Gyenge savak savassági állandóinak meghatározása. Savasság és bázikusság a vízben A tejsav savassági állandójának mutatója

A víz önionizálása

A víz még ismételt desztilláció után is megtartja elektromos áram vezetõ képességét. A víz ezen képessége az önionizációjának köszönhető.

$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$

A termodinamikai egyensúlyi állandó alakja:

1. kép

ahol $a_X^(rel)=\frac(a_X^(egyenlő))(a_X^0)$ az $X$ részecske relatív aktivitása az egyensúlyi rendszerben;

$aX^(egyenlő)$ a $X$ részecske abszolút aktivitása egy egyensúlyi rendszerben;

$(a_x)^0$ a $X$ abszolút aktivitása a rendszer termodinamikai állapotában.

A víz relatív aktivitása egyensúlyban gyakorlatilag egységgel egyenlő, mivel a reakció mértéke nagyon kicsi (ha elméletileg nem ionizált vizet vesszük standard állapotnak.

A $OH^-$ és $H_3O^+$ ionok aktivitási együtthatói tiszta vízben az egységhez közelítenek. A reakció egyensúlya erősen balra tolódik el. A $OH^-$ és $H_3O^+$ relatív aktivitása majdnem egyenlő moláris koncentrációjukkal. Ahol

$(K_a)^0 \sim K_(auto) = $

ahol $ és $ moláris koncentrációk;

$K_(auto)$ – a víz autoprolízis állandó értéke: 1,00 $\cdot 10^(-14) \mol^2/l^2$, 25 $^\circ \C.$

A tiszta vízben a $ és a $ koncentrációja tehát egyenlő lesz

$==\sqrt(10^(-14))=10^(-7)$ 25 $^\circ \ C.$ áron

A kiszámítás megkönnyítése érdekében a koncentrációt negatív logaritmusként, $pH$-ként jelöljük:

$pH= -lg $

A tiszta víz pH-értéke $7 $, savas oldatban $pH $ 7 $.

Sav disszociáció és savassági állandó

$AH$ sav esetén a disszociáció a következő egyenlettel fejezhető ki:

$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$

Egyensúlyi állapotban a víz relatív sűrűsége az egyik savról a másikra haladva kissé megváltozik, és végtelen hígítással a nullához közelít. Ezért a $K_a^0$ ($AH$) termodinamikai savassági állandót használjuk.

Az aktivitási együtthatók aránya minden savnál azonos, és egyenlő egységgel, ha a folyamatok híg oldatokban mennek végbe.

Ezután híg vizes oldatban a $Ka (AH$) savassági állandót használjuk a saverősség mértékeként, amely a következő képlettel határozható meg:

$Ka (AH)=\frac()()$

A képlet a részecskék moláris koncentrációját jeleníti meg rögzített hőmérsékleten $(25^\circ \C)$ egyensúlyi állapotban.

Minél nagyobb a savassági állandó, annál nagyobb a disszociáció mértéke, annál erősebb a sav. A savasság kiszámításához és jellemzéséhez a $pKa$ savassági állandó negatív logaritmusát használjuk.

$pKa (AH)= -lgKa (AH)$

Minél nagyobb a savassági állandó értéke, annál gyengébb a sav.

A savassági állandó értéke megegyezik annak az oldatnak a $pH$ értékével, amelynél a sav félig ionizálódik:

$pKa (AH) = pH - log \frac()()$

A vizes oldatban lévő vízmolekulák savasságát jellemző érték egyenlő:

$Ka=\frac()()=\frac(Ka_(auto))()=\frac(10^(-14))(55,5)$

Így $25^\circ C$ hőmérsékleten $pKa (H_2O) = 15,7$. Ez az érték jellemzi az oldatban lévő vízmolekulák savasságát.

Hidroniumion esetén $pKa (H_3O^+) = pK_(auto) - pKa = 14-15,7 = -1,7.$

A $pKa$ értékek táblázatos adatok. A $pKa 0$-os savak esetében azonban a táblázat adatai pontatlanok lesznek.

A víz savassági állandóit a $A^-$ és $AH$ koncentrációjának közvetlen mérésével csak akkor lehet meghatározni, ha a sav disszociációja legalább bizonyos mértékig, sőt alig észrevehetően megtörténik.

Ha a sav nagyon gyenge, így gyakorlatilag nem disszociál, akkor a $A^-$ koncentrációja nem mérhető pontosan. Ha éppen ellenkezőleg, a sav olyan erős, hogy szinte teljesen disszociál, akkor nem lehet mérni a $AH$ koncentrációt. Ebben az esetben a savasság meghatározására közvetett módszereket kell alkalmazni.

Bázis ionizációs állandó

A vízben lévő bázis disszociációs állandójának kifejezésére a következő egyenletet használjuk:

$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$

A bázikussági állandó:

$Kb=\frac())([B])$

Mostanában a bázikussági állandókat gyakorlatilag nem használják a számításokban, mivel a konjugált sav savassági állandójából minden szükséges információt megkaphatunk a $BH^+ bázisról.$

$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$

$Ka (BH^+) = \frac([B])()$

A sav savassági állandója az erősség mértéke:

• $AH$ vagy $BH^+$ protondonorként;
• $A^-$ vagy $B$ proton akceptorként;
• egy erős sav $AH$ vagy $BH^+$ egy gyenge $A^-$ vagy $B$ konjugált bázisnak felel meg, és ekkor a $pKa$ értéke kicsi vagy negatív;
• egy erős bázis $A^-$ vagy $B$ egy gyenge $AH$ vagy $BH^+$ savnak felel meg, és a savassági állandó pozitív lesz

A savak vagy bázisok erőssége közvetlenül csak a $pKa (BH^+) szűk tartományában mérhető. A tartományon kívül a bázikusságot közvetett módszerekkel határozzuk meg. A $pka (BH^+)$ értékei a $-2$ és $17$ közötti intervallumon kívül pontatlanok lesznek.

A savak szerkezete és szilárdsága közötti összefüggés

A savak relatív erőssége megjósolható a központi atom természete és a savmolekula szerkezete alapján.

Az oxigénmentes sav $HX$ és $H_2X$ (ahol $X$ halogén) erőssége annál nagyobb, minél gyengébb a $X-H$ kötés, vagyis minél nagyobb a $X$ atom sugara.

A $HF - HCl - HBr - HI$ és a $H_2S - H_2Se - H_2Te$ sorozatban a savak erőssége nő.

Oxigéntartalmú savak esetén minél nagyobb m értéke a $E(OH)nOm$ összetételű vegyületben, annál nagyobb a savak erőssége.

Így ezen elmélet szerint Sav minden olyan anyag, amelynek molekulái (beleértve az ionokat is) képesek protont adni, pl. legyen protondonor; Bázisnak minősül minden olyan anyag, amelynek molekulái (beleértve az ionokat is) képesek protont kapcsolódni, pl. proton akceptor legyen; Az amfolit minden olyan anyag, amely proton donor és akceptor is egyben.

Ez az elmélet nemcsak a semleges molekulák, hanem az ionok sav-bázis tulajdonságait is megmagyarázza. A sav, feladva egy protont, bázissá alakul, amely ennek a savnak a konjugátuma. A „sav” és „bázis” kifejezések relatív fogalmak, mivel ugyanazok a részecskék – molekulák vagy ionok – a partnertől függően bázikus és savas tulajdonságokat is mutathatnak.

A protolitikus egyensúly során sav-bázis párok jönnek létre. A protonelmélet szerint a hidrolízist, az ionizációt és a semlegesítési reakciókat nem tekintik speciális jelenségnek, hanem a protonok savból bázisra történő szokásos átvitelének tekintik.

Az A részecske egy hidrogénion elválasztása után keletkezik

PH érték

A víz, mint gyenge elektrolit, kis mértékben ionizálódik:

H 2 O ↔ H + + OH - .

A vizes oldatban lévő ionok hidratálódnak (vizes)

A vizet protolitikus amfoteritás jellemzi. A víz önionizációs reakcióját (autoprotolízisét), amelynek során az egyik vízmolekulából (savból) egy proton átmegy egy másik vízmolekulába (bázis), a következő egyenlet írja le:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH - .

A víz autoprotolízis egyensúlyi állandója egyenlő:

Az ionizációs állandóra a tömeghatás törvényét alkalmazzuk:

ahol a tevékenység.

A tömörség kedvéért sav-bázis egyensúlyban a H 3 O + helyett írjuk

Mivel a víz nagy feleslegben van oldatban, és kismértékben ionizálódik, megjegyezhető, hogy koncentrációja állandó, és 55,6 mol (1000 g: 18 g/mol = 56 mol) per liter víz.

