酸解離定数

化学において、酸解離定数（酸性度定数、酸イオン化定数とも呼ばれ、表記は⁠ ⁠${\displaystyle K_{a}}$）は、溶液中の酸の強さを定量的に表す指標である。これは、化学反応の平衡定数である。

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

酸塩基反応の文脈では解離として知られています。化学種HAは酸であり、酸の共役塩基と呼ばれるA-と水素イオンH +^に解離します。^{[a]順方向反応}と逆方向反応の両方が同じ速度で起こっているため、成分の濃度が時間の経過とともに変化しない場合、システムは平衡状態にあると言われています。^[1]

解離定数は^{[b]で定義される。}

${\displaystyle K_{\text{a}}=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} ,}$あるいは対数形式で

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

ここで、角括弧内の量は平衡時の種のモル濃度を表す。 ^{[c] [2]たとえば、} K _a  = 10 ⁻⁵の仮想的な弱酸の場合、log K _aの値は指数 (−5) であり、p K _a  = 5となる。酢酸の場合、K _a  = 1.8 x 10 ⁻⁵なので、p K _{a は約 5 である。} K _{a が}高いほど、より強い酸 (平衡時に解離しやすい酸) に対応する。 p K _aという形式は、より低い p K _{a が}より強い酸に対応する 便利な対数スケールを提供するため、よく使用される。

酸の解離定数は、解離反応の根底にある熱力学の直接的な結果です。p K _a値は、反応の標準ギブズ自由エネルギー変化に正比例します。p K _{aの値は温度によって変化し、}ルシャトリエの原理に基づいて定性的に理解できます。反応が吸熱的である場合、温度の上昇とともにK _{a は}増加し、p K _{a は減少します。}発熱反応の場合はその逆になります。

p K _aの値は、酸の分子構造にもさまざまな形で依存します。たとえば、ポーリングは2 つの規則を提案しました。1 つは多塩基酸の連続 p K _{aに関する規則 (以下の多塩基酸を参照)、もう 1 つは =O 基と −OH 基の数に基づいてオキシ酸の p} K _aを推定する規則(以下の pKa 値に影響する要因を参照) です。酸解離定数の大きさに影響するその他の構造要因には、誘導効果、メソメリック効果、水素結合などがあります。ハメット型方程式は、 p K _aの推定に頻繁に適用されています。^{[3] [4]}

溶液中の酸と塩基の定量的挙動は、それらの p Ka値がわかって初めて理解できます。特に、すべての酸と塩基の分析濃度と p Ka 値がわかっていれば、溶液の pH を予測できます_。逆に、 pH がわかっていれば、溶液中の酸と塩基の平衡濃度を計算することができます。これらの計算は、化学、生物学、医学、地質学のさまざまな分野で応用されています。たとえば、医薬品として使用される化合物の多くは弱酸または弱塩基であり、p Ka_値とオクタノール-水分配係数の知識は、化合物が血流に入る程度を推定するために使用できます。酸解離定数は、水の酸性度が基本的な役割を果たす水生化学と化学海洋学でも不可欠です。生体では、酸塩基恒常性と酵素反応速度論は、細胞内および体内に存在する多くの酸と塩基のp Ka_{値に依存しています。化学では、p} Ka_値の知識は緩衝液の調製に必要であり、また、酸または塩基と金属イオンが錯体を形成する相互作用を定量的に理解するための前提条件でもあります。実験的には、p Ka_{値は電位差}滴定(pH) によって決定できますが、p Ka値が_約2 未満または約 11 を超える場合は、pH 測定の実際的な困難さから、分光光度計またはNMR測定が必要になる場合があります。

アルレニウスの元々の分子定義によれば、酸は水溶液中で解離して水素イオンH ⁺（陽子）を放出する物質である： ^[5]

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

この解離反応の平衡定数は解離定数として知られています。遊離した陽子は水分子と結合してヒドロニウム（またはオキソニウム）イオン H ₃ O ^{+ を}生成します（裸の陽子は溶液中には存在しません）。そのため、後にアレニウスは解離を酸塩基反応として記述することを提案しました。

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

ブロンステッドとローリーはこれをさらにプロトン交換反応に一般化した：^{[6] [7] [8]}

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

酸はプロトンを失い、共役塩基が残ります。プロトンは塩基に移動し、共役酸が生成されます。酸 HA の水溶液の場合、塩基は水、共役塩基はA ⁻ 、共役酸はヒドロニウムイオンです。ブレンステッド・ローリーの定義は、ジメチルスルホキシドなどの他の溶媒にも適用されます。溶媒 S は塩基として機能し、プロトンを受け入れて共役酸SH ⁺を形成します。

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

溶液化学では、溶媒に関係なく、溶媒和水素イオンの略語としてH ^+を使用するのが一般的です。水溶液では、 H ^+はプロトンではなく溶媒和ヒドロニウムイオンを表します。 ^{[9] [10]}

酸または塩基を「共役」と呼ぶかどうかは文脈によって異なる。塩基Bの 共役酸BH ^{+は次のように解離する。}

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

これは均衡の逆である

${\displaystyle {\ce {H2O}}{\text{ (acid)}}+{\ce {B}}{\text{ (base) }}{\ce {<=> OH-}}{\text{ (conjugate base)}}+{\ce {BH+}}{\text{ (conjugate acid)}}}$

よく知られている塩基である水酸化物イオン OH −^は、ここでは酸性水の共役塩基として作用します。したがって、酸と塩基は、それぞれ単にプロトンの供与体と受容体として考えられます。

酸解離のより広い定義には加水分解が含まれ、加水分解では水分子の分裂によってプロトンが生成される。例えば、ホウ酸（B(OH) ₃）は、あたかもプロトン供与体であるかのようにH ₃ O ^{+を生成するが[11] 、これは加水分解平衡によるものであることが}ラマン分光法によって確認されている：^[12]

