آخر تحديث: 2026-06-16

يقيس ثابت تفكك الحمض $K_a$ مدى اكتمال تأين الحمض في الماء، لكن قيمه تمتد عبر عشرات الرتب من المقدار، من نحو $10^{2}$ للأحماض القوية إلى $10^{-50}$ لأضعفها. ويضغط مقياس $pK_a$ ذلك المدى في أرقام يسهل التعامل معها، تمامًا كما يفعل pH مع تركيز أيون الهيدروجين. وتحوِّل هذه الحاسبة $K_a$ إلى $pK_a$ وتُبلِّغ عن $K_b$ و$pK_b$ للقاعدة المرافقة، وهي الكميات المستخدَمة لترتيب الأحماض ومقارنتها في عموم الكيمياء والكيمياء الحيوية.

التعريف اللوغاريتمي

$pK_a$ هو اللوغاريتم العشري السالب لثابت التفكك:

$pK_a = -\log_{10}(K_a)$

ولأن العلاقة لوغاريتمية، يقابل الفرق بمقدار وحدة $pK_a$ واحدة فرقًا عشري الأضعاف في $K_a$. وتميِّز قيمة $pK_a$ الأدنى حمضًا أقوى.

أما القاعدة المرافقة، فترتبط ثوابت تفككها معًا عبر الجداء الأيوني للماء، $K_w = 1.0\times10^{-14}$ عند 25 °C:

$K_b = \frac{K_w}{K_a}, \qquad pK_a + pK_b = 14$

مثال محلول

لحمض الخليك $K_a = 1.8\times10^{-5}$:

تميِّز قيمة $K_a$ الصغيرة المعتدلة حمض الخليك بأنه حمض ضعيف، وتكون قاعدته المرافقة، أيون الخلات، قاعدة ضعيفة جدًا بالمقابل.

لماذا هذا المقياس مفيد

تحوِّل اللوغاريتمات الكميات الأسية العسيرة إلى مقياس خطي يسهل مقارنته واستخدامه في المعادلات. ويظهر $pK_a$ مباشرة في علاقة المحلول المنظِّم عبر حاسبة هندرسون-هاسلباخ، حيث يكون المحلول المنظِّم أكثر فعالية عندما يقترب pH من $pK_a$ للحمض. ولإيجاد pH محلول من تركيز أيون الهيدروجين، استخدم حاسبة الأس الهيدروجيني، ولمعرفة الكسر الذي يتفكك فعليًا من حمض ضعيف، استخدم حاسبة النسبة المئوية للتأين.