Ezért a K és (H 2 O) szorzata és a vízkoncentráció egyenlő 1,8 10 -16 mol/l 55,6 mol/l = 10 -14 mol 2 /l 2 -vel. Így = 10 -14 (25 °C-on) állandó érték, jelöli Kwés úgy hívják víz autoprotolízis állandó. Néha az elavult nevet használják - a víz ionos termékét.

Azokat az oldatokat, amelyekben a hidrogénionok és a hidroxidionok koncentrációja azonos, semleges oldatoknak nevezzük = = = 10 -7 mol/l. Savas oldatban > , > 10 -7 mol/l, lúgos oldatban > , > 10 -7 mol/l.

Az egyszerűsítés kedvéért a pH hidrogénindikátort vesszük alapul - a hidrogénionok koncentrációjának decimális logaritmusát, ellenkező előjellel: pH = -lg.

Érdekes tények:

Az izohidrális állapot megsértése ( pH állandóság) szív- és érrendszeri betegségekben, ischaemiában, diabetes mellitusban (acidózis alakul ki). A sav-bázis egyensúlyt légzés, vizelés és izzadás tartja fenn. Ezek a rendszerek lassan működnek, és a savas és lúgos anyagcseretermékek azonnali semlegesítését a szervezet pufferrendszerei végzik. Az izohidrát állapotát számos fizikai-kémiai és élettani mechanizmus együttes hatása biztosítja. A pufferhatást több protolitikus egyensúly kombinálásával érik el.

A savak erősségét protonadó képességük határozza meg. Ennek a képességnek a mértéke az savassági állandó (Ka).

Minél nagyobb a savassági állandó, annál erősebb a sav. Például az ecetsav erősebb, mint a hidrogén-cianid, mivel Ka(CH 3 COOH) = 1,74 10 -5, Ka(HCN) = 1 10 -9. A számítások és a rögzítés megkönnyítése érdekében gyakran nem magukat az állandókat használják, hanem a negatív decimális logaritmusukat: pKa = -lgKa. A pKa értéket ún sav szilárdsági mutatója. Minél magasabb a pKa érték, annál gyengébb a sav.

Az erős savak szinte teljesen átadják protonjukat a vízmolekuláknak, így az oldatban jelenlévő sav valójában egy hidrogénion.

Ebben a tekintetben egy erős egybázisú sav oldatának pH-értékének kiszámításakor a protonok koncentrációja egyenlő a sav koncentrációjával.

c(H3O+) = c(HB).

Gyenge savak oldataiban a hidrogénionok koncentrációja lényegesen alacsonyabb, mint a sav koncentrációja. alapján számítják ki

ennek az egyenletnek mindkét oldala egy képletet ad a gyenge savak oldatainak pH-értékének kiszámításához: pH = 0,5(pKa - log c(HB)).

29. Gyenge elektrolitok. A savasság és a lúgosság állandó. Oswald hígítási törvénye.

A gyenge elektrolitok olyan kémiai vegyületek, amelyek molekulái még erősen híg oldatokban is enyhén disszociálnak olyan ionokká, amelyek dinamikus egyensúlyban vannak a nem disszociált molekulákkal. A gyenge elektrolitok közé tartozik a legtöbb szerves sav és sok szerves bázis vizes és nemvizes oldatokban.

A gyenge elektrolitok a következők:

szinte minden szerves sav és víz;

néhány szervetlen sav: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 stb.;

néhány rosszul oldódó fém-hidroxid: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 stb.

A savas disszociációs állandó (Ka) a sav disszociációjának hidrogénionná és a savmaradék anionjává való reakciójának egyensúlyi állandója. Azoknál a többbázisú savaknál, amelyek disszociációja több szakaszban megy végbe, külön konstansokat használnak a disszociáció különböző szakaszaira, jelölve őket K a1, K a2 stb.

Példa a kétbázisú sav kiszámítására:

Gyakrabban a K disszociációs állandó helyett a pK értéket használják, amelyet magának az állandónak a negatív decimális logaritmusaként definiálunk:

A bázis olyan kémiai vegyület, amely kovalens kötést tud létrehozni egy protonnal (Brønsted-bázis) vagy egy másik kémiai vegyület üres pályájával (Lewis-bázis). Szűk értelemben a bázisok bázikus hidroxidok - összetett anyagok, amelyek disszociációja során vizes oldatokban csak egyfajta anion hasad le - hidroxidionok OH-.

