Jednadžba konstantne ionizacije Henderson Hasselbalch i vježbe

konstantