- Bilanț de ionizare
- Ka
- Ecuația Henderson-Hasselbalch
- Utilizare
- Exerciții constante de ionizare
- Exercitiul 1
- Exercițiul 2
- Exercițiul 3
- Referințe
Ionizare constanta, constanta de disociere sau constanta de aciditate, este o proprietate care reflectă tendința unei substanțe de a ionilor de hidrogen de eliberare; adică este legat direct de puterea unui acid. Cu cât este mai mare valoarea constantei de disociere (Ka), cu atât eliberarea ionilor de hidrogen de către acid este mai mare.
Când vine vorba de apă, de exemplu, ionizarea ei este cunoscută sub numele de „autoprotoliză” sau „autoionizare”. Aici, o moleculă de apă dă un H + la alta, producând H 3 O + și OH - ioni , așa cum se arată în imaginea de mai jos.
Sursa: Cdang, de la Wikimedia Commons
Disocierea unui acid de o soluție apoasă poate fi evidențiată în felul următor:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
În cazul în care HA reprezintă acidul care este ionizat, H 3 O + ionul hidroniu și A - baza sa conjugat. În cazul în care Ka este mare, HA mai mult se va disocia și, prin urmare, va exista o concentrație mai mare a ionului de hidroniu. Această creștere a acidității poate fi determinată prin observarea unei modificări a pH-ului soluției, a cărei valoare este sub 7.
Bilanț de ionizare
Săgețile duble din ecuația chimică superioară indică faptul că se stabilește un echilibru între reactanți și produs. Deoarece fiecare echilibru are o constantă, același lucru se întâmplă cu ionizarea unui acid și se exprimă astfel:
K = /
Termodinamic, constanta Ka este definită în termeni de activități, nu de concentrații. Cu toate acestea, în soluții apoase diluate, activitatea apei este în jur de 1, iar activitățile ionului hidroniu, baza conjugată și acidul nedisociat sunt apropiate de concentrațiile lor molare.
Din aceste motive, a fost introdusă utilizarea constantei de disociere (ka) care nu include concentrația de apă. Aceasta permite schema de disociere a acidului slab într-un mod mai simplu, iar constanta de disociere (Ka) este exprimată în aceeași formă.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
Constanta de disociere (Ka) este o formă de exprimare a unei constante de echilibru.
Concentrațiile de acid nedisociat, baza conjugată și ionul de hidroniu sau hidrogen rămân constante odată atinsă condiția de echilibru. Pe de altă parte, concentrația bazei conjugate și cea a ionului de hidroniu sunt exact aceleași.
Valorile lor sunt date în puteri de 10 cu exponenți negativi, astfel încât a fost introdusă o formă mai simplă și mai ușor de gestionat a expresiei Ka, pe care au numit-o pKa.
pKa = - log Ka
PKa este denumită în mod constant constanta de disociere a acidului. Valoarea pKa este o indicație clară a rezistenței unui acid.
Acei acizi care au o valoare pKa mai mică sau mai negativă decât -1,74 (pKa a ionului de hidroniu) sunt considerați acizi puternici. În timp ce acizii care au un pKa mai mare de -1,74, ei sunt considerați acizi non-puternici.
Ecuația Henderson-Hasselbalch
O ecuație este derivată din expresia Ka care este extrem de utilă în calculele analitice.
Ka = /
Luând logaritmi,
log Ka = log H + + log A - - log HA
Și rezolvarea pentru jurnalul H + :
-log H = - log Ka + log A - - log HA
Apoi, utilizați definițiile de pH și pKa și regrupați termenii:
pH = pKa + jurnal (A - / HA)
Aceasta este celebra ecuație Henderson-Hasselbalch.
Utilizare
Ecuația Henderson-Hasselbach este utilizată pentru a estima pH-ul tampoanelor, precum și modul în care concentrațiile relative de bază conjugată și acid influențează pH-ul.
Când concentrația bazei conjugate este egală cu concentrația acidului, relația dintre concentrațiile ambilor termeni este egală cu 1; și, prin urmare, logaritmul său este egal cu 0.
În consecință, pH-ul = pKa, acest lucru fiind foarte important, deoarece în această situație eficiența tampon este maximă.
Zona de pH unde există capacitatea maximă de tamponare este de obicei luată, aceea unde pH = pka ± 1 unitate de pH.
Exerciții constante de ionizare
Exercitiul 1
Soluția diluată a unui acid slab are următoarele concentrații în echilibru: acid nedisociat = 0,065 M și concentrația bazelor conjugate = 9 · 10 -4 M. Calculați Ka și pKa acidului.
Concentrația ionului de hidrogen sau a ionului hidroniu este egală cu concentrația bazei conjugate, deoarece provin din ionizarea aceluiași acid.
Înlocuirea ecuației:
Ka = / HA
Înlocuirea ecuației pentru valorile respective:
Ka = (9 10 -4 M) (9 10 -4 M) / 65 10 -3 M
= 1.246 10 -5
Și apoi calculându-și pKa
pKa = - log Ka
= - jurnal 1.246 10 -5
= 4.904
Exercițiul 2
Un acid slab cu o concentrație de 0,03 M are o constantă de disociere (Ka) = 1,5 · 10 -4 . Calculați: a) pH-ul soluției apoase; b) gradul de ionizare a acidului.
La echilibru, concentrația acidului este egală cu (0,03 M - x), unde x este cantitatea de acid care se disociază. Prin urmare, concentrația de hidrogen sau ion de hidroniu este x, la fel și concentrația bazei conjugate.
Ka = / = 1,5 10 -6
= = x
Y = 0,03 M - x. Valoarea mică a Ka indică faptul că acidul s-a disociat probabil foarte puțin, deci (0,03 M - x) este aproximativ egal cu 0,03 M.
Înlocuirea în Ka:
1,5 10 -6 = x 2/3 10 -2
x 2 = 4,5 10 -8 M 2
x = 2,12 x 10 -4 M
Și întrucât x =
pH = - jurnal
= - jurnal
pH = 3,67
Și în final, în ceea ce privește gradul de ionizare: poate fi calculat folosind următoarea expresie:
o / HA] x 100%
(2,12 10 -4 / 3 10 -2 ) x 100%
0,71%
Exercițiul 3
Calculez Ka de procentul de ionizare al unui acid, știind că ionizează cu 4,8% , de la o concentrație inițială de 1,5 · 10 -3 M.
Pentru a calcula cantitatea de acid care este ionizată, se determină 4,8%.
Cantitate ionizată = 1,5 · 10 -3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10 -5 M
Această cantitate de acid ionizat este egală cu concentrația bazei conjugate și concentrația hidronului sau a ionului de hidrogen la echilibru.
Concentrația acidului de echilibru = concentrația inițială de acid - cantitatea de acid ionizat.
= 1,5 10-3 M - 7,2 10 -5 M
= 1.428 x 10-3 M
Și apoi rezolvarea cu aceleași ecuații
Ka = /
Ka = (7,2 · 10 -5 M x 7,2 · 10 -5 M) / 1.428 · 10 -3 M
= 3,63 x 10 -6
pKa = - log Ka
= - jurnal 3,63 x 10 -6
= 5,44
Referințe
- Chimie LibreTexturi. (Sf). Constanta de disociere. Recuperat din: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018). Constanta de disociere. Recuperat de la: en.wikipedia.org
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP & Stanley, GG Chimie. (2008) A opta ediție. Cengage Learning.
- Segel IH (1975). Calcule biochimice 2a. Ediție. John Wiley & Sons. INC.
- Kabara E. (2018). Cum se calculează constanta de ionizare acidă. Studiu. Recuperat din: studiu.com.