A Brønsted-Lowry elmélet lehetővé teszi, hogy számszerűsítsük a bázisok erősségét, vagyis azt, hogy mennyire képesek protont elvonni a savaktól. Ezt általában a Kb bázikussági állandó használatával teszik meg, amely egy bázis és egy referencia sav reakciójának egyensúlyi állandója, amelyhez vizet választanak. Minél nagyobb a bázikussági állandó, annál nagyobb a bázis erőssége, és annál nagyobb a képessége a proton elvonatkoztatására. A bázikussági állandót gyakran a pKb bázikussági állandó kitevőjeként fejezik ki. Például az ammóniára, mint Brønsted-bázisra a következőket írhatjuk:

Az Ostwald-féle hígítási törvény egy összefüggés, amely egy bináris gyenge elektrolit híg oldatának egyenértékű elektromos vezetőképességének az oldat koncentrációjától való függését fejezi ki:

Itt K az elektrolit disszociációs állandója, c a koncentráció, λ és λ∞ az egyenértékű elektromos vezetőképesség értékei c koncentrációnál és végtelen hígításnál. A kapcsolat a tömegcselekvés törvényének és az egyenlőségnek a következménye, ahol α a disszociáció mértéke.

30. A víz gyenge elektrolit. A víz ionos terméke. PH. POh

A víz ionos terméke a H+ hidrogénionok és az OH− hidroxilionok vízben vagy vizes oldatokban való koncentrációjának szorzata, a víz autoprotolízisállandója.

A víz, bár gyenge elektrolit, kis mértékben disszociál:

Ennek a reakciónak az egyensúlya erősen balra tolódik. A víz disszociációs állandója a következő képlettel számítható ki:

Hidroniumionok (protonok) koncentrációja;

Hidroxidion koncentráció;

Víz koncentrációja (molekuláris formában) a vízben;

A víz koncentrációja a vízben, figyelembe véve annak alacsony disszociációs fokát, gyakorlatilag állandó és (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

25 °C-on a víz disszociációs állandója 1,8·10-16 mol/l. Az (1) egyenlet átírható a következőképpen:

Jelöljük a K· = K szorzatot in = 1,8·10–16 mol/l·55,56 mol/l = 10–14 mol²/l² = · (25 °C-on).

A K in állandót, amely megegyezik a protonok és a hidroxidionok koncentrációjának szorzatával, a víz ionos termékének nevezzük. Nem csak a tiszta víz, hanem az anyagok híg vizes oldatai esetében is állandó. A hőmérséklet növekedésével a víz disszociációja növekszik, ezért a Kv is nő, a hőmérséklet csökkenésével - fordítva.

A hidrogén-index, pH - az oldatban lévő hidrogénionok aktivitásának mértéke, és mennyiségileg kifejezi annak savasságát, a hidrogénionok aktivitásának negatív (ellentétes előjellel vett) decimális logaritmusaként számítják ki, mol per literben kifejezve:

Az inverz pH-érték valamivel kevésbé elterjedt - az oldat bázikusságának mutatója, a pOH, amely megegyezik az oldatban lévő OH - ionok koncentrációjának negatív decimális logaritmusával:

Összekapcsolási szint:

Általános esetben, a Bronsted-Lowry protolitikus elméletnek megfelelően, a (4.2) egyenlet szerint gyenge monoprotikus sav disszociációjára:

Valódi termodinamikai állandó NAK NEK ez az egyensúly lesz

ahol minden tevékenység egyensúlyban van. Képzeljük el ezt az arányt a következő formában:

Jelöljük, mint az előző esetben, két állandó szorzatát NAK NEKés a(H 2 O) - (H 2 O) = állandó at T= const. Akkor

vagy hozzávetőlegesen:

ahol minden koncentráció egyensúlyban van. Itt az érték NAK NEK A hívott savas disszociációs (ionizációs) állandó vagy egyszerűen savassági állandó.

Sok gyenge sav esetében a számértékek NAK NEK A nagyon kicsik, így a méret helyett NAK NEK A alkalmaz erősségjelző (vagy egyszerűen jelző):

rK A =- lg NAK NEK A .

A több NAK NEK A(azaz minél kevesebb p NAK NEK A ), annál erősebb a sav.

Legyen a HB egybázisú sav kezdeti koncentrációja egyenlő az oldatban való disszociációjának (ionizációjának) mértékével. Ekkor a [H 3 O + ] és a [B - ] ionok egyensúlyi koncentrációja egyenlő lesz: [H 3 O + ] = [B - ] = αс A , egyensúlyi savkoncentráció [НВ] = Val vel A - α Val vel A = Val vel A(1 - α). Az egyensúlyi koncentrációk ezen értékeit behelyettesítve az egyensúlyi állandó (4.10) kifejezésébe, a következőt kapjuk:

Ha koncentráció helyett Val vel A használja az inverzét V- hígítás (hígítás), l/mol-ban kifejezve, V=1/Val vel A , majd a képletet NAK NEK Aígy fog kinézni:

Ez a kapcsolat és a kifejezés is

leírni Ostwald hígítási törvénye (vagy hígítási törvény) gyenge bináris elektrolithoz. A1-nél (tipikus eset sok analitikai rendszerben)

Könnyen kimutatható, hogy általános esetben bármilyen összetételű gyenge elektrolithoz K n A m, amely a séma szerint ionokra bomlik.

K n A m = P NAK NEK t+ +t A n -

Az Ostwald-féle hígítási törvényt a reláció írja le

Ahol Val vel- gyenge elektrolit, például gyenge sav kezdeti koncentrációja. Tehát a H 3 PO 4 ortofoszforsavhoz (P = 3,

T= 1), amely a séma szerint teljesen ionokra bomlik

.

Egy bináris elektrolit esetében az összefüggés a (4.11) lesz. Az a1-hez a következők vannak:

Határozzuk meg az NV egybázisú sav oldatának egyensúlyi pH értékét. A hidrogénionok egyensúlyi koncentrációja

A jelölést használva kapjuk:

pH = 0,5 (r NAK NEK A+p Val vel A). (4.12)

Tehát egy gyenge monoprotikus sav oldatának egyensúlyi pH-értékének kiszámításához ismerni kell ennek a savnak a savassági állandóját. NAK NEK Aés annak kezdeti koncentrációja Val vel A .

Számítsuk ki egy 0,01 mol/l kezdeti koncentrációjú ecetsavoldat pH-ját!

Szobahőmérsékleten az ecetsavhoz NAK NEK A = 1,74·10 -5 és p NAK NEK A = 4,76.

A (4.12) képlet szerint felírhatjuk:

pH = 0,5 (p NAK NEK A+p Val vel A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Hasonló megfontolás elvégezhető bármely gyenge megoldás egyensúlyára többbázisú savak.

A többbázisú savak fokozatosan, több szakaszban disszociálnak ionokká, amelyek mindegyikét saját egyensúlyi állandó jellemzi. lépcsőzetes sav disszociációs állandó. Például ortobórsav oldatokban H 3 BO 3 egyensúlyok jönnek létre (az állandó értékeket 25 ° C-ra adjuk meg):

H 3 VO 3 + H 2 O = H 3 O + +, NAK NEK 1 =

H 2 O = H 3 O + +, NAK NEK 2 =

H 2 O = H 3 O + +, NAK NEK 3 =

Minden következő lépés sav disszociációs állandója kisebb, mint az előző lépés disszociációs állandója - általában több nagyságrenddel.

Az összes fokozatos disszociációs állandó szorzata egyenlő a K teljes savdisszociációs állandóval:

NAK NEK 1 NAK NEK 2 ...NAK NEK P =K.

Így könnyen belátható, hogy az ortobórsav esetében ez az érték

NAK NEK 1 NAK NEK 2 NAK NEK 3 =K=

van egy teljes sav disszociációs állandó a séma szerint:

4.3.2 Gyenge bázisok oldatainak bázikussági állandója és pH-ja

A savak és bázisok Brønsted-Lowry protolitikus elméletével összhangban, általános esetben egysavas gyenge bázis B vizes oldatokban történő ionizálására a következőket írhatjuk:

B + H 2 O = HB + + OH -

Ha a bázis ionizációs foka a1, akkor ennek a kémiai egyensúlynak az állandója a koncentrációs állandó.

Az előzőhöz hasonlóan eljárva a következőket kapjuk:

NAK NEK = =K b = const mikor T= konst

mint két állandó szorzata NAK NEK=állandó és [H 2 O] = állandó.

Nevezzük a mennyiséget K b , egyenlő tehát,

K b = , (4.13)

gyenge egysavas bázis disszociációs (ionizációs) állandójavagycsak egy alapossági állandó ez az alap, és a nagyságrend

p K b = K b ,

A bázikussági állandó erősségi mutatója (vagy egyszerűen mutatója).

Az Ostwald-hígítási törvény szerint a vizsgált esetben (hasonlóan a (4.11) összefüggéshez)

K b =,

ahol az egysavas gyenge bázis ionizációs foka és a kezdeti koncentrációja. Mivel gyenge bázishoz a1, akkor

Határozzuk meg a kérdéses monosav bázis vizes oldatának egyensúlyi pH értékét szobahőmérsékleten! A (4.7) képletnek megfelelően a következőket kapjuk:

pH = p NAK NEK w - pOH = 14 - pOH.

Határozzuk meg a pOH = [OH - ] értéket. Magától értetődően

[OH - ] = =

A pOH = [OH - ] mutatók felhasználásával, p NAK NEK b =K bÉs

p = , kapjuk: pOH = 0,5 (p NAK NEK b+ p). Ezt a kifejezést behelyettesítve a pH fenti képletébe, megkapjuk az összefüggést

pH = 14 - pOH = 14 - 0,5 (p NAK NEK b+ p).

Tehát az egyensúlyi pH-érték gyenge egysavas bázis oldatában a (4.15) képlettel számítható ki:

pH = 14-0,5 (p NAK NEK b+ p). (4.15)

Számítsuk ki a pH-t 0,01 mol/l-es vizes ammóniaoldatban, amelyhez szobahőmérsékleten NAK NEK b= és p NAK NEK b = 4,76.

Vizes ammóniaoldatban egyensúly jön létre:

amely többnyire balra tolódik el, így az ammónia ionizációs foka . Ezért a pH-érték kiszámításához használhatja a (4.15) összefüggést:

pH = 14-0,5 (p NAK NEK b+ p) =

Hasonló megfontolás minden gyenge esetében elvégezhető polisav okokból. Igaz, ez körülményesebb kifejezéseket eredményez.

A gyenge polisav bázisok, akárcsak a gyenge többbázisú savak, fokozatosan disszociálnak, és minden disszociációs lépésnek megvan a maga fokozatos bázis disszociációs állandója - lépcsőzetes bázikussági állandó.

Például a Pb(OH) 2 ólom-hidroxid vizes oldatokban két lépésben bomlik ionokra:

Ugyanezek az egyensúlyok másképpen is felírhatók, ragaszkodva (a protolitikus elmélet keretein belül) a bázis definíciójához, mint olyan anyaghoz, amely protont köt, jelen esetben azt egy vízmolekulától elfogadva:

A lépcsőzetes bázikussági állandók a következő formában ábrázolhatók:

A jelzett egyensúlyok rögzítésével feltételezzük, hogy a vízmolekulából egy proton egy hidroxilcsoportba kerül vízmolekula képződésével (), aminek következtében a vízmolekulák száma az ólom (II) atom közelében eggyel nő, és a vezető (II) atomhoz kapcsolódó hidroxilcsoportok száma ), szintén eggyel csökken minden disszociációs lépésben.

Munka NAK NEK 1 NAK NEK 2 =K=[Pb 2+ ][OH - ] 2 /[Pb(OH) 2 ] =

2,865, ahol NAK NEK- teljes disszociációs állandó a séma szerint

vagy más felírt séma szerint

ami végül ugyanarra az eredményre vezet.

Egy másik példa a szerves bázisú etilén-diamin, amely vizes oldatban két lépésben ionizálódik. Első fázis:

Második szakasz:

Munka -

teljes disszociációs állandó. Az egyensúlynak felel meg

Az egyensúlyi állandók számértékei fent vannak szobahőmérsékletre.

Akárcsak a többbázisú savak esetében, gyenge polisav bázis esetén az egyes további lépések disszociációs állandója általában több nagyságrenddel kisebb, mint az előző szakasz disszociációs állandója.

táblázatban A 4.2 táblázat egyes gyenge savak és bázisok savassági és bázikussági állandóinak számértékeit mutatja.

4.2. táblázat. Valódi termodinamikai ionizációs állandók egyes savak és bázisok vizes oldataiban.

NAK NEK A- állandó savasság, NAK NEK b- bázikusság állandó,

NAK NEK 1 - disszociációs állandó az első lépéshez,

NAK NEK 2 - disszociációs állandó a második lépéshez stb.