Enačba za konstantno ionizacijo Henderson Hasselbalch in vaje



The ionizacijska konstanta (ali disociacija) je lastnost, ki odraža težnjo snovi, da sprosti vodikove ione; to je neposredno povezano z močjo kisline. Večja kot je vrednost disociacijske konstante (Ka), večja je sproščanje vodikovih vezi s kislino.

Ko gre za vodo, je na primer njena ionizacija znana kot "autoprotoliza" ali "avtoionizacija". Tukaj molekula vode daje H+ drugemu, ki proizvaja H ione3O+ in OH-, kot vidite na spodnji sliki.

Disociacijo kisline iz vodne raztopine lahko shematiziramo na naslednji način:

HA + H2O    <=>  H3O+     +       A-

Kjer HA predstavlja kislino, ki je ionizirana, H3O+ na hidronijev ion in A- konjugirano bazo. Če je Ka visoka, se večji del HA disociira in posledično bo večja koncentracija hidronijevih ionov. To povečanje kislosti lahko določimo z opazovanjem spremembe pH raztopine, katere vrednost je nižja od 7..

Indeks

  • 1 Ionizacijska bilanca
    • 1.1 Ka
  • 2 Henderson-Hasselbalchova enačba
    • 2.1 Uporaba
  • 3 Ionizacijske stalne vaje
    • 3.1 Vaja 1
    • 3.2 Vaja 2
    • 3.3 Vaja 3
  • 4 Reference

Ionizacijska bilanca

Dvojne puščice v zgornji kemični enačbi kažejo, da se vzpostavi ravnotežje med reaktanti in izdelkom. Ker ima vse ravnotežje konstanto, se enako dogaja z ionizacijo kisline in se izrazi kot sledi:

K = [H3O+] [A-] / [HA] [H2O]

Termodinamično je konstanta Ka definirana v smislu aktivnosti, ne koncentracij. V razredčenih vodnih raztopinah pa je aktivnost vode približno 1, aktivnosti hidronijevih ionov, konjugatne baze in nedisociirane kisline pa so blizu molarnim koncentracijam..

Iz teh razlogov je bila uvedena uporaba disociacijske konstante (ka), ki ne vključuje koncentracije vode. To omogoča, da se lahko disociacija šibke kisline shematizira na enostavnejši način in disociacijska konstanta (Ka) se izrazi na enak način.

HA  <=> H+     +      A-

Ka = [H+] [A-] / [HA]

Ka

Disociacijska konstanta (Ka) je oblika izražanja konstante ravnovesja.

Koncentracije neraztopljene kisline, konjugirane baze in hidronij ali vodikov ion ostanejo konstantne, ko je doseženo ravnovesno stanje. Po drugi strani pa sta koncentracija konjugirane baze in hidronijevih ionov popolnoma enaka.

Njihove vrednosti so podane z močjo 10 z negativnimi eksponenti, zato je bila uvedena enostavnejša in obvladljiva oblika Ka izraza, ki so ga imenovali pKa.

pKa = - log Ka

PKa se običajno imenuje konstanto disociacije kisline. Vrednost pKa je jasen pokazatelj jakosti kisline.

Tiste kisline, ki imajo pKa vrednost nižjo ali bolj negativno od -1,74 (pKa hidronijevih ionov), se štejejo za močne kisline. Medtem ko kisline, ki imajo pKa večjo od -1,74, veljajo za ne-močne kisline.

Henderson-Hasselbalchova enačba

Iz izraza Ka izhaja enačba, ki je izredno uporabna v analitičnih izračunih.

Ka = [H+] [A-] / [HA]

Jemanje logaritmov,

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

In brisanje dnevnika H+:

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

Uporaba definicij pH in pKa ter izrazov za prerazvrstitev:

pH = pKa + log (A- / HA)

To je slavna Henderson-Hasselbalchova enačba.

Uporabite

Henderson-Hasselbachova enačba se uporablja za oceno pH pufrskih raztopin, pa tudi, kako vplivajo na relativne koncentracije konjugirane baze in kisline v pH.

Če je koncentracija konjugirane baze enaka koncentraciji kisline, je razmerje med koncentracijami obeh izrazov enako 1; in zato je njegov logaritem enak 0.

Posledično je pH = pKa, če je to zelo pomembno, saj je v tem primeru učinkovitost pufra največja.

Običajno je treba vzeti območje pH, kjer obstaja največja zmogljivost pufra, to je tisto, kjer je pH = pka ± 1 enota pH.

Ionizacijske stalne vaje

Vaja 1

Razredčena raztopina šibke kisline ima pri ravnotežju naslednje koncentracije: nedisocirana kislina = 0,065 M in koncentracija konjugirane baze = 9 · 10-4 M. Izračunajte Ka in pKa kisline.

Koncentracija vodikovega iona ali hidronijevih ionov je enaka koncentraciji konjugirane baze, ker izvirajo iz ionizacije iste kisline..

Zamenjava v enačbi:

Ka = [H+] [A-] / HA

Nadomestitev v enačbi za njihove vrednosti:

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

= 1,246 · 10-5

In računam nato pKa

pKa = - log Ka

= - log 1,246 · 10-5

= 4.904

Vaja 2

Šibka kislina s koncentracijo 0,03 M ima disociacijsko konstanto (Ka) = 1,5 · 10-4. Izračunajte: a) pH vodne raztopine; b) stopnjo ionizacije kisline.

Pri ravnotežju je koncentracija kisline enaka (0,03 M-x), kjer je x količina kisline, ki se disociira. Zato je koncentracija vodika ali vodika ionov x, kot je koncentracija konjugirane baze.

Ka = [H+] [A-] / [HA] = 1,5 · 10-6

[H+] = [A-] = x

Y [HA] = 0,03 M-x. Majhna vrednost Ka kaže, da je kislina verjetno zelo malo ločena, tako da je (0,03 M - x) približno enaka 0,03 M..

Zamenjava v Ka:

1,5 · 10-6 = x2 / 3 · 10-2

x2 = 4.5 · 10-8 M2

x = 2,12 x 10-4 M

In kot x = [H+]

pH = - log [H+]

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

pH = 3,67

In končno glede stopnje ionizacije: lahko jo izračunamo z naslednjim izrazom:

[H+] ali [A-] / HA] x 100%

(2,12 · 10)-4 / 3 · 10-2) x 100%

0,71%

Vaja 3

Izračunam Ka iz deleža ionizacije kisline, vedoč, da je ioniziran s 4,8% od začetne koncentracije 1,5 · 10-3 M.

Za izračun količine kisline, ki se ionizira, je določen njen 4,8%.

Ionizirana količina = 1,5 · 10-3 M (4,8 / 100)

= 7.2 x 10-5 M

Ta količina ionizirane kisline je enaka koncentraciji konjugirane baze in koncentraciji hidronijevih ionov ali vodikovih ionov v ravnotežju..

Koncentracija kisline v ravnotežju = začetna koncentracija kisline - količina ionizirane kisline.

[HA] = 1,5-10-3 M - 7,2 · 10-5 M

= 1,428 x 10-3 M

In potem reševanje z enakimi enačbami

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

Reference

  1. Kemija LibreTexts. (s.f.). Konstanta disociacije. Vzpostavljeno iz: chem.libretexts.org
  2. Wikipedija. (2018). Konstanta disociacije. Vzpostavljeno iz: en.wikipedia.org
  3. Whitten, K. W., Davis, R.E., Peck, L. P. in Stanley, G. G. Chemistry. (2008) Osma izdaja. Učenje Cengage.
  4. Segel I. H. (1975). Biokemijski izračuni. 2. Edition. John Wiley & Sons. INC.
  5. Kabara E. (2018). Kako izračunati konstanto ionske kisline. Študija. Vzpostavljeno iz: study.com.