH ₂ ) ₃ N) = 10.75แสดงว่า(CH ₃ CH ₂ ) ₃ N (ไตรเอทิลอะมีน) เป็นเบสที่แรงกว่าC ₅ H ₅ N _{( ไพริ} ดีน)

สารแอมโฟเทอริกคือสารที่สามารถทำหน้าที่เป็นกรดหรือเบสได้ ขึ้นอยู่กับค่า pH น้ำ (ดังภาพด้านล่าง) เป็นสารแอมโฟเทอริก อีกตัวอย่างหนึ่งของโมเลกุลแอมโฟเทอริกคือไอออนไบคาร์บอเนตHCO₃⁻−3นั่นคือเบสคู่ควบของโมเลกุลกรดคาร์บอนิก_{H₂CO₃ ใน}สภาวะสมดุล

H₂CO₃ ₊ H₂O _⇌ HCO_​​−3+ H ₃ O ⁺

แต่ยังรวมถึงกรดคู่ควบของไอออนคาร์บอเนตCO ด้วย2−3ใน (ด้านตรงข้ามของ) สมดุล

เอชโค−3+ OH ⁻ ⇌ CO2−3+ H ₂ O

สมดุล ของกรดคาร์บอนิกมีความสำคัญต่อการรักษาสมดุลกรด-เบสในร่างกายมนุษย์

กรดอะมิโนก็เป็นสารแอมโฟเทอริกเช่นกัน โดยมีความซับซ้อนเพิ่มเติมคือ โมเลกุลที่เป็นกลางนั้นอยู่ภายใต้สมดุลกรด-เบสภายใน ซึ่งหมู่เอมีโนที่เป็นเบสจะดึงดูดและจับกับโปรตอนจากหมู่คาร์บอกซิลที่เป็นกรด ทำให้เกิดซวิตเทอร์ไอออนขึ้น

NH ₂ CHRCO ₂ H ⇌ NH ₃ + CHRCO−2

ที่ค่า pH น้อยกว่าประมาณ 5 ทั้งหมู่คาร์บอกซิเลตและหมู่เอมีนจะถูกโปรตอนจับไว้ เมื่อค่า pH เพิ่มขึ้น กรดจะแตกตัวตามสมการ

NH ₃ + CHRCO ₂ H ⇌ NH ₃ + CHRCO−2+ H ⁺

ที่ค่า pH สูง อาจเกิดการแตกตัวครั้งที่สองขึ้นได้

NH ₃ + CHRCO−2⇌ NH ₂ CHRCO−2+ H ⁺

ดังนั้นโมเลกุลของกรดอะมิโนจึงมีคุณสมบัติเป็นแอมโฟเทอริก เนื่องจากสามารถรับโปรตอนหรือกำจัดโปรตอนได้

โมเลกุลของน้ำอาจรับหรือสูญเสียโปรตอนได้ จึงกล่าวได้ว่าน้ำเป็นสารแอมฟิโปรติกสมดุลการแตกตัวเป็นไอออนสามารถเขียนได้ดังนี้

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

ในสารละลายในน้ำH ⁺หมายถึง โปรตอน ที่ถูกล้อมรอบด้วย_{โมเลกุล} น้ำ มักเขียนในรูปไอออนไฮโดรเนียมH3O + แต่สูตรนี้ไม่ถูกต้องแม่นยำ เพราะในความเป็นจริงแล้วมีการล้อมรอบด้วย ^{โมเลกุล} น้ำมากกว่าหนึ่งโมเลกุล และ สารประกอบอื่น _ๆเช่นH5O+2, H ₇ O+3และH ₉ O+4มีอยู่ด้วยเช่นกัน^{[ 34 ]}

ค่าคงที่สมดุลกำหนดโดย

${\displaystyle K_{\text{a}}=\mathrm {\frac {[H^{+}][OH^{-}]}{[H_{2}O]}} }$

สำหรับสารละลายที่มีความเข้มข้นของตัวถูกละลายไม่สูงมากนัก สามารถถือว่าความเข้มข้น[H₂O _]มีค่าคงที่ โดยไม่ขึ้นอยู่กับตัวถูกละลาย และสามารถแทนที่นิพจน์นี้ด้วย

${\displaystyle K_{\text{w}}=[\mathrm {H} ^{+}][\mathrm {OH} ^{-}]\,}$

ค่า คงที่ การแตกตัวเป็นไอออนเองของน้ำK _wจึงเป็นเพียงกรณีพิเศษของค่าคงที่การแตกตัวของกรดนอกจากนี้ยังสามารถกำหนด รูปแบบลอการิทึมที่คล้ายกับ p K _{a ได้อีกด้วย}

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\text{w}}=-\log _{10}\left(K_{\text{w}}\right)}$

ข้อมูลเหล่านี้สามารถจำลองได้ด้วยพาราโบลาที่มี

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {w} }=14.94-0.04209\ T+0.0001718\ T^{2}}$

จากสมการนี้ p K _w  = 14 ที่อุณหภูมิ 24.87 °C ที่อุณหภูมินั้นทั้งไอออนไฮโดรเจนและไอออนไฮดรอกไซด์มีความเข้มข้น 10 ⁻⁷  M

ตัวทำละลายจะมีแนวโน้มที่จะส่งเสริมการแตกตัวเป็นไอออนของโมเลกุลกรดที่ละลายในสถานการณ์ต่อไปนี้: ^{[ 36 ]}

1. เป็นตัวทำละลายโปรติกที่สามารถสร้างพันธะไฮโดรเจนได้
2. มีจำนวนผู้บริจาค สูง ทำให้เป็นฐานลูอิสที่ แข็งแกร่ง
3. สารนี้มีค่าคงที่ไดอิเล็กตริก สูง (ค่าสภาพยอมทางไฟฟ้าสัมพัทธ์) ทำให้เป็นตัวทำละลายที่ดีสำหรับสารประกอบไอออนิก

ค่า pKaของสารประกอบอินทรีย์มักจะได้รับโดยใช้ตัวทำละลายอะโปรติก เช่นไดเมทิลซัลฟอกไซด์₍ DMSO) ^{[ 36 ]}และอะซีโตไนไตรล์ (ACN) ^{[ 37 ]}

DMSO ถูกใช้กันอย่างแพร่หลายเป็นทางเลือกแทนน้ำ เนื่องจากมีค่าคงที่ไดอิเล็กตริกต่ำกว่าน้ำ และมีความเป็นขั้วน้อยกว่า จึงละลายสารที่ไม่เป็นขั้วและไม่ชอบน้ำได้ง่ายกว่า มีค่า pKa ที่วัดได้อยู่ใน_ช่วงประมาณ 1 ถึง 30 อะซีโตไนไตรล์มีความเป็นเบสน้อยกว่า DMSO ดังนั้นโดยทั่วไปแล้ว กรดจะอ่อนกว่าและเบสจะแรงกว่าในตัวทำละลายนี้ ค่า pKa บาง_ค่าที่ 25 °C สำหรับอะซีโตไนไตรล์ (ACN) ^{[ 38 ] [ 39 ] [ 40 ]}และไดเมทิลซัลฟอกไซด์ (DMSO) ^{[ 41 ]}แสดงอยู่ในตารางต่อไปนี้ ค่าของน้ำรวมอยู่ด้วยเพื่อการเปรียบเทียบ