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

同様に、金属イオンの加水分解により[Al(H ₂ O) ₆ ] ³⁺などのイオンは弱酸として挙動する：^[13]

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

ルイスの元々の定義によれば、酸とは電子対を受け入れて配位共有結合を形成する物質である。^[14]

酸解離定数は平衡定数の特別な例である。希薄溶液中の一価酸HAの解離は次のように表される。

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

熱力学的平衡定数は${\displaystyle K^{\ominus }}$^[15]で定義される。

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

ここで、 は化学種 X の平衡時の活性を表します。 活性は無次元なので、 は無次元です。 解離生成物の活性は分子に配置され、反応物の活性は分母に配置されます。この式の導出については、 活性係数を参照してください。${\displaystyle \{X\}}$${\displaystyle K^{\ominus }}$

活性は濃度と活性係数（γ ）の積であるため、定義は次のようにも書ける。

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

ここで、はHAの濃度を表し、⁠ ⁠ は活性係数の商です。 ${\displaystyle [{\text{HA}}]}$${\displaystyle \Gamma }$

活性を利用する際の複雑さを避けるために、解離定数は、可能な限り、高イオン強度の媒体、すなわち、⁠ ⁠ が常に一定であると仮定できる条件下で決定される。 ^{[15]例えば、媒体は0.1}モル（M）硝酸ナトリウムまたは3M過塩素酸カリウムの溶液である可能性がある 。この仮定では、 ${\displaystyle \Gamma }$

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

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

が得られる。ただし、公表されている解離定数の値は、その決定に使用された特定のイオン媒体を参照しており、上の図の酢酸の場合のように、条件によって異なる値が得られることに注意すること。公表されている定数が特定の用途に必要なイオン強度以外のイオン強度を参照している場合、特定イオン理論（SIT）やその他の理論によって調整されることがある。^[16]

⁠${\displaystyle \mathrm {\beta } ,}$ ⁠で表される累積平衡定数は、⁠ ${\displaystyle \mathrm {K} .}$⁠で表される段階的定数の積と関連しています。二塩基酸の場合、段階的定数と全体的定数の関係は次のとおりです。

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

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

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

金属-配位子錯体形成の文脈では、金属錯体形成の平衡定数は通常、会合定数として定義されることに注意してください。その場合、配位子のプロトン化の平衡定数も会合定数として定義されます。会合定数の番号付けは、解離定数の番号付けの逆です。この例では、${\displaystyle \log \beta _{1}=\mathrm {p} K_{{\ce {a2}}}}$

酸の特性について議論する場合、平衡定数を酸解離定数として指定するのが一般的です。これはK _aで表され、数値には記号 p K _aが与えられます。

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

一方、塩基には結合定数が使用されます。

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

しかし、実験データから平衡定数を導出するために使用される汎用コンピュータプログラムでは、酸と塩基の両方の会合定数が使用される。金属配位子錯体の安定度定数は常に会合定数として指定されるため、配位子のプロトン化も会合反応として指定する必要がある。^[17]定義によれば、酸解離定数の値は対応する会合定数の値の逆数である。

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

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

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

注記

1. 水中の特定の酸または塩基の場合、水の自己イオン化定数はp K _a + p K _b = p K _wです。
2. 超分子複合体の形成に関する結合定数は、 _Kaと表記されることがあります。この場合、「a」は「酸」ではなく「結合」を表します。
3. 多価酸の場合、段階的会合定数の番号付けは解離定数の番号付けの逆になります。たとえば、リン酸の場合(詳細は以下の多価酸のセクションを参照) は次のようになります。

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

すべての平衡定数はファントホッフ方程式に従って温度とともに変化する^[18]

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

⁠ ⁠${\displaystyle R}$は気体定数で、⁠ ⁠ は${\displaystyle T}$絶対温度です。したがって、発熱反応の場合、標準エンタルピー変化⁠ ⁠${\displaystyle \Delta H^{\ominus }}$は負であり、Kは温度とともに減少します。吸熱反応の場合、⁠ ⁠ は${\displaystyle \Delta H^{\ominus }}$正であり、K は温度とともに増加します。

キルヒホッフの熱化学の法則によれば、反応の標準エンタルピー変化自体は温度の関数です。

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

ここで、⁠ ⁠は一定圧力での${\displaystyle \Delta C_{p}}$熱容量の変化です。実際には、⁠ ⁠ は${\displaystyle \Delta H^{\ominus }}$狭い温度範囲にわたって一定であるとみなされることがあります。

方程式では

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

K _{a は濃度の}次元を持っているように見えます。しかし、 であるため、平衡定数⁠ ⁠は物理的な次元を持つことができません。この一見矛盾する現象は、さまざまな方法で解決できます。 ${\displaystyle \Delta G=-RT\ln K}$${\displaystyle K}$

1. 活量係数の商の数値が 1 であると仮定すると、⁠ ⁠ は${\displaystyle K}$熱力学的平衡定数と同じ数値になります。${\displaystyle K^{\ominus }}$
2. 各濃度値を比c/c ⁰として表す。ここでc ^{0 は}[仮想]標準状態における濃度であり、定義により数値は1である。^[19]
3. 濃度をモル分率スケールで表します。モル分率には次元がないので、定義により濃度の商は純粋な数値になります。

手順 (1) と (2) は平衡定数に同じ数値を与えます。さらに、濃度⁠ ⁠ は${\displaystyle c_{i}}$モル分率⁠ ⁠${\displaystyle x_{i}}$と密度⁠ ⁠${\displaystyle \rho }$に単純に比例するため、

${\displaystyle c_{i}={\frac {x_{i}\rho }{M}}}$

そして、モル質量は希薄溶液中では定数であるため、（${\displaystyle M}$ 3）を用いて決定される平衡定数の値は、（1）と（2）で得られた値に単純に比例する。

生化学では、計算に使用する 濃度値のスケールがミリモル (mM) かマイクロモル (μM) かを示すために、たとえば「Ka = 30 mM」のように次元_付きの値を引用するのが一般的です。

