Stała kwasowa Ka i stopień dysocjacji — prawo Ostwalda

Co się właśnie stało?

Rozcieńczyłeś słaby kwas, a stopień dysocjacji $\alpha$ wzrósł. Równowaga $\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-$ przesunęła się w stronę jonów — mniej cząsteczek „przeszkadza" sobie nawzajem, więc większa ich część się rozpada.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda:

— dla małych $\alpha$ ($1-\alpha \approx 1$) stopień dysocjacji rośnie odwrotnie do pierwiastka ze stężenia. Stężenie jonów wodoru i odczyn liczysz z

Słaby kwas vs mocny kwas:

Mocny kwas (HCl, HNO₃) dysocjuje praktycznie całkowicie — $\alpha \approx 1$, więc $[\text{H}^+]\approx c$ i pojęcie Kₐ traci sens (Kₐ ogromne). Słaby kwas ma $\alpha \ll 1$ i skończone, małe Kₐ — tylko ułamek cząsteczek jest zjonizowany.

Kₐ i pKₐ jako miara mocy kwasu:

$K_a$ to stała równowagi dysocjacji — im większe Kₐ, tym mocniejszy kwas. Wygodnie porównuje się $pK_a=-\log K_a$ (mniejsze pKₐ ⇒ mocniejszy kwas). Kₐ zależy tylko od temperatury — nie zmienia się przy rozcieńczaniu, zmienia się jedynie $\alpha$ i $[\text{H}^+]$.

Po co Ci to na maturze:

Zadania o pH słabych kwasów rozwiązujesz właśnie z $\alpha\approx\sqrt{K_a/c}$ i $[\text{H}^+]=\alpha c$. Chwyt: sprawdź, co jest stałe — Kₐ zawsze — i policz α, a z niego pH. Uważaj na pułapkę: rozcieńczenie zwiększa α, ale mimo to obniża [H⁺] i podnosi pH.

Zapamiętaj: Kₐ = α²c/(1−α) jest stałe w danej temperaturze; rozcieńczanie (mniejsze c) zwiększa stopień dysocjacji α — to prawo rozcieńczeń Ostwalda.