การแตกตัวเป็นไอออนของกรดในตัวทำละลายที่เป็นกรดจะน้อยกว่าในน้ำ ตัวอย่างเช่นไฮโดรเจนคลอไรด์เป็นกรดอ่อนเมื่อละลายในกรดอะซิติกเนื่องจากกรดอะซิติกเป็นเบสที่อ่อนกว่าน้ำมาก

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

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

เปรียบเทียบปฏิกิริยานี้กับสิ่งที่เกิดขึ้นเมื่อกรดอะซิติกละลายในตัวทำละลายที่เป็นกรดมากกว่าอย่างกรดซัลฟิวริกบริสุทธิ์: ^{[ 42 ]}

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

สารประกอบไดออลเจมินัลที่ไม่น่าจะเป็นไปได้CH ₃ C(OH)+2มีความเสถียรในสภาพแวดล้อมเหล่านี้ สำหรับสารละลายในน้ำ มาตราส่วน pH เป็น ฟังก์ชันความเป็นกรดที่สะดวกที่สุด^{[ 43 ]}มีการเสนอฟังก์ชันความเป็นกรดอื่นๆ สำหรับตัวกลางที่ไม่ใช่น้ำ โดยที่โดดเด่นที่สุดคือฟังก์ชันความเป็นกรดของ Hammett , H ₀สำหรับ ตัวกลางที่ เป็นกรดยิ่งยวดและเวอร์ชันที่ดัดแปลงH ₋สำหรับตัวกลางที่เป็นเบสยิ่งยวด^{[ 44 ]}

ในตัวทำละลายอะโปรติกโอลิโกเมอร์เช่นไดเมอร์ ของกรดอะซิติกที่รู้จักกันดี อาจเกิดขึ้นจากพันธะไฮโดรเจน กรดอาจสร้างพันธะไฮโดรเจนกับเบสคู่ควบของมัน กระบวนการนี้เรียกว่าโฮโมคอนจูเกชันซึ่งมีผลในการเพิ่มความเป็นกรดของกรด ลดค่า pKa ที่มีประสิทธิภาพลงโดย การทำให้เบสคู่ควบมีเสถียรภาพ โฮโมคอนจู _เกชันช่วยเพิ่มพลังการให้โปรตอนของกรดโทลูอีนซัลโฟนิกในสารละลายอะซีโตไนไตรล์ได้เกือบ 800 เท่า^{[ 45 ]}

ในสารละลายที่เป็นน้ำ การเกิดโฮโมคอนจูเกชันจะไม่เกิดขึ้น เนื่องจากน้ำสร้างพันธะไฮโดรเจนที่แข็งแรงกว่ากับเบสคู่ควบมากกว่ากรด

เมื่อสารประกอบมีความสามารถในการละลายในน้ำจำกัด เป็นเรื่องปกติ (เช่น ในอุตสาหกรรมยา) ที่จะกำหนด_ค่าpKaในส่วนผสมของตัวทำละลาย เช่น น้ำ/ ไดออกเซนหรือ น้ำ/ เมทานอลซึ่งสารประกอบนั้นละลายได้ดีกว่า^{[ 47 ]}ในตัวอย่างที่แสดงทางด้านขวา_ค่าpKaเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็วเมื่อเปอร์เซ็นต์ของไดออกเซนเพิ่มขึ้น เนื่องจากค่าคงที่ไดอิเล็กตริกของส่วนผสมลดลง

_ค่า pKa ที่ได้จากตัวทำละลายผสมไม่สามารถนำมาใช้กับสารละลายในน้ำได้โดยตรง เหตุผลก็คือ เมื่อตัวทำละลายอยู่ในสภาวะมาตรฐาน ค่ากิจกรรมของตัวทำละลายจะถูกกำหนดให้เป็นหนึ่ง ตัวอย่างเช่น สภาวะมาตรฐานของสารละลายผสมน้ำและไดออกเซนในอัตราส่วน 9:1 คือสารละลายผสมนั้นโดยไม่มีตัวถูกละลายเพิ่มเติม เพื่อให้ได้_ค่าpKaสำหรับใช้กับสารละลายในน้ำ จะต้องทำการประมาณค่าโดยการขยายค่าไปยังความเข้มข้นของตัวทำละลายร่วมเป็นศูนย์จากค่าที่ได้จากสารละลายผสมต่างๆ

ข้อเท็จจริงเหล่านี้ถูกบดบังด้วยการละเว้นตัวทำละลายจากสูตรที่ใช้ในการกำหนดค่า pKa โดยปกติ_แต่ค่า pKa _ที่ได้ใน ตัวทำละลายผสม ที่กำหนดสามารถนำมาเปรียบเทียบกันได้ เพื่อให้ได้ค่าความแรงของกรดสัมพัทธ์ เช่นเดียวกับค่า pKa _ที่ได้ในตัวทำละลายที่ไม่ใช่น้ำโดยเฉพาะ เช่น DMSO

ยังไม่มีการพัฒนามาตราส่วนสากลที่ไม่ขึ้นกับตัวทำละลายสำหรับค่าคงที่การแตกตัวของกรด เนื่องจากไม่มีวิธีใดที่ทราบในการเปรียบเทียบสถานะมาตรฐานของตัวทำละลายสองชนิดที่แตกต่างกัน

กฎข้อที่สองของ Pauling คือค่า pKa แรกสำหรับ_กรดที่มีสูตร XO _m (OH) _nขึ้นอยู่กับจำนวนกลุ่มออกโซm เป็นหลัก และแทบจะไม่ขึ้นอยู่กับจำนวนกลุ่มไฮดรอกซีnและอะตอมกลาง X ด้วย ค่าโดยประมาณของ pKa _คือ8สำหรับm  = 0, 2 สำหรับm  = 1, −3 สำหรับm  = 2 และ < −10 สำหรับ_m =  3 ^{[ 29 ]}หรืออีกทางหนึ่ง มีการเสนอสูตรเชิงตัวเลขต่างๆ รวมถึงpKa ₌  8 − 5 m (ที่รู้จักกันในชื่อ กฎ ของ Bell ) ^{[ 30 ] [ 48 ]} pKa =  7 − 5 m , ^{[ 31 ] [ 49 ]}หรือpKa ₌  9 − 7 m ^{[ 30 ]}การพึ่งพาmสัมพันธ์กับสถานะออกซิเดชันของอะตอมกลาง X: ยิ่งสถานะออกซิเดชันสูง กรดออกซีก็จะยิ่งแข็งแกร่งขึ้น

