- Ionizacijska ravnoteža
- Ka
- Henderson-Hasselbalchova jednadžba
- Koristiti
- Stalne vježbe ionizacije
- Vježba 1
- Vježba 2
- Vježba 3
- Reference
Ionizacija konstanta, ili konstanta disocijacije kiselost konstanta je svojstvo koje odražava tendenciju tvari za oslobađanje vodikovih iona; to jest, to je izravno povezano s jačinom kiseline. Što je veća vrijednost konstante disocijacije (Ka), to je veće oslobađanje vodikovih iona od kiseline.
Na primjer, kada je u pitanju voda, njena ionizacija poznata je kao "autoprotoliza" ili "autoionizacija". Ovdje, molekula vode daje H + na drugu, stvarajući H 3 O + i OH - iona, kao što je prikazano na slici ispod.
Izvor: Cdang, iz Wikimedia Commons
Disocijacija kiseline iz vodene otopine može se naznačiti na sljedeći način:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
Gdje HA predstavlja kiselinu koja je ioniziran, H 3 O + na hydronium ion, a A - njenu konjugiranu bazu. Ako je Ka visok, više HA disocira i zato će doći do veće koncentracije hidronijevog iona. Ovo povećanje kiselosti može se utvrditi promatranjem promjene pH otopine čija je vrijednost ispod 7.
Ionizacijska ravnoteža
Dvostruke strelice u gornjoj kemijskoj jednadžbi označavaju da je uspostavljena ravnoteža između reaktanata i produkta. Kako svaka ravnoteža ima konstantu, isto se događa s ionizacijom kiseline i izražava se na sljedeći način:
K = /
Termodinamički, konstanta Ka definirana je s obzirom na aktivnosti, a ne na koncentracije. Međutim, u razrijeđenim vodenim otopinama aktivnost vode je oko 1, a aktivnosti hidronijevog iona, konjugirane baze i nedisocirane kiseline blizu su molarne koncentracije.
Iz tih razloga uvedena je upotreba konstante disocijacije (ka) koja ne uključuje koncentraciju vode. To omogućava da se disocijacija slabe kiseline shematizira na jednostavniji način, a konstanta disocijacije (Ka) izražava se u istom obliku.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
Konstanta disocijacije (Ka) oblik je izražavanja konstante ravnoteže.
Koncentracije nedisocirane kiseline, konjugirane baze i hidronijum ili vodikov ion ostaju konstantni nakon postizanja ravnotežnog stanja. S druge strane, koncentracija baze konjugata i koncentracije hidronijevog iona potpuno su iste.
Njihove vrijednosti date su u snagama 10 s negativnim eksponentima, pa je uveden jednostavniji i upravljiviji oblik Ka izraza, koji su nazvali pKa.
pKa = - log Ka
PKa se obično naziva konstanta disocijacije kiseline. Vrijednost pKa jasan je pokazatelj jakosti kiseline.
One kiseline koje imaju vrijednost pKa manje ili više negativne od -1,74 (pKa hidronijevog iona) smatraju se jakim kiselinama. Dok kiseline koje imaju pKa veće od -1,74, smatraju se ne-jakim kiselinama.
Henderson-Hasselbalchova jednadžba
Jednadžba je izvedena iz izraza Ka koji je izuzetno koristan u analitičkim proračunima.
Ka = /
Uzimajući logaritme, log Ka = log H + + log A - - log HA
I rješavanje za log H +:
-log H = - log Ka + log A - - log HA
Zatim koristite definicije pH i pKa, i pregrupirajte izraze:
pH = pKa + log (A - / HA)
Ovo je poznata Henderson-Hasselbalch-ova jednadžba.
Koristiti
Henderson-Hasselbahova jednadžba koristi se za procjenu pH pufera kao i kako relativne koncentracije konjugirane baze i kiseline utječu na pH.
Kada je koncentracija konjugirane baze jednaka koncentraciji kiseline, odnos između koncentracija oba termina jednak je 1; i stoga je njegov logaritam jednak 0.
Kao posljedica toga, pH = pKa, što je vrlo važno, jer je u ovom slučaju učinkovitost pufera maksimalna.
Obično se uzima pH zona u kojoj postoji najveći kapacitet puferiranja, gdje je pH = pka ± 1 pH jedinica.
Stalne vježbe ionizacije
Vježba 1
Razrijeđena otopina slabe kiseline ima sljedeće ravnoteže u koncentracijama: nedisocirana kiselina = 0,065 M i koncentracija bazne koncentracije = 9 · 10 -4 M. Izračunajte Ka i pKa kiseline.
Koncentracija vodikovog iona ili hidronijevog iona jednaka je koncentraciji baze konjugata jer dolaze iz ionizacije iste kiseline.
Zamjena u jednadžbi:
Ka = / HA
Zamjena u jednadžbi za njihove vrijednosti:
Ka = (9 10 -4 M) (9 10 -4 M) / 65 10 -3 M
= 1.246 10 -5
A zatim izračunava svoj pKa
pKa = - log Ka
= - zapis 1,246 10 -5
= 4.904
Vježba 2
Slaba kiselina s koncentracijom od 0,03 M ima konstantu disocijacije (Ka) = 1,5 · 10 -4. Izračunajte: a) pH vodene otopine; b) stupanj ionizacije kiseline.
U ravnoteži je koncentracija kiseline jednaka (0,03 M - x), gdje je x količina kiseline koja se disocira. Stoga je koncentracija vodikovog ili hidronijevog iona x, kao i koncentracija baze konjugata.
Ka = / = 1,5 10 -6
= = x
Y = 0,03 M - x. Mala vrijednost Ka ukazuje da se kiselina vjerojatno disocira vrlo malo, pa je (0,03 M - x) približno jednaka 0,03 M.
Zamjena u 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
A budući da je x =
pH = - log
= - zapisnik
pH = 3,67
I na kraju, o stupnju ionizacije: on se može izračunati pomoću sljedećeg izraza:
o / HA] x 100%
(2,12 10 -4 / 3 10 -2) x 100%
0,71%
Vježba 3
Izračunavam Ka iz postotka ionizacije kiseline, znajući da se ionizira za 4,8% od početne koncentracije 1,5 · 10 -3 M.
Da bi se izračunala količina kiseline koja je ionizirana, određuje se njezinih 4,8%.
Ionizirana količina = 1,5 · 10 -3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10 -5 M
Ova količina ionizirane kiseline jednaka je koncentraciji baze konjugata i koncentraciji hidronijevog ili vodikovog iona u ravnoteži.
Ravnotežna koncentracija kiseline = početna koncentracija kiseline - količina ionizirane kiseline.
= 1,5 10 -3 M - 7,2 10 -5 M
= 1,428 x 10 -3 M
A onda rješavanje istim jednadžbama
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
= - zapis 3,63 x 10 -6
= 5,44
Reference
- Kemija LibreTexts. (SF). Konstanta disocijacije. Oporavak od: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018.). Konstanta disocijacije. Oporavilo sa: en.wikipedia.org
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP i Stanley, GG kemija. (2008) Osmo izdanje. Cengage Learning.
- Segel IH (1975). Biokemijski proračuni. 2.. Izdanje. John Wiley & Sinovi. INC.
- Kabara E. (2018). Kako izračunati postojanost jonizacije kiseline. Studija. Oporavilo od: study.com.