酸は、解離していない種の濃度が低すぎて測定できない場合に「強い」酸として分類されます。^{[6] p} K a_値が 0 未満の水性酸はほぼ完全に脱プロトン化されており、強酸と見なされます。^[20]このような酸はすべてプロトンを水に移動させて溶媒カチオン種 (水溶液中のH ₃ O ^{+ ) を形成し、基本的に同じ酸性度を持ちます。この現象は}溶媒レベリングと呼ばれます。^{[21] [22]水溶液中で}完全に解離していると言われるのは、解離生成物と平衡状態にある解離していない酸の量が検出限界以下であるためです。同様に、会合定数 p K _{b が}約 0 未満 (p K a_が約 14 を超える)の水性塩基はOH ⁻にレベリングされ、強塩基と見なされます。^[22]

硝酸はpK値が約-1.7で、pHが1を超える水溶液中では強酸として挙動します。^[23] pH値が低い場合は弱酸として挙動します。

強酸のp Ka_{値は理論的に推定されている。} ^[24]例えば、HCl水溶液のp Ka_値は-9.3と推定されている。

K _aを定義する式を整理し、pH = −log ₁₀ [H ⁺ ]と置くと、^[25]

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

これはヘンダーソン・ハッセルバルヒ方程式であり、ここから以下の結論を導き出すことができます。

• 半中和時の比率⁠[あ⁻ ]/[は]⁠ = 1 ; log(1) = 0なので、半中和時の pH は数値的に p K _aに等しくなります。逆に、 pH = p K _a^{の場合、 HA の濃度は A −}の濃度に等しくなります。
• 緩衝領域は、おおよそ p K _{a ± 2 の範囲に及びます。p} K _a ± 1 の範囲外では緩衝作用は弱くなります。pH  ≤ p K _a − 2 では物質は完全にプロトン化されていると言われ、pH ≥ p K _a + 2 では完全に解離（脱プロトン化）されています。
• pH が分かっている場合は、比率を計算できます。この比率は、酸の分析濃度とは無関係です。

水中では、測定可能な p K _a値は、強酸の場合は約 -2 から、非常に弱い酸 (または強塩基) の場合は約 12 の範囲です。

希望する pH の緩衝液は、弱酸とその共役塩基の混合物として調製できます。実際には、混合物は酸を水に溶かし、必要量の強酸または塩基を加えることで作成できます。酸の p Kaと分析_{濃度がわかっている場合、一価酸の溶液の解離の程度と pH は、} ICE テーブルを使用して簡単に計算できます。

多価酸は、1 個以上のプロトンを失う可能性のある化合物です。段階的な解離定数は、それぞれ 1 個のプロトンの喪失に対して定義されます。最初のプロトンの解離定数はK _a1、後続のプロトンの解離定数はK _a2などと表記されます。リン酸( H ₃ PO ₄ ) は、3 個のプロトンを失う可能性があるため、多価酸の例です。

この例のように、連続するp K値の差が約4以上の場合、それぞれの種はそれ自体で酸とみなすことができます。^[27]実際、H
₂PO⁻
₄pHを約5.5に調整し、HPOの塩を加えることで溶液から結晶化することができる。2−4pH を約 10 に調整することで溶液から結晶化できます。種の分布図は、2 つのイオンの濃度が pH 5.5 と 10 で最大になることを示しています。

連続する p K値の差が約 4 未満の場合、平衡状態にある種の存在 pH 範囲に重複があります。差が小さいほど、重複が大きくなります。右はクエン酸の場合です。クエン酸溶液は pH 2.5 ～ 7.5 の全範囲にわたって緩衝化されています。

ポーリングの第一則によれば、ある酸のp K値は連続的に増加する（p K _a2 > p K _a1）。^[28]同じ原子上に1つ以上のイオン化可能な水素を持つ酸素酸の場合、上記のリン酸の例のように 、除去されたプロトンごとにp K _{a値が約5単位増加することが多い。} ^{[29] [30]}

上の表から、2 番目の陽子が負に帯電した種から除去されていることがわかります。陽子は正電荷を帯びているため、除去するには余分な作業が必要であり、そのため p K _{a2 は}p K _a1よりも大きくなります。p K _{a3 はp} K _a2よりも大きくなります。これは、さらに電荷が分離しているためです。ポーリングの規則の例外が見つかった場合、構造にも大きな変化が生じていることを示しています。VOの場合+2(aq) では、バナジウムは八面体で6 配位ですが、バナジン酸は四面体で 4 配位です。つまり、最初の解離では 4 つの「粒子」が放出されますが、他の解離では 2 つの「粒子」のみが放出され、その結果、最初の反応の標準ギブス自由エネルギー変化に対するエントロピーの寄与は他の反応よりもはるかに大きくなります。

溶液中の物質の場合、等電点 (p I ) は、電荷値で加重された正電荷種の濃度の合計が、負電荷種の濃度の加重合計に等しい pH として定義されます。各タイプに 1 つの種がある場合、等電点は p K値から直接取得できます。AH として定義されるグリシンの例を見てみましょう。考慮すべき解離平衡は 2 つあります。

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

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

2番目の式の[AH]の式を1番目の式に代入します。

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

等電点では、正に帯電した種の濃度、AH+2は負に帯電した種の濃度A ⁻に等しいので、

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

したがって、対数をとると、pHは次のように表される。

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

アミノ酸のp I値は、タンパク質構成アミノ酸に記載されています。2 つ以上の荷電種が互いに平衡状態にある場合、完全な種分化計算が必要になることがあります。

塩基の平衡定数K _bは通常、塩基 B がプロトン化されて共役酸HB ^{+ が}形成される結合定数として定義されます。

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

以前と同様の推論を使用して

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

K _{b は共役酸の}K _aと関係がある。水中では、水酸化物イオンの濃度[OH ⁻ ]は水素イオンの濃度とK _w = [H ⁺ ][OH ⁻ ]で関係しており、したがって