ตัวอย่างเช่น ค่า pKa ของ_HClOคือ 7.2 สำหรับ HClO2 _คือ 2.0 สำหรับ HClO3 _คือ −1 และ HClO4 _เป็นกรดแก่ ( pKa _≪ 0 ) ^{[ 8 ]} _{ความเป็นกรดที่เพิ่มขึ้นเมื่อเพิ่มกลุ่มออกโซนั้นเกิดจากการทำให้เบสคู่ควบมีเสถียรภาพ มาก}ขึ้นโดยการกระจายประจุลบไปทั่วอะตอมออกซิเจนเพิ่มเติม^{[ 48 ]}กฎนี้สามารถช่วยในการกำหนดโครงสร้างโมเลกุลได้ ตัวอย่างเช่นกรดฟอสฟอรัสซึ่งมีสูตรโมเลกุล H3PO3 มีค่า apKa ใกล้_{เคียง2}ซึ่งบ่งชี้ว่าโครงสร้างคือ HPO(OH) ₂ ดังที่ได้ รับการยืนยันในภายหลังโดยสเปกโทรสโกปี NMRและไม่ใช่ P(OH) ₃ซึ่งคาดว่าจะมีค่า apKa ใกล้_{เคียง} 8 ^{[ 49 ]}

ผลเหนี่ยวนำและผลเมโซเมอริกมีผลต่อ_ค่าpKaตัวอย่างง่ายๆ คือผลของการแทนที่อะตอมไฮโดรเจนในกรดอะซิติกด้วยอะตอมคลอรีนที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า ผลการดึงอิเล็กตรอนของหมู่แทนที่ทำให้การแตกตัวเป็นไอออนง่ายขึ้น ดังนั้นค่า pKa ที่ต่อเนื่องกันจึง_ลดลงตามลำดับ 4.7, 2.8, 1.4 และ 0.7 เมื่อมีอะตอมคลอรีน 0, 1, 2 หรือ 3 อะตอม^{[ 50 ]}สมการแฮมเมตต์ให้การแสดงออกทั่วไปสำหรับผลของหมู่แทนที่^{[ 51 ]}

log( K _a ) = log( K⁰ _ก.) + ρσ.

K _aคือค่าคงที่การแตกตัวของสารประกอบที่ถูกแทนที่K⁰ _ก.K_a คือค่าคงที่การแตกตัวเมื่อหมู่แทนที่คือไฮโดรเจน ρ คือคุณสมบัติของสารประกอบที่ไม่มีหมู่แทนที่ และ σ มีค่าเฉพาะสำหรับหมู่แทนที่แต่ละชนิด กราฟของ log( K_{_a} ) เทียบกับ σ จะได้เส้นตรงที่มีจุดตัดแกน y เป็น log( K _a)⁰ _ก.) และความชัน ρ นี่เป็นตัวอย่างของความสัมพันธ์พลังงานอิสระเชิงเส้นเนื่องจาก log( K _a ) เป็นสัดส่วนกับการเปลี่ยนแปลงพลังงานอิสระมาตรฐาน Hammett เดิมที^{[ 52 ]}ได้กำหนดความสัมพันธ์โดยใช้ข้อมูลจากกรดเบนโซอิกที่มีหมู่แทนที่ต่างกันใน ตำแหน่ง ออร์โธและพารา:ค่าตัวเลขบางส่วนอยู่ในสมการของ Hammettการศึกษานี้และการศึกษาอื่นๆ ทำให้สามารถจัดลำดับหมู่แทนที่ตาม พลัง การดึงอิเล็กตรอนหรือการปล่อยอิเล็กตรอนและแยกแยะความแตกต่างระหว่างผลเหนี่ยวนำและผลเมโซเมอริกได้^{[ 53 ] [ 54 ]}

โดยปกติแล้ว แอลกอฮอล์จะไม่แสดงพฤติกรรมเป็นกรดในน้ำ แต่การมีพันธะคู่ติดกับหมู่ OH สามารถลดค่า pKa ลงได้อย่างมาก_ด้วยกลไกของสมดุลคีโต-อีโนล กรดแอสคอร์บิกเป็นตัวอย่างหนึ่งของปรากฏการณ์นี้ ไดคีโตน 2,4-เพนทาเนไดโอน ( อะเซทิลอะซีโตน ) ก็เป็นกรดอ่อนเช่นกันเนื่องจากสมดุลคีโต-อีโนล ในสารประกอบอะโรมาติก เช่นฟีนอลซึ่งมีหมู่ OH เป็นตัวแทนการเชื่อมต่อกับวงแหวนอะโรมาติกโดยรวมจะเพิ่มความเสถียรของรูปแบบที่ถูกกำจัดโปรตอนอย่างมาก

กรดฟูมาริก

กรดมาเลอิก

ผลกระทบจากโครงสร้างก็มีความสำคัญเช่นกัน ความแตกต่างระหว่างกรดฟูมาริกและกรดมาเลอิกเป็นตัวอย่างคลาสสิก กรดฟูมาริกคือ (E)-1,4-but-2-enedioic acid ซึ่งเป็นไอโซเมอร์แบบทรานส์ ในขณะที่กรดมาเลอิกคือ ไอโซเมอร์แบบ ซิส ที่สอดคล้องกัน นั่น คือ (Z)-1,4-but-2-enedioic acid (ดูไอโซเมอร์แบบซิส-ทรานส์ ) กรดฟูมาริกมี_ค่าpKaประมาณ 3.0 และ 4.5 ​​ในทางตรงกันข้าม กรดมาเลอิกมี_ค่าpKaประมาณ 1.5 และ 6.5 เหตุผลของความแตกต่างที่มากนี้คือ เมื่อโปรตอนหนึ่งตัวถูกกำจัดออกจาก ไอโซเมอร์ แบบซิส (กรดมาเลอิก) จะเกิด พันธะไฮโดรเจนภายใน โมเลกุลที่แข็งแรงกับหมู่คาร์บอกซิลที่เหลืออยู่ใกล้เคียง ซึ่งเอื้อต่อการเกิด H ⁺ของมาเลเอตและขัดขวางการกำจัดโปรตอนตัวที่สองออกจากสารประกอบนั้น ในไอ โซเมอร์ แบบทรานส์ หมู่คาร์บอกซิลทั้งสองจะอยู่ห่างกันมากเสมอ ดังนั้นจึงไม่พบพันธะไฮโดรเจน^{[ 55 ]}

โปรตอนสปองจ์ 1,8-บิส(ไดเมทิลอะมิโน)แนฟทาลีน มีค่า ap _K aเท่ากับ 12.1 เป็นเบสอะมีนที่แข็งแกร่งที่สุดชนิดหนึ่งเท่าที่รู้จัก ความเป็นเบสสูงนี้เกิดจากการคลายความเครียดเมื่อเกิดการโปรตอนไนเซชันและพันธะไฮโดรเจนภายในที่แข็งแรง^{[ 56 ] [ 57 ]}

ในส่วนนี้ควรกล่าวถึงผลกระทบของตัวทำละลายและการละลายด้วย ปรากฏว่าอิทธิพลเหล่านี้มีความละเอียดอ่อนกว่าอิทธิพลของตัวกลางไดอิเล็กทริกที่กล่าวถึงข้างต้น ตัวอย่างเช่น ลำดับความเป็นเบสของเมทิลอะมีนที่คาดการณ์ไว้ (จากผลทางอิเล็กตรอนของหมู่เมทิล) และสังเกตได้ในสถานะแก๊ส คือ Me₃N _> Me₂NH _> MeNH₂ > _NH₃จะเปลี่ยนไปเมื่อมีน้ำเป็น Me₂NH _> MeNH₂ > Me₃N _> NH₃ _{โมเลกุล}เมทิลอะมีนที่เป็นกลางจะเกิดพันธะไฮโดรเจนกับโมเลกุลน้ำโดยส่วนใหญ่ผ่านตัวรับหนึ่งตัว คือ N–HOH และบางครั้งอาจมีพันธะตัวให้เพิ่มอีกหนึ่งตัว คือ NH–OH₂ _{ดังนั้นเมทิล อะมีนจึงมีความเสถียรในระดับใกล้เคียงกันเมื่อ ถูก}ไฮเดรชั่น ไม่ว่าจะมีจำนวนหมู่เมทิลกี่หมู่ก็ตาม ในทางตรงกันข้าม ไอออนบวกเมทิลแอมโมเนียมที่สอดคล้องกันจะใช้โปรตอนที่มีอยู่ทั้งหมด สำหรับ พันธะ ตัวให้ NH– _OH₂ เสมอ ความเสถียรสัมพัทธ์ของไอออนเมทิลแอมโมเนียมจึงลดลงตามจำนวนหมู่เมทิล ซึ่งอธิบายลำดับความเป็นเบสของน้ำของเมทิลอะมีน^{[ 5 ]}

ค่าคงที่สมดุลมีความสัมพันธ์กับการเปลี่ยนแปลง พลังงานกิบส์มาตรฐานของปฏิกิริยา ดังนั้นสำหรับค่าคงที่การแตกตัวของกรดจึงมีความสัมพันธ์กัน

${\displaystyle \Delta G^{\ominus }=-RT\ln K_{\text{a}}\approx 2.303RT\ \mathrm {p} K_{\text{a}}}$.

Rคือค่าคงที่ของแก๊สและTคืออุณหภูมิสัมบูรณ์โปรดทราบว่าpK a ₌ −log( K _a )และ2.303 ≈ ln (10)ที่ 25 °C, ΔG⊖ ใน kJ·mol⁻¹ ^{≈ 5.708} pK a ₍ 1 kJ·mol⁻¹ ⁼ 1000 จูลต่อโมล ) พลังงานอิสระประกอบด้วย เทอม เอนทาลปีและเทอมเอนโทรปี^{[ 12 ]}

${\displaystyle \Delta G^{\ominus }=\Delta H^{\ominus }-T\Delta S^{\ominus }}$

การเปลี่ยนแปลงเอนทาลปีมาตรฐานสามารถกำหนดได้โดยแคลอริเมตรีหรือโดยใช้สมการของแวนต์ฮอฟฟ์แม้ว่าวิธีการแคลอริเมตรีจะเหมาะสมกว่าก็ตาม เมื่อกำหนดการเปลี่ยนแปลงเอนทาลปีมาตรฐานและค่าคงที่การแตกตัวของกรดแล้ว การเปลี่ยนแปลงเอนโทรปีมาตรฐานสามารถคำนวณได้ง่ายจากสมการข้างต้น ในตารางต่อไปนี้ เทอมเอนโทรปีคำนวณจากค่าทดลองของ pKa และ ΔH⊖ ^{ข้อมูล}ได้รับ_การคัดเลือกอย่างรอบคอบและอ้างอิงถึง 25 °C และความแรงไอออนเป็นศูนย์ในน้ำ^{[ 12 ]}

ประเด็นแรกที่ควรสังเกตคือ เมื่อpKa _เป็นบวก การเปลี่ยนแปลงพลังงานอิสระมาตรฐานสำหรับปฏิกิริยาการแตกตัวก็จะเป็นบวกเช่นกัน ประการที่สอง ปฏิกิริยาบางอย่างเป็นแบบคายความร้อนและบางอย่างเป็นแบบดูดความร้อน แต่เมื่อ ΔH⊖ เป็นลบ TΔS⊖ จะเป็นปัจจัยหลักซึ่งกำหนด^ว่า ΔG⊖ เป็น บวก ประการสุดท้าย การมีส่วนร่วมของเอน ^โทรปีมักไม่เป็นที่พึงประสงค์ ( ^ΔS⊖ < 0 ) ในปฏิกิริยาเหล่านี้ ไอออนในสารละลายในน้ำมีแนวโน้มที่จะจัดเรียงโมเลกุลของน้ำโดยรอบ ซึ่ง ทำให้สารละลายเป็นระเบียบและลดเอนโทรปี การมีส่วนร่วมของไอออนต่อเอนโทรปีคือ^เอน โทรปี โมลาร์บางส่วนซึ่งมักจะเป็นลบ โดยเฉพาะอย่างยิ่งสำหรับไอออนขนาดเล็กหรือมีประจุสูง^{[ 58 ]}การแตกตัวเป็นไอออนของกรดที่เป็นกลางเกี่ยวข้องกับการก่อตัวของไอออนสองตัว ดังนั้นเอนโทรปีจึงลดลง⁽ ΔS⊖ < 0 ) ในการแตกตัวเป็นไอออนครั้งที่สองของกรดชนิดเดียวกัน จะมีไอออนเกิดขึ้นสามตัว และแอนไอออนมีประจุ ดังนั้นเอนโทรปีจึงลดลงอีกครั้ง

โปรดทราบว่า การเปลี่ยนแปลงพลังงานอิสระ มาตรฐานสำหรับปฏิกิริยานั้น คือการเปลี่ยนแปลงจากสารตั้งต้นในสถานะมาตรฐานไปสู่ผลิตภัณฑ์ในสถานะมาตรฐาน การเปลี่ยนแปลงพลังงานอิสระที่สมดุลจะมีค่าเป็นศูนย์ เนื่องจากศักย์เคมีของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์มีค่าเท่ากันที่สมดุล

