Stałe równanie jonizacji autorstwa Hendersona Hasselbalcha i ćwiczenia

The stała jonizacji (lub dysocjacja) jest właściwością, która odzwierciedla tendencję substancji do uwalniania jonów wodorowych; to znaczy jest bezpośrednio związane z siłą kwasu. Im większa wartość stałej dysocjacji (Ka), tym większe uwalnianie wiązań wodorowych przez kwas.

Na przykład, jeśli chodzi o wodę, jej jonizacja jest znana jako „autoprotolisis” lub „autoionizacja”. W tym przypadku cząsteczka wody daje H⁺ do drugiego, wytwarzając jony H₃O⁺ i OH^-, jak widać na obrazku poniżej.

Dysocjację kwasu z roztworu wodnego można schematować w następujący sposób:

HA + H₂O    <=>  H₃O⁺     +       A^-

Gdzie HA reprezentuje kwas, który jest zjonizowany, H₃O⁺ do jonu hydroniowego i A^- jego sprzężona baza. Jeśli Ka jest wysoka, większa część HA ulegnie dysocjacji, aw konsekwencji będzie większe stężenie jonu hydroniowego. Ten wzrost kwasowości można określić obserwując zmianę pH roztworu, którego wartość jest poniżej 7..

Indeks

• 1 Równowaga jonizacyjna
  • 1,1 Ka
• 2 Równanie Hendersona-Hasselbalcha
  • 2.1 Użytkowanie
• 3 Ćwiczenia stałe jonizacji
  • 3.1 Ćwiczenie 1
  • 3.2 Ćwiczenie 2
  • 3.3 Ćwiczenie 3
• 4 odniesienia

Równowaga jonizacyjna

Podwójne strzałki w górnym równaniu chemicznym wskazują, że ustalono równowagę między reagentami i produktem. Ponieważ cała równowaga ma stałą, to samo dzieje się z jonizacją kwasu i wyraża się następująco:

K = [H₃O⁺] [A^-] / [HA] [H₂O]

Termodynamicznie stała Ka jest definiowana w kategoriach aktywności, a nie stężeń. Jednak w rozcieńczonych roztworach wodnych aktywność wody wynosi około 1, a aktywność jonu hydroniowego, zasady koniugatu i niezdysocjowanego kwasu jest bliska ich stężeniom molowym.

Z tych powodów wprowadzono stałą dysocjacji (ka), która nie obejmuje stężenia wody. Pozwala to, że dysocjacja słabego kwasu może być schematycznie uproszczona, a stała dysocjacji (Ka) jest wyrażona w ten sam sposób.

HA  <=> H⁺     +      A^-

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Ka

Stała dysocjacji (Ka) jest formą wyrażania stałej równowagi.

Stężenia niezdysocjowanego kwasu, zasady koniugatu i jonu hydroniowego lub wodorowego pozostają stałe po osiągnięciu stanu równowagi. Z drugiej strony, stężenie bazy koniugatu i jonu hydroniowego jest dokładnie takie samo.

Ich wartości podano w potęgach 10 z ujemnymi wykładnikami, więc wprowadzono prostszą i łatwiejszą do zarządzania formę ekspresji Ka, którą nazwali pKa.

pKa = - log Ka

PKa powszechnie określa się jako stałą dysocjacji kwasu. Wartość pKa jest wyraźnym wskaźnikiem siły kwasu.

Te kwasy, które mają wartość pKa mniejszą lub większą niż ujemna niż -1,74 (pKa jonu hydroniowego) uważa się za silne kwasy. Podczas gdy kwasy o pKa większej niż -1,74 są uważane za kwasy nie-mocne.

Równanie Hendersona-Hasselbalcha

Z wyrażenia Ka wynika równanie, które ma ogromne znaczenie w obliczeniach analitycznych.

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Przyjmowanie logarytmów,

log Ka = log H⁺  +   log A^-   -   log HA

I wyczyszczenie log H⁺:

-log H = - log Ka + log A^-   -   log HA

Korzystając z definicji pH i pKa oraz terminów przegrupowania:

pH = pKa + log (A^- / HA)

To słynne równanie Hendersona-Hasselbalcha.

Użyj

Równanie Hendersona-Hasselbacha służy do oszacowania pH roztworów buforowych, a także sposobu, w jaki wpływają one na względne stężenia bazy koniugatu i kwasu w pH.