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

[OH ⁻ ]の式をK _bの式に代入すると、

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

温度とイオン強度の同じ条件下でK _a、K _b、K _{w を}測定すると、共対数をとってp K _b  = p K _w  − p Ka _aとなる。25℃の水溶液ではp K _wは13.9965なので^[31]、

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

ほとんどの実用目的には十分な精度で定義できます。実際にはp K _bをp K _aとは別に定義する必要はありませんが、^{[32]古い文献ではp} K _bの値しか見つからないことが多いため、ここではそうしています。

加水分解された金属イオンの場合、K _{bは段階的}解離定数 として定義することもできる。

${\displaystyle \mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q}\leftrightharpoons \mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q-1}^{+}+{\ce {OH-}}}$

${\displaystyle K_{\mathrm {b} }={\frac {[\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q-1}^{+}][{\ce {OH-}}]}{[\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q}]}}}$

これは複合体の形成に関する 結合定数の逆数です。

p K _b  = p K _w  − p K _aの関係は水溶液でのみ成り立つため（他の両性溶媒にも類似の関係が当てはまる）、通常は非水溶液を扱う有機化学などの化学の分野では、一般に塩基性の尺度としてp K _{b は}使用されない。代わりに、塩基性を定量化する必要がある場合は、共役酸のp K _{a （p} K _aHと表記）が使用される。塩基 B とその共役酸 BH ^{+ が}平衡状態にある場合、これは次のように定義される 。

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {aH} }(\mathrm {B} )=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }({\ce {BH+}})=-\log _{10}{\Big (}{\frac {[{\ce {B}}][{\ce {H+}}]}{[{\ce {BH+}}]}}{\Big )}}$

p K _aHの値が高いほど、塩基が強いことを意味します。たとえば、p K _aH (C ₅ H ₅ N) = 5.25およびp K _aH ((CH ₃ CH ₂ ) ₃ N) = 10.75という値は、 (CH ₃ CH ₂ ) ₃ N (トリエチルアミン) がC ₅ H ₅ N (ピリジン)よりも強い塩基であることを示します。

両性物質は、pHに応じて酸または塩基として作用する物質です。水（下図）は両性です。両性分子の別の例としては、重炭酸イオンHCOがあります。−3それは平衡状態の 炭酸分子H2CO3の共役塩基である

${\displaystyle {\ce {H2CO3 + H2O <=> HCO3- + H3O+}}}$

炭酸イオンCOの共役酸でもある2−3均衡（の逆）

${\displaystyle {\ce {HCO3- + OH- <=> CO3^2- + H2O}}}$

炭酸ガス平衡は人体の 酸塩基恒常性にとって重要です。

アミノ酸は両性でもあり、中性分子は内部の酸塩基平衡に左右され、塩基性アミノ基が酸性カルボキシル基の陽子を引き付けて結合し、両性イオンを形成するという複雑さを伴います。

${\displaystyle {\ce {NH2CHRCO2H <=> NH3+CHRCO2-}}}$

pHが約5未満では、カルボキシレート基とアミノ基の両方がプロトン化されます。pHが上昇すると、酸は次のように解離します。

${\displaystyle {\ce {NH3+CHRCO2H <=> NH3+CHRCO2- + H+}}}$

高い pH では、2 回目の解離が起こる可能性があります。

${\displaystyle {\ce {NH3+CHRCO2- <=> NH2CHRCO2- + H+}}}$

したがって、アミノ酸分子はプロトン化または脱プロトン化される可能性があるため、両性です。

水分子は陽子を獲得するか失うかのどちらかである。これは両性イオン性であると言われている。イオン化平衡は次のように書ける。

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

ここで、水溶液中のH ^+は溶媒和されたプロトンを表す。これはしばしばヒドロニウムイオンH ₃ O ⁺と表記されるが、実際には1つ以上の水分子やH ₅ Oなどの種による溶媒和があるため、この式は正確ではない。+2、H7O_​​+3、およびH ₉ O+4も存在する。^[33]

平衡定数は次のように与えられる。

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

溶質濃度がそれほど高くない溶液では、濃度[H ₂ O]は溶質に関係なく一定であると仮定できます。この式は次のように置き換えることができます。

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

水の自己イオン化定数K wは_{、酸解離定数の特殊なケースに過ぎない。p} K _aに類似した対数形式も定義できる。

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

これらのデータは、次のよう な放物線でモデル化できます。

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

この式から、24.87 °C では p K _w  = 14 となります。この温度では、水素イオンと水酸化物イオンの濃度はどちらも 10 ⁻⁷  M です。

溶媒は、次のような状況では溶解した酸性分子のイオン化を促進する可能性が高くなります。^[35]

1. これは水素結合を形成できるプロトン性溶媒です。
2. 寄付者数が多く、強力なルイス基盤となっています。
3. 誘電率（比誘電率）が高いため、イオン種の溶媒として適しています。

有機化合物のpKa値_は、非プロトン性溶媒であるジメチルスルホキシド（DMSO）^[35]やアセトニトリル（ACN） ^[36]を用いて得られることが多い。

DMSOは水よりも誘電率が低く、極性も低いため非極性の疎水性物質をより容易に溶解するため、水の代替として広く使用されています。測定可能なpK a_範囲は約1〜30です。アセトニトリルはDMSOよりも塩基性が低いため、一般にこの溶媒では酸は弱く、塩基は強くなります。アセトニトリル（ACN） ^{[37] [38] [39]}およびジメチルスルホキシド（DMSO）^[40]の25°CでのpK _a値を次の表に示します。比較のために水の値も含まれています。

酸のイオン化は、水中よりも酸性溶媒中では少なくなります。例えば、塩化水素は酢酸に溶解すると弱酸になります。これは、酢酸が水よりもはるかに弱い塩基であるためです。

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

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

この反応を、酢酸をより酸性度の高い溶媒である純粋な硫酸に溶かしたときの反応と比較してみましょう。^[41]

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

ありそうもないジェミナルジオール種CH ₃ C(OH)+2これらの環境では安定である。水溶液の場合、pHスケールは最も便利な酸性度関数である。^[42]非水性媒体に対しては他の酸性度関数が提案されており、最も注目すべきは超酸性媒体に対するハメット酸性度関数H 0_と超塩基性媒体に対するその修正版H ₋である。^[43]

非プロトン性溶媒では、よく知られている酢酸二量体などのオリゴマーが水素結合によって形成されることがある。酸は共役塩基と水素結合を形成することもある。このプロセスはホモ共役と呼ばれ、共役塩基を安定化させることで酸の酸性度を高め、実効pK a値を下げる効果がある。_ホモ共役はアセトニトリル溶液中のトルエンスルホン酸の陽子供与力を約800倍に高める。^[44]

水溶液では、水は酸よりも共役塩基に対して強い水素結合を形成するため、ホモ共役は起こりません。

化合物の水への溶解度が限られている場合、化合物がより溶けやすい水/ジオキサンや水/メタノールなどの溶媒混合物でp Ka_値を測定するのが一般的です（たとえば製薬業界） 。 ^[46]右に示す例では、混合物の誘電率が減少するため、ジオキサンの割合が増加するとp Ka_値が急激に上昇します。

混合溶媒で得られたp K _a値は、水溶液に直接使用することはできません。その理由は、溶媒が標準状態にあるとき、その活性は1 と定義されるからです。たとえば、混合比が 9:1 の水:ジオキサン混合物の標準状態は、まさにその溶媒混合物であり、溶質は追加されていません。水溶液に使用するための p K _a値を取得するには、さまざまな共溶媒混合物から得られた値から共溶媒濃度 0 まで外挿する必要があります。

これらの事実は、 p K _{a を}定義するために通常使用される式から溶媒が省略されているため不明瞭ですが、特定の混合溶媒で得られたp K _{a値を相互に比較して、相対的な酸の強度を得ることができます。 DMSO などの特定の非水溶媒で得られた p} K _a値についても同様です。

2 つの異なる溶媒の標準状態を比較する方法が知られていないため、酸解離定数の普遍的で溶媒に依存しない尺度は開発されていません。

ポーリングの第二則は、式 XO _m (OH) _nの酸の最初の p K _aの値は、主にオキソ基の数mに依存し、ヒドロキシ基の数nや中心原子 X にはほぼ依存しないというものである。 p K _{aのおおよその値は、} m  = 0の場合は 8 、 m = 1 の場合は 2、 m = 2 の 場合は -3 、 m  = 3 の場合は < -10 である。 ^[28]あるいは、p K _a  = 8 − 5 m (ベルの則として知られる)、^{[29] [47]} p K _a  = 7 − 5 m、^{[30] [48]}または p K _a  = 9 − 7 mなど、さまざまな数式が提案されている。^[29] mへの依存性は、中心原子 X の酸化状態と相関しており、酸化状態が高いほど、オキシ酸は強くなる。

例えば、HClOのp Ka_は7.2、HClO ₂は2.0、HClO ₃は−1で、HClO ₄は強酸（p Ka _≪ 0）である。^[7]オキソ基を加えると酸性度が上がるのは、付加された酸素原子上で負電荷が非局在化することで共役塩基が安定化するためである。^[47]この規則は分子構造の割り当てに役立つ。例えば、分子式H ₃ PO ₃を持つ亜リン酸はp Kaが2_に近いため、構造はHPO(OH) ₂であることが示唆され、後にNMR分光法で確認された。p Ka が8に近い_と予想されるP(OH) _{3 ではない。} ^[48]

誘導効果とメソメリック効果はp Ka値に影響します。簡単な例としては_、酢酸の水素原子をより電気陰性度の高い塩素原子に置き換える効果があります。置換基の電子吸引効果によりイオン化が容易になるため、塩素原子が0、1、2、または3個存在する場合、 p Ka_{値は4.7、2.8、1.4、0.7と減少します。} ^[49]ハメットの式は、置換基の効果の一般的な表現を提供します。^[50]

log( K _a ) = log( K⁰
_{1 1/2000}) + ρσ です。

K _aは置換化合物の解離定数、K⁰
_{1 1/2000}は置換基が水素の場合の解離定数、ρは非置換化合物の特性、σは置換基ごとに特定の値を持ちます。log( K _a )とσのプロットは、切片log( K⁰
_{1 1/2000}) と傾きρ で定義される。これは、log( K _a ) が標準自由エネルギー変化に比例する線形自由エネルギー関係の例である。ハメットはもともと^{[51] 、}オルト位とパラ位に異なる置換基を持つ安息香酸のデータを用いてこの関係を定式化した。いくつかの数値はハメットの式に示されている。この研究と他の研究により、置換基を電子吸引力または電子放出力に応じて順序付け、誘導効果とメソメリック効果を区別することが可能になった。^{[52] [53]}

アルコールは通常、水中で酸として振舞わないが、OH基に隣接した二重結合の存在は、ケト-エノール互変異性化のメカニズムによってp K _{a を}大幅に低下させる可能性がある。アスコルビン酸はこの効果の例である。ジケトン2,4-ペンタンジオン（アセチルアセトン）も、ケト-エノール平衡のため弱酸である。OH置換基を持つフェノールなどの芳香族化合物では、芳香環全体との 共役により、脱プロトン化された形態の安定性が大幅に向上する。

構造的効果も重要になることがある。フマル酸とマレイン酸の違いは典型的な例である。フマル酸は (E)-1,4-ブト-2-エン二酸でトランス 異性体であるが、マレイン酸は対応するシス異性体、すなわち (Z)-1,4-ブト-2-エン二酸である（シス-トランス異性を参照）。フマル酸の p K a_値は約 3.0 と 4.5 である。対照的に、マレイン酸の p K _a値は約 1.5 と 6.5 である。この大きな違いの理由は、シス異性体（マレイン酸）から 1 つのプロトンが除去されると、近くに残っているカルボキシル基と強力な分子内 水素結合が形成されるためである。これはマレイン酸 H ⁺の形成に有利であり、その種から 2 番目のプロトンが除去されることを阻止する。トランス異性体では、2 つのカルボキシル基は常に離れているため、水素結合は観察されない。^[54]

プロトンスポンジ、1,8-ビス(ジメチルアミノ)ナフタレンは、pKa_値が12.1である。これは、知られているアミン塩基の中で最も強いものの1つである。高い塩基性は、プロトン化によるひずみの緩和と、強力な内部水素結合によるものである。^{[55] [56]}

このセクションでは、溶媒と溶媒和の影響についても触れておく必要があります。これらの影響は、上記の誘電媒体の影響よりも微妙であることがわかりました。たとえば、メチルアミンの塩基性の順序は、（メチル置換基の電子的効果により）予想され、気相で観察される Me ₃ N > Me ₂ NH > MeNH ₂ > NH _{3ですが、水によって Me 2} NH > MeNH ₂ > Me ₃ N > NH ₃に変化します。中性のメチルアミン分子は、主に 1 つのアクセプターである N–HOH 相互作用と、ごくまれにもう 1 つのドナー結合である NH–OH ₂を介して水分子と水素結合します。したがって、メチルアミンは、メチル基の数に関係なく、水和によってほぼ同じ程度に安定化されます。これとはまったく対照的に、対応するメチルアンモニウム陽イオンは、常にドナー NH–OH ₂結合に利用可能なすべてのプロトンを利用します。メチルアンモニウムイオンの相対的な安定性はメチル基の数とともに減少し、メチルアミンの水塩基性の順序を説明しています。^[4]

平衡定数は反応の 標準ギブスエネルギー変化と関係しており、酸解離定数の場合

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

Rは気体定数、Tは絶対温度である。p K a = −log( K a )かつ2.303 ≈ ln (10)であることに注意。25 ℃_では、Δ _G ⊖ in kJ · mol −1 ≈ 5.708 ^p K ^a ( 1 _kJ ·mol ⁻¹ = 1000ジュール/モル)である。自由エネルギーはエンタルピー項とエントロピー項から構成される。^[11]

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

標準エンタルピー変化は熱量測定法またはファントホッフの式を使用して決定できますが、熱量測定法の方が好ましいです。標準エンタルピー変化と酸解離定数の両方が決定されている場合、標準エントロピー変化は上記の式から簡単に計算できます。次の表では、エントロピー項はp KaとΔ H ^⊖の実験値から計算されています。データは厳密に選択されており、25 °C、イオン強度ゼロ、水中を参照しています。_[ ^11]

最初に注目すべき点は、p K _aが正のとき、解離反応の標準自由エネルギー変化も正であるということです。次に、反応には発熱反応と吸熱反応がありますが、Δ H ^⊖が負のとき、T ΔS ^⊖が支配的な要因となり、Δ G ^⊖が正になることが決定されます。最後に、これらの反応ではエントロピーの寄与は常に不利になります ( Δ S ^⊖ < 0 )。水溶液中のイオンは周囲の水分子を配向させる傾向があり、それが溶液を整列させてエントロピーを減少させます。イオンのエントロピーへの寄与は部分モルエントロピーであり、これは多くの場合負であり、特に小さいイオンや高電荷イオンの場合はその傾向が強いです。^[57]中性酸の電離では2つのイオンが形成されるため、エントロピーは減少します ( Δ S ^⊖ < 0 )。同じ酸が 2 度目にイオン化すると、イオンは 3 つになり、陰イオンは電荷を持つため、エントロピーは再び減少します。

反応の標準自由エネルギー変化は、標準状態の反応物から標準状態の生成物への変化に対するものであることに注意してください。反応物と生成物の化学ポテンシャルは平衡時に等しいため、平衡時の自由エネルギー変化はゼロです。

p Ka_値の実験的決定は、通常、高イオン強度の媒体中、一定温度での滴定によって行われます。 ^[58]典型的な手順は以下のとおりです。媒体中の化合物の溶液を強酸で酸性化し、化合物が完全にプロトン化されるようにします。次に、溶液を強塩基で滴定し、すべてのプロトンを除去します。滴定の各ポイントで、ガラス電極とpH メーターを使用して pH を測定します。平衡定数は、最小二乗法を使用して計算された pH 値を観測値に当てはめることによって求められます。^[59]

イオン強度をほぼ一定に保つには、添加する強塩基の総量を滴定溶液の初期量に比べて少なくする必要があります。これにより、滴定中に p K _{a が一定に保たれます。}

シュウ酸の計算された滴定曲線が右側に示されています。シュウ酸の p Ka_値は 1.27 と 4.27 です。したがって、緩衝領域は pH 1.3 と pH 4.3 付近に集中します。緩衝領域は、緩衝領域に沿って酸と共役塩基の濃度が変化するにつれて p Ka_値を取得するために必要な情報を保持します。

2 つの緩衝領域の間には、pH 3 付近に終点、つまり当量点があります。この終点は鋭くなく、緩衝領域がわずかに重なり合う二価酸に典型的です。この例では、p K _a2  − p K _{a1は約 3 です。(p} K値の差が約 2 以下であれば、終点は目立ちません。) 2 番目の終点は、pH 6.3 付近から始まり、鋭くなっています。これは、すべてのプロトンが除去されたことを示しています。この場合、溶液は緩衝化されておらず、少量の強塩基を加えると pH が急激に上昇します。ただし、pH は無制限に上昇し続けるわけではありません。新しい緩衝領域は、pH 11 (p K _w  − 3) 付近から始まり、ここで水の自己イオン化が重要になります。