การหาค่า pKa เชิงทดลอง_มักทำโดยวิธีการไทเทรตในตัวกลางที่มีความเข้มข้นของไอออนสูงและที่อุณหภูมิคงที่^{[ 59 ]}ขั้นตอนทั่วไปจะเป็นดังนี้ สารละลายของสารประกอบในตัวกลางจะถูกทำให้เป็นกรดด้วยกรดแก่จนกระทั่งสารประกอบนั้นถูกโปรตอนอย่างสมบูรณ์ จากนั้นสารละลายจะถูกไทเทรตด้วยเบสแก่จนกระทั่งโปรตอนทั้งหมดถูกกำจัดออกไป ในแต่ละจุดของการไทเทรตจะวัดค่า pH โดยใช้อิเล็กโทรดแก้วและเครื่องวัด pH ค่าคงที่สมดุลจะพบได้โดยการปรับค่า pH ที่ ^{คำนวณ}ได้ให้เข้ากับค่าที่สังเกตได้โดยใช้วิธีการกำลังสองน้อยที่สุด^[ 60 ^]

ปริมาณรวมของเบสแก่ที่เติมควรมีน้อยเมื่อเทียบกับปริมาณเริ่มต้นของสารละลายไทเทรนต์ เพื่อรักษาระดับความเข้มข้นของไอออนให้คงที่เกือบตลอดเวลา ซึ่งจะช่วยให้ค่า pKa _ไม่เปลี่ยนแปลงตลอดการไทเทรต

ทางด้านขวาแสดงเส้นโค้งการไทเทรตที่คำนวณได้ สำหรับกรดออกซาลิก กรดออกซาลิกมี _ค่าpKaเท่ากับ 1.27 และ 4.27 ดังนั้น บริเวณบัฟเฟอร์จะอยู่ตรงกลางที่ค่า pH ประมาณ 1.3 และ 4.3 บริเวณบัฟเฟอร์เหล่านี้มีข้อมูลที่จำเป็นในการหา_ค่าpKaเนื่องจากความเข้มข้นของกรดและเบสคู่ควบเปลี่ยนแปลงไปตามบริเวณบัฟเฟอร์

ระหว่างบริเวณบัฟเฟอร์ทั้งสอง มีจุดสิ้นสุด หรือจุดสมดุลอยู่ที่ประมาณ pH 3 จุดสิ้นสุดนี้ไม่คมชัด และเป็นลักษณะทั่วไปของกรดไดโปรติกที่มีบริเวณบัฟเฟอร์ทับซ้อนกันเล็กน้อย: pK a2 − pK a1 มีค่าประมาณ_สาม  ในตัวอย่าง_นี้ (ถ้าความแตกต่างของค่า pK มีค่าประมาณสองหรือน้อยกว่านั้น จุดสิ้นสุดจะไม่สังเกตเห็นได้) จุดสิ้นสุดที่สองเริ่มต้นที่ประมาณ pH 6.3 และคมชัด ซึ่งบ่งชี้ว่าโปรตอนทั้งหมดถูกกำจัดออกไปแล้ว เมื่อเป็นเช่นนี้ สารละลายจะไม่เป็นบัฟเฟอร์ และ pH จะเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็วเมื่อเติมเบสแก่ในปริมาณเล็กน้อย อย่างไรก็ตาม pH จะไม่เพิ่มขึ้นอย่างไม่มีที่สิ้นสุด บริเวณบัฟเฟอร์ใหม่เริ่มต้นที่ประมาณ pH 11 (pK w ₋  3) ซึ่งเป็นจุดที่การแตกตัวเป็นไอออนของน้ำเองมีความสำคัญ

การวัดค่า pH ที่น้อยกว่า 2 ในสารละลายในน้ำด้วยอิเล็กโทรดแก้วนั้น ทำได้ยากมาก เนื่องจากสมการเนิร์นสต์จะล้มเหลวที่ค่า pH ต่ำเช่นนี้ ในการหาค่า pK ที่น้อยกว่าประมาณ 2 หรือมากกว่าประมาณ 11 อาจใช้การวัด สเปกโทรโฟโตเมตริก^{[ 61 ] [ 62 ]}หรือNMR ^{[ 63 ] [ 64 ]}แทนหรือใช้ร่วมกับการวัดค่า pH ก็ได้

เมื่อไม่สามารถใช้อิเล็กโทรดแก้วได้ เช่นในกรณีของสารละลายที่ไม่มีน้ำ มักจะใช้วิธีสเปกโตรโฟโตเมตริก^{[ 39 ]}ซึ่งอาจเกี่ยวข้องกับ การวัด การดูดกลืนแสงหรือการเรืองแสงในทั้งสองกรณี ปริมาณที่วัดได้จะถือว่าแปรผันตรงกับผลรวมของส่วนประกอบจากแต่ละชนิดที่ไวต่อแสง โดยในการวัดการดูดกลืนแสง จะถือว่า กฎของเบียร์-แลมเบิร์ตใช้ได้

แคลอริเมตรีไทเทรชันแบบไอโซเทอร์มอล (ITC) อาจใช้เพื่อกำหนดทั้งค่า ap K และเอนทาลปีมาตรฐานที่สอดคล้องกันสำหรับการแตกตัวของกรด ^{[ 65 ]}ซอฟต์แวร์สำหรับการคำนวณจะจัดหาโดยผู้ผลิตเครื่องมือสำหรับระบบที่เรียบง่าย

_{สารละลายในน้ำที่ใช้น้ำธรรมดาไม่ สามารถ}ใช้สำหรับ การวัด ^1H NMR ได้ แต่ต้องใช้น้ำหนักเบา ( D₂O ) แทน อย่างไรก็ตาม ข้อมูล ^13C NMR สามารถใช้กับน้ำธรรมดาได้ และ สเปกตรัม ^1H NMR สามารถใช้กับตัวกลางที่ไม่ใช่น้ำได้ ปริมาณที่วัดด้วย NMR คือค่าการเลื่อนทางเคมี เฉลี่ยตามเวลา เนื่องจากกระบวนการแลกเปลี่ยนโปรตอนเกิดขึ้นอย่างรวดเร็วในระดับเวลาของ NMR ค่าการเลื่อนทางเคมีอื่นๆ เช่น ค่าของ^31Pก็สามารถวัดได้เช่นกัน

สำหรับกรดโพลีโปรติกบางชนิด การแตกตัว (หรือการรวมตัว) เกิดขึ้นที่ตำแหน่งที่ไม่สมดุลมากกว่าหนึ่งตำแหน่ง^{[ 5 ]}และค่าคงที่สมดุลระดับมหภาคที่สังเกตได้ หรือค่าคงที่ระดับมหภาค เป็นผลรวมของค่าคงที่ระดับจุลภาคที่เกี่ยวข้องกับชนิดที่แตกต่างกัน เมื่อสารตั้งต้นหนึ่งตัวก่อให้เกิดผลิตภัณฑ์สองตัวพร้อมกัน ค่าคงที่ระดับมหภาคจะเป็นผลรวมของค่าคงที่ระดับจุลภาคสองตัวตัวอย่างเช่น การกำจัดโปรตอนของกรดอะมิโนซิสเทอีนซึ่งมีอยู่ในสารละลายในรูปของ ซ วิตเทอร์ไอออน ที่เป็นกลาง HS−CH ₂ −CH(NH${\displaystyle K=K_{X}+K_{Y}.}$+3)−COO ⁻ . ค่าคงที่ไมโครสองค่าแสดงถึงการดีโปรโตเนชันที่ซัลเฟอร์หรือที่ไนโตรเจน และผลรวมของค่าคงที่มาโครในที่นี้คือค่าคงที่การแตกตัวของกรด^{[ 66 ]}${\displaystyle K_{\mathrm {a} }=K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}+K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$

ในทำนองเดียวกัน เบสอย่างเช่นสเปอร์มีนมีตำแหน่งที่สามารถเกิดการโปรตอนได้มากกว่าหนึ่งตำแหน่ง ตัวอย่างเช่น การโปรตอนเดี่ยวสามารถเกิดขึ้นได้ที่ หมู่ −NH₂ ปลาย _สุด หรือที่ หมู่−NH−ภายใน ค่า K_{_b} สำหรับการแตกตัวของสเปอร์มีนที่ถูกโปรตอนที่ตำแหน่งใดตำแหน่งหนึ่งเป็นตัวอย่างของค่าคงที่ระดับจุลภาคซึ่งไม่สามารถหาได้โดยตรงด้วยวิธีการวัดค่า pH การดูดกลืนแสง การเรืองแสง หรือ NMR ค่า K_{_b} ที่วัดได้ คือผลรวมของค่า K_b สำหรับปฏิกิริยาระดับจุลภาค

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

อย่างไรก็ตาม ตำแหน่งของการโปรตอนมีความสำคัญมากต่อการทำงานทางชีวภาพ ดังนั้นจึงมีการพัฒนาวิธีการทางคณิตศาสตร์เพื่อกำหนดค่าคงที่ขนาดเล็ก^{[ 67 ]}

เมื่อสารตั้งต้นสองชนิดก่อตัวเป็นผลิตภัณฑ์เดียวแบบขนาน ค่าคงที่มาโคร^{[ 66 ]}ตัวอย่างเช่น สมดุลข้างต้นสำหรับสเปอร์มีนอาจพิจารณาได้ในแง่ของ ค่า K _aของกรดคอนจูเกตเทาโทเมอริกสองชนิดโดยมีค่าคงที่มาโคร ในกรณีนี้ซึ่งเทียบเท่ากับนิพจน์ก่อนหน้า เนื่องจากเป็นสัดส่วนกับ${\displaystyle 1/K=1/K_{X}+1/K_{Y}.}$${\displaystyle 1/K_{\text{a}}=1/K_{{\text{a}},{\text{terminal}}}+1/K_{{\text{a}},{\text{internal}}}.}$${\displaystyle K_{\mathrm {b} }}$${\displaystyle 1/K_{\mathrm {a} }.}$

เมื่อสารตั้งต้นเกิดปฏิกิริยาสองปฏิกิริยาต่อเนื่องกัน ค่าคงที่มาโครสำหรับปฏิกิริยารวมจะเป็นผลคูณของค่าคงที่ไมโครสำหรับสองขั้นตอน ตัวอย่างเช่น ซิสเตอีนซวิตเทอร์ไอออนที่กล่าวถึงข้างต้นสามารถสูญเสียโปรตอนได้สองตัว ตัวหนึ่งจากกำมะถันและอีกตัวหนึ่งจากไนโตรเจน และค่าคงที่มาโครโดยรวมสำหรับการสูญเสียโปรตอนสองตัวจะเป็นผลคูณของค่าคงที่การแตกตัวสองค่า^{[ 66 ]}นอกจากนี้ยังสามารถเขียนในรูปของค่าคงที่ลอการิทึมได้ดังนี้${\displaystyle K=K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$${\displaystyle \mathrm {p} K=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}+\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$

ความรู้เกี่ยวกับค่า pKa _มีความสำคัญต่อการจัดการเชิงปริมาณของระบบที่เกี่ยวข้องกับสมดุลกรด-เบสในสารละลาย มีการประยุกต์ใช้มากมายในชีวเคมีตัวอย่างเช่น ค่า pKa _ของโปรตีนและ หมู่ข้างเคียง ของกรดอะมิโนมีความสำคัญอย่างยิ่งต่อกิจกรรมของเอนไซม์และความเสถียรของโปรตีน^{[ 68 ]}_ค่าpKaของโปรตีนไม่สามารถวัดได้โดยตรงเสมอไป แต่สามารถคำนวณได้โดยใช้วิธีทางทฤษฎีสารละลายบัฟเฟอร์ถูกนำมาใช้อย่างกว้างขวางเพื่อให้ได้สารละลายที่มีค่า pH ใกล้เคียงกับค่า pH ทางสรีรวิทยาสำหรับการศึกษาปฏิกิริยาทางชีวเคมี^{[ 69 ]}การออกแบบสารละลายเหล่านี้ขึ้นอยู่กับความรู้เกี่ยวกับ_ค่าpKaของส่วนประกอบต่างๆ สารละลายบัฟเฟอร์ที่สำคัญ ได้แก่MOPSซึ่งให้สารละลายที่มีค่า pH 7.2 และไตรซีนซึ่งใช้ใน เจล อิเล็กโทรโฟเรซิส [ ^{70 ] [ 71 ] การ}บัฟเฟอร์เป็นส่วนสำคัญของสรีรวิทยาของกรด -เบส รวมถึงภาวะสมดุลของกรด-เบส [ ^{72 ]}และเป็นกุญแจสำคัญในการทำความเข้าใจความผิดปกติ เช่น ความผิดปกติ ^ของกรด-เบส^{[ 73 ] [ 74 ] [ 75 ]}จุดไอโซอิเล็กทริกของโมเลกุลที่กำหนดเป็นฟังก์ชันของค่า pK ดังนั้นโมเลกุลที่แตกต่างกันจึงมีจุดไอโซอิเล็กทริกที่แตกต่างกัน ซึ่งทำให้สามารถใช้เทคนิคที่เรียกว่าไอ^โซอิเล็กทริกโฟกัสซิ่ง [ ^{76 ]}ซึ่งใช้สำหรับการแยกโปรตีนโดย อิเล็กโทรโฟ เร ซิสเจลโพลีอะคริลาไมด์แบบ 2 มิติ