Gdy stężenie zasady koniugatu jest równe stężeniu kwasu, stosunek stężeń obu terminów jest równy 1; i dlatego jego logarytm wynosi 0.

W konsekwencji pH = pKa, które ma to bardzo ważne, ponieważ w tej sytuacji wydajność bufora jest maksymalna.

Zwykle przyjmuje się strefę pH, w której istnieje maksymalna pojemność buforowa, gdzie pH = pka ± 1 jednostka pH.

Ćwiczenia stałe jonizacji

Ćwiczenie 1

Rozcieńczony roztwór słabego kwasu ma następujące stężenia w równowadze: niezdysocjowany kwas = 0,065 M i stężenie zasady koniugatu = 9 · 10^-4 M. Oblicz Ka i pKa kwasu.

Stężenie jonu wodorowego lub jonu hydroniowego jest równe stężeniu zasady koniugatu, ponieważ pochodzą one z jonizacji tego samego kwasu.

Zastępując równanie:

Ka = [H⁺] [A^-] / HA

Zastępując w równaniu ich odpowiednie wartości:

Ka = (9 · 10^-4 M) (9 · 10^-4 M) / 65 · 10^-3 M

= 1246 · 10^-5

I wtedy obliczam jego pKa

pKa = - log Ka

= - log 1246 · 10^-5

= 4,904

Ćwiczenie 2

Słaby kwas o stężeniu 0,03 M ma stałą dysocjacji (Ka) = 1,5 · 10^-4. Oblicz: a) pH roztworu wodnego; b) stopień jonizacji kwasu.

W stanie równowagi stężenie kwasu jest równe (0,03 M - x), gdzie x jest ilością kwasu, który dysocjuje. Zatem stężenie wodoru lub jonu hydroniowego wynosi x, podobnie jak stężenie sprzężonej zasady.

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA] = 1,5 · 10^-6

[H⁺] = [A^-] = x

Y [HA] = 0,03 M - x. Mała wartość Ka wskazuje, że kwas prawdopodobnie dysocjował bardzo mało, tak że (0,03 M - x) jest w przybliżeniu równe 0,03 M.

Zastępowanie w Ka:

1,5 · 10^-6 = x² / 3 · 10^-2

x² = 4,5 · 10^-8 M²

x = 2,12 x 10^-4 M

I jak x = [H⁺]

pH = - log [H⁺]

= - log [2,12 x 10^-4]

pH = 3,67

I wreszcie w odniesieniu do stopnia jonizacji: można go obliczyć za pomocą następującego wyrażenia:

[H⁺] lub [A^-] / HA] x 100%

(2,12 · 10^-4 / 3 · 10^-2) x 100%

0,71%

Ćwiczenie 3

Obliczam Ka na podstawie procentu jonizacji kwasu, wiedząc, że jest on zjonizowany o 4,8% od początkowego stężenia 1,5 · 10^-3 M.

W celu obliczenia ilości zjonizowanego kwasu określa się jego 4,8%.

Ilość zjonizowana = 1,5 · 10^-3 M (4,8 / 100)

= 7,2 x 10^-5 M

Ta ilość zjonizowanego kwasu jest równa stężeniu zasady koniugatu i stężeniu jonu hydroniowego lub jonu wodorowego w równowadze.

Stężenie kwasu w równowadze = początkowe stężenie kwasu - ilość zjonizowanego kwasu.

[HA] = 1,5 · 10^-3 M - 7,2 · 10^-5 M

= 1428 x 10^-3 M

A potem rozwiązywanie za pomocą tych samych równań

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

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

= - log 3,63 x 10^-6

= 5,44

Referencje

1. Chemia LibreTexts. (s.f.). Stała dysocjacji. Źródło: chem.libretexts.org
2. Wikipedia. (2018). Stała dysocjacji. Źródło: en.wikipedia.org
3. Whitten, K. W., Davis, R.E., Peck, L. P. i Stanley, G. G. Chemistry. (2008) Ósma edycja. Nauka Cengage.
4. Segel I. H. (1975). Obliczenia biochemiczne. 2. Edycja. John Wiley & Sons. INC.
5. Kabara E. (2018). Jak obliczyć stałą kwasowej jonizacji. Studiować Źródło: study.com.