ガラス電極を使用して水溶液中のpH値が2未満の場合は、ネルンストの式が成り立たないため、測定が非常に困難です。pH値が2未満または11を超える場合は、分光光度計^{[60] [61]}またはNMR ^{[62] [63]}測定をpH測定の代わりに、またはpH測定と組み合わせて使用​​することができます。

非水溶液の場合のようにガラス電極を使用できない場合は、分光光度法がよく使用されます。^{[38]これらには}吸光度または蛍光測定が含まれます。どちらの場合も、測定量は各光活性種からの寄与の合計に比例すると仮定され、吸光度測定ではビール・ランベルトの法則が適用されるものと仮定されます。

等温滴定熱量測定法（ITC）は、ap K値と対応する酸解離の標準エンタルピーの両方を決定するために使用できます。 ^[64]計算を実行するソフトウェアは、単純なシステムの場合は機器メーカーから提供されます。

通常の水の水溶液は¹ H NMR 測定には使用できません。代わりに重水D ₂ Oを使用する必要があります。ただし、 ¹³ C NMR データは通常の水で使用でき、1 ^H NMR スペクトルは非水性媒体で使用できます。NMR で測定される量は、プロトン交換が NMR 時間スケールで高速であるため、時間平均化学シフトです。 ³¹ Pなどの他の化学シフトも測定できます。

いくつかの多塩基酸では、解離（または会合）は複数の非等価部位で起こり、^[4]観察される巨視的平衡定数、またはマクロ定数は、異なる種を含むミク​​ロ定数の組み合わせです。 1つの反応物が2つの生成物を並行して生成する場合、マクロ定数は2つのミクロ定数の合計です。これは、例えば、溶液中で中性双性イオンHS −CH ₂ −CH(NH${\displaystyle K=K_{X}+K_{Y}.}$ +3)−COO ⁻。2つのミクロ定数は硫黄または窒素での脱プロトン化を表し、ここでのマクロ定数の合計は酸解離定数である^[65]${\displaystyle K_{\mathrm {a} }=K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}+K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$

同様に、スペルミンなどの塩基には、プロトン化が起こり得る部位が複数あります。たとえば、モノプロトン化は末端の−NH ₂基または内部の−NH−基で起こります。いずれかの部位でプロトン化されたスペルミンの解離のK _b値は、微小定数の例です。これらは、pH、吸光度、蛍光、または NMR 測定によって直接決定することはできません。測定されたK _b値は、微小反応の K 値の合計です。

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

しかしながら、プロトン化の場所は生物学的機能にとって非常に重要であるため、微小定数を決定するための数学的手法が開発されてきた。^[66]

2つの反応物が並行して1つの生成物を形成する場合、マクロ定数^[65]は、例えば、スペルミンの上記の平衡は、 2つの互変異性共役酸のK _a値の観点から考えることができ、マクロ定数は、この場合、これは、比例するため、前の式と同等である。${\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} }.}$

反応物が連続して2つの反応を起こす場合、複合反応のマクロ定数は2つのステップのミクロ定数の積となる。例えば、前述のシステイン両性イオンは、硫黄から1つ、窒素から1つ、計2つのプロトンを失う可能性があり、2つのプロトンを失うことに対する全体的なマクロ定数は、2つの解離定数の積となる^[65]。これは、対数定数で次のように表すこともできる。${\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+)}}.}$

p Ka_値の知識は、溶液中の酸塩基平衡を含む系の定量的処理にとって重要である。生化学には多くの応用があり、例えば、タンパク質およびアミノ酸側鎖の p Ka_値は、酵素の活性およびタンパク質の安定性にとって極めて重要である。^[67]タンパク質の p Ka_値は必ずしも直接測定できるとは限らないが、理論的方法を使用して計算できる。緩衝液は、生化学反応の研究のために生理学的 pH またはその付近の溶液を提供するために広く使用されている。^[68]これらの溶液の設計は、その成分のp Ka_値の知識に依存する。重要な緩衝液には、溶液の pH を 7.2 にするMOPSや、ゲル電気泳動に使用されるトリシンがある。^{[69] [70]緩衝作用は、}酸塩基恒常性を含む酸塩基生理学の重要な部分であり、^[71]酸塩基障害などの障害を理解する鍵となる。^{[72] [73] [74]}与えられた分子の等電点はpK値の関数であるため、異なる分子は異なる等電点を持ちます。これにより、等電点フォーカスと呼ばれる技術が可能になり、^[75] 2次元ゲルポリアクリルアミドゲル電気泳動によるタンパク質の分離に使用されます。

緩衝溶液は分析化学においても重要な役割を果たしている。溶液の pH を特定の値に固定する必要があるときはいつでも使用される。水溶液と比較すると、緩衝溶液の pH は少量の強酸または強塩基の添加に対して比較的鈍感である。単純な緩衝溶液の緩衝能^{[76]は pH = p} K _aのときに最大となる。酸塩基抽出では、適切な緩衝液を使用して水相の pH を調整することにより、エーテルなどの有機相への化合物の抽出効率を最適化することができる。最適な pH では、電気的に中性な種の濃度が最大になる。このような種は、水よりも誘電率の低い有機溶媒に溶けやすい。この技術は弱酸および弱塩基の精製に使用される。^[77]

pH 指示薬は、 pK _a ± 1程度の遷移 pH 範囲で色が変わる弱酸または弱塩基です。万能指示薬 の設計には、隣接するpK _a値が約 2 異なる指示薬の混合物が必要であり、その遷移 pH 範囲はちょうど重なります。

薬理学では、化合物のイオン化は、その物理的挙動や溶解度や親油性（log  p）などのマクロ特性を変化させます。たとえば、どの化合物でもイオン化すると、水への溶解度は増加しますが、親油性は減少します。これは、イオン化可能な基のp Ka _aを調整することで血液中の化合物の濃度を高めるために医薬品開発で利用されています。^[78]

p Ka_{値の知識は、}ルイス酸として作用する金属イオン M ^{m+とルイス塩基として作用する}配位子Lとの相互作用によって形成される配位錯体を理解する上で重要です。しかし、配位子はプロトン化反応を起こすこともあるため、水溶液中での錯体の形成は、次の反応で象徴的に表すことができます。