สารละลายบัฟเฟอร์ยังมีบทบาทสำคัญในเคมีวิเคราะห์ อีกด้วย มีการใช้เมื่อใดก็ตามที่จำเป็นต้องรักษาระดับ pH ของสารละลายให้คงที่ที่ค่าใดค่าหนึ่ง เมื่อเปรียบเทียบกับสารละลายในน้ำ ระดับ pH ของสารละลายบัฟเฟอร์จะค่อนข้างไม่ไวต่อการเติมกรดแก่หรือเบสแก่ในปริมาณเล็กน้อย ความสามารถในการบัฟเฟอร์^{[ 77 ]}ของสารละลายบัฟเฟอร์แบบง่ายจะมีค่าสูงสุดเมื่อ pH = pKa ในการสกัดกรด-เบส_{ประสิทธิภาพ}ของการสกัดสารประกอบลงในเฟสอินทรีย์ เช่นอีเทอร์สามารถปรับให้เหมาะสมที่สุดได้โดยการปรับ pH ของเฟสในน้ำโดยใช้บัฟเฟอร์ที่เหมาะสม ที่ pH ที่เหมาะสม ความเข้มข้นของสารที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีค่าสูงสุด สารดังกล่าวจะละลายได้ดีกว่าในตัวทำละลายอินทรีย์ที่มีค่าคงที่ไดอิเล็กตริก ต่ำ กว่าในน้ำ เทคนิคนี้ใช้สำหรับการทำให้บริสุทธิ์ของกรดและเบสอ่อน^{[ 78 ]}

ตัวบ่งชี้ค่า pHคือกรดอ่อนหรือเบสอ่อนที่เปลี่ยนสีในช่วงค่า pH ที่เปลี่ยนผ่าน ซึ่งประมาณ pKa ± ₁  การออกแบบตัวบ่งชี้สากลต้องใช้ส่วนผสมของตัวบ่งชี้ที่มีค่า pKa ที่อยู่ติดกัน_แตกต่างกันประมาณสอง เพื่อให้ช่วงค่า pH ที่เปลี่ยนผ่านของตัวบ่งชี้เหล่านั้นทับซ้อนกันพอดี

ในทางเภสัชวิทยาการแตกตัวเป็นไอออนของสารประกอบจะเปลี่ยนแปลงพฤติกรรมทางกายภาพและคุณสมบัติระดับมหภาค เช่น ความสามารถในการละลายและความชอบไขมัน (log  p ) ตัวอย่างเช่น การแตกตัวเป็นไอออนของสารประกอบใดๆ จะเพิ่มความสามารถในการละลายในน้ำ แต่ลดความชอบไขมันลง สิ่งนี้ถูกนำไปใช้ในการพัฒนายาเพื่อเพิ่มความเข้มข้นของสารประกอบในเลือดโดยการปรับค่า pKa ของ_{กลุ่ม}ที่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้^{[ 79 ]}

ความรู้เกี่ยวกับค่า pKa _มีความสำคัญต่อความเข้าใจเกี่ยวกับสารประกอบเชิงซ้อนซึ่งเกิดจากการปฏิสัมพันธ์ระหว่างไอออนโลหะ Mm ⁺ที่ทำหน้าที่เป็นกรดลูอิสกับลิแกนด์ L ที่ทำหน้าที่เป็นเบสลูอิสอย่างไรก็ตาม ลิแกนด์อาจเกิดปฏิกิริยาโปรตอนเนชันได้เช่นกัน ดังนั้นการเกิดสารประกอบเชิงซ้อนในสารละลายในน้ำจึงสามารถแสดงได้ด้วยสัญลักษณ์ปฏิกิริยา

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

ในการหาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยานี้ ซึ่งลิแกนด์สูญเสียโปรตอน จะต้องทราบ _ค่าpKaของลิแกนด์ที่มีโปรตอน ในทางปฏิบัติ ลิแกนด์อาจเป็นโพลีโปรติก ตัวอย่างเช่นEDTA ⁴⁻สามารถรับโปรตอนได้สี่ตัว ในกรณีนั้น จะต้องทราบค่า pKa ทั้งหมด_{นอกจาก}นี้ไอออนโลหะยังเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส ได้ กล่าวคือ มันทำหน้าที่เป็นกรดอ่อน ดังนั้นค่า pK สำหรับปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสจึงต้องทราบด้วย^{[ 80 ]}

การประเมินอันตรายที่เกี่ยวข้องกับกรดหรือเบสอาจต้องอาศัยความรู้เกี่ยวกับค่า_pKa [ ^{81 ] ตัวอย่าง}เช่นไฮโดรเจนไซยาไนด์เป็นก๊าซพิษร้ายแรงมาก เนื่องจากไอออนไซยาไนด์จะยับยั้งเอนไซม์ไซโตโครมซีออกซิเดส ที่มีธาตุเหล็กเป็นองค์ประกอบ ไฮโดรเจนไซยาไนด์เป็นกรดอ่อนในสารละลายในน้ำ โดยมีค่า apKa _{ประมาณ}9ในสารละลายที่เป็นด่างเข้มข้น เช่น เหนือ pH 11 โซเดียมไซยาไนด์จะ "แตกตัวอย่างสมบูรณ์" ดังนั้นอันตรายจากก๊าซไฮโดรเจนไซยาไนด์จึงลดลงมาก ในทางกลับกัน สารละลายที่เป็นกรดนั้นอันตรายมาก เพราะไซยาไนด์ทั้งหมดอยู่ในรูปกรด การรับประทานไซยาไนด์ทางปากอาจถึงแก่ชีวิตได้ โดยไม่ขึ้นอยู่กับค่า pH เนื่องจากปฏิกิริยากับไซโตโครมซีออกซิเดส

ในวิทยาศาสตร์สิ่งแวดล้อมสมดุลกรด-เบสมีความสำคัญต่อทะเลสาบ^{[ 82 ]}และแม่น้ำ^{[ 83 ] [ 84 ]}ตัวอย่างเช่นกรดฮิวมิกเป็นส่วนประกอบสำคัญของน้ำธรรมชาติ อีกตัวอย่างหนึ่งเกิดขึ้นในสมุทรศาสตร์เคมี : ^{[ 85 ]}เพื่อหาปริมาณการละลายของเหล็ก(III) ในน้ำทะเลที่ระดับความเค็ม ต่างๆ ค่า pKaสำหรับ การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ไฮโดรไลซิ _สของเหล็ก(III) Fe(OH) ²⁺ , Fe(OH)+2และFe(OH) ₃ถูกกำหนดพร้อมกับผลคูณการละลายของเหล็กไฮดรอกไซด์^{[ 86 ]}

มีเทคนิคหลายอย่างในการกำหนด pKa ของ_สารเคมี ซึ่งนำไปสู่ความคลาดเคลื่อนระหว่างแหล่งข้อมูลต่างๆ ค่าที่วัดได้ดีมักจะอยู่ในช่วง 0.1 หน่วย ข้อมูลที่นำเสนอในที่นี้ได้มาจากการวัดที่อุณหภูมิ 25 °C ในน้ำ^{[ 8 ] [ 87 ]}สามารถดูค่าเพิ่มเติมได้ใน ส่วน อุณหพลศาสตร์ด้านบน ตารางค่า pKa ของ_กรดคาร์บอนที่วัดใน DMSO สามารถดูได้ในหน้าเกี่ยวกับคาร์บานไอออน

• ภาวะกรดเกิน
• กรดในไวน์ : กรดทาร์ทาริกกรดมาลิกและกรดซิตริกเป็นกรดหลักในไวน์
• ภาวะด่าง
• ก๊าซในเลือดแดง
• สมดุลทางเคมี
• ค่าการนำไฟฟ้า (อิเล็กโทรไลติก)
• กลไกของกรอตทัส : วิธีที่โปรตอนถูกถ่ายโอนระหว่างไอออนไฮโดรเนียมและโมเลกุลของน้ำ ซึ่งเป็นสาเหตุที่ทำให้โปรตอนมีความคล่องตัวสูงมาก (ภาพเคลื่อนไหว)
• ฟังก์ชันความเป็นกรดของแฮมเม็ตต์ : มาตรวัดความเป็นกรดที่ใช้สำหรับสารละลายกรดเข้มข้นสูง รวมถึงกรดซุปเปอร์แอซิด
• หมายเลขการขนส่งไอออน
• การเป็นกรดของมหาสมุทร : การละลายของคาร์บอนไดออกไซด์ในชั้นบรรยากาศส่งผลต่อค่า pH ของน้ำทะเลปฏิกิริยานี้ขึ้นอยู่กับปริมาณคาร์บอนอนินทรีย์ทั้งหมดและสมดุลการละลายกับคาร์บอเนตของแข็ง เช่นหินปูนและโดโลไมต์
• กฎการเจือจาง
• พีซีโอ2
• ค่า pH
• แผนภาพแสดงความเด่น : เกี่ยวข้องกับสมดุลที่เกี่ยวข้องกับโพลีออกซีแอนไอออนจำเป็นต้องใช้ค่า pKa ในการสร้างแผนภาพ_{เหล่า}นี้
• ค่า ความสัมพันธ์กับโปรตอน (Proton affinity ): เป็นตัววัดความเป็นเบสในสถานะแก๊ส
• ค่าคงที่ความเสถียรของสารเชิงซ้อน : การเกิดสารเชิงซ้อนมักมองได้ว่าเป็นการแข่งขันระหว่างโปรตอนและไอออนโลหะเพื่อแย่งจับลิแกนด์ ซึ่งเป็นผลผลิตจากการแตกตัวของกรด

• Albert, A.; Serjeant, EP (1971). การหาค่าคงที่การแตกตัวเป็นไอออน: คู่มือปฏิบัติการ . Chapman & Hall. ISBN 0-412-10300-1.(ฉบับก่อนหน้าตีพิมพ์ในชื่อค่าคงที่การแตกตัวเป็นไอออนของกรดและเบสลอนดอน (สหราชอาณาจักร): Methuen. 1962.))
• Atkins, PW; Jones, L. (2008). หลักการทางเคมี: การแสวงหาความเข้าใจ (ฉบับที่ 4). WH Freeman. ISBN 978-1-4292-0965-6.
• Housecroft, CE; Sharpe, AG (2008). เคมีอนินทรีย์ (ฉบับที่ 3). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.(ตัวทำละลายที่ไม่ใช่น้ำ)
• ฮูลานิคกี้, เอ. (1987). ปฏิกิริยาของกรดและเบสในเคมีวิเคราะห์ . ฮอร์วูด. ISBN 0-85312-330-6.(บรรณาธิการแปล: แมรี อาร์. แมสสัน)
• Perrin, DD; Dempsey, B.; Serjeant, EP (1981). การทำนายค่า pKa สำหรับกรดและเบสอินทรีย์ . Chapman & Hall. ISBN 0-412-22190-X.
• ไรชาร์ดท์, ซี. (2003). ตัวทำละลายและผลกระทบของตัวทำละลายในเคมีอินทรีย์ (ฉบับที่ 3). ไวลีย์-วีเอช. ISBN 3-527-30618-8.บทที่ 4: ผลกระทบของตัวทำละลายต่อตำแหน่งของสมดุลเคมีเอกพันธุ์
• Skoog, DA; West, DM; Holler, JF; Crouch, SR (2004). พื้นฐานเคมีวิเคราะห์ (ฉบับที่ 8). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0.

• ข้อมูลความเป็นกรด-ด่างในตัวทำละลายที่ไม่ใช่น้ำบรรณานุกรมที่ครอบคลุมเกี่ยวกับค่า pKa _ในDMSO , อะซีโตไนไตรล์ , THF , เฮปเทน , 1,2-ไดคลอโรอีเทนและในสถานะแก๊ส
• Curtipotเป็นซอฟต์แวร์ฟรีแบบครบวงจรสำหรับการคำนวณค่า pH และสมดุลกรด-เบส รวมถึงการจำลองและการวิเคราะห์ เส้นโค้ง การไทเทรตแบบโพเทนชิโอเมตริกด้วยโปรแกรมสเปรดชีต
• โปรแกรมคำนวณคุณสมบัติทางกายภาพ/เคมี SPARC ประกอบด้วยฐานข้อมูล _ค่าpKaของสารในเฟสของเหลว เฟสที่ไม่ใช่ของเหลว และเฟสก๊าซซึ่งสามารถค้นหาได้โดยใช้หมายเลขทะเบียนSMILESหรือ CAS
• _ค่าคงที่สมดุลในสารละลาย pKa สำหรับกรดและเบสต่างๆ รวมถึงตารางแสดงค่าผลคูณการละลายบางชนิด
• คู่มือฟรีเกี่ยวกับการตีความและการวัดค่าpKaและ logp เก็บถาวร เมื่อวันที่ ₁₀สิงหาคม 2559 ที่Wayback Machineคำอธิบายเกี่ยวกับความเกี่ยวข้องของสมบัติเหล่านี้กับเภสัชวิทยา
• เครื่องมือทำนายออนไลน์ฟรี (Marvin) สำหรับค่า p K _a , log p , log dเป็นต้น จากChemAxon
• Chemicalize.org : รายชื่อคุณสมบัติที่คาดการณ์ตามโครงสร้าง
• _{แผนภูมิ} p K [1]โดยDavid A. Evans