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

この反応では配位子がプロトンを失うため、その反応の平衡定数を決定するには、プロトン化された配位子のp K _{aを知る必要がある。実際には、配位子は多価イオンである可能性があり、例えば}EDTA ^4−は4つのプロトンを受け入れることができるため、その場合、すべてのp K _a値を知る必要がある。さらに、金属イオンは加水分解を受ける、つまり弱酸として振る舞うため、加水分解反応のp K値も知っておく必要がある。^[79]

酸または塩基に関連する危険性を評価するには、p Ka_値の知識が必要になる場合があります。^[80]たとえば、シアン化水素は、シアン化物イオンが鉄含有酵素シトクロム c 酸化酵素を阻害するため、非常に有毒なガスです。シアン化水素は、水溶液中では p Ka_が約 9 の弱酸です。たとえば、pH 11 を超える強アルカリ溶液では、シアン化ナトリウムは「完全に解離」するため、シアン化水素ガスによる危険性は大幅に軽減されます。一方、酸性溶液は、すべてのシアン化物が酸の形であるため、非常に危険です。シアン化物を経口摂取すると、pH に関係なく、シトクロム c 酸化酵素との反応により、致命的になる可能性があります。

環境科学では、酸塩基平衡は湖沼^[81]や河川^{[82]にとって重要である。 [83} ]例えば、フミン酸は天然水の重要な成分である。別の例は化学海洋学である：^[84]様々な塩分濃度での海水中の鉄(III)の溶解度を定量化するために、鉄(III)の加水分解生成物Fe(OH) ²⁺、Fe(OH)の形成のp Ka値を_測定する。+2およびFe(OH) _3が鉄水酸化物の溶解度積とともに測定された。^[85]

化学物質の p Ka を決定する方法は複数あり、異なる情報源間で多少の食い違いが生じます。適切に測定された値は通常、互いに 0.1 単位以内です。ここで示したデータは、25 °C の水中で取得されました。_[ 7 ] ^{[ 86]}詳細な値は、上記の熱力学のセクションに記載されています。DMSO で測定された炭素酸の p Ka の表は、_カルボアニオンのページにあります。

• アシドーシス
• ワインの酸:ワインの主な酸は酒石酸、リンゴ酸、クエン酸です。
• アルカローシス
• 動脈血ガス
• 化学平衡
• 導電率（電解）
• グロッタス機構: 水素イオンと水分子の間で陽子が移動する仕組み。陽子のイオン移動度が非常に高い理由を説明します (アニメーション)。
• ハメット酸度関数:超酸を含む強酸の非常に濃縮された溶液に使用される酸度の尺度。
• イオン輸送数
• 海洋酸性化：大気中の二酸化炭素の溶解は海水の pH に影響します。反応は総無機炭素と、石灰岩やドロマイトなどの固体炭酸塩との溶解度平衡に依存します。
• 希釈の法則
• 二酸化炭素濃度
• pH
• 優勢図:ポリオキシアニオンを含む平衡に関連します。これらの図を作成するには、p Ka_値が必要です。
• プロトン親和力: 気相における塩基性の尺度。
• 錯体の安定度定数: 錯体の形成は、酸の解離の生成物である配位子に対する陽子と金属イオンの競合として見られることが多い。

• アルバート、A.; サージェント、EP (1971)。イオン化定数の測定: 実験マニュアル。チャップマン&ホール。ISBN 0-412-10300-1。(以前の版は『酸と塩基のイオン化定数』として出版されました。ロンドン (英国): メシューエン。1962 年。)）
• アトキンス、PW; ジョーンズ、L. (2008)。化学原理：洞察の探求（第4版）。WHフリーマン。ISBN 978-1-4292-0965-6。
• Housecroft, CE; Sharpe, AG (2008).無機化学(第 3 版). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6。（非水溶媒）
• Hulanicki, A. (1987).分析化学における酸と塩基の反応. Horwood. ISBN 0-85312-330-6。（翻訳編集者：メアリー・R・マッソン）
• Perrin, DD; Dempsey, B.; Serjeant, EP (1981).有機酸と塩基のpKa予測. Chapman & Hall. ISBN 0-412-22190-X。
• ライヒャルト、C. (2003)。有機化学における溶媒と溶媒効果（第3版）。Wiley- VCH。ISBN 3-527-30618-8。第 4 章: 均一化学平衡の位置に対する溶媒の影響。
• Skoog, DA; West, DM; Holler, JF; Crouch, SR (2004)。分析化学の基礎（第 8 版）。Thomson Brooks/ Cole。ISBN 0-03-035523-0。

• 非水溶媒中の酸性度-塩基性度データDMSO、アセトニトリル、THF、ヘプタン、1,2-ジクロロエタン、および気相中のp Ka_{値の広範な参考文献}
• Curtipot は、pH と酸塩基平衡の計算、およびスプレッドシートを使用した電位差滴定曲線のシミュレーションと分析のためのオールインワンのフリーウェアです。
• SPARC 物理/化学特性計算機には、 SMILESまたはCAS 登録番号を使用して検索できる水性、非水性、気相の p K _{a値のデータベースが含まれています。}
• さまざまな酸と塩基の水溶液平衡定数 p K _a値。溶解度積の表も含まれています。
• pKa と log p の解釈と測定の無料ガイド 2016-08-10 にWayback Machineでアーカイブ これらの特性の薬理学への関連性の説明
• 無料のオンライン予測ツール（Marvin）p K _a、log p、log dなど。ChemAxonより
• Chemicalize.org :予測構造に基づく特性のリスト
• p Ka_チャート[1]デイビッド・A・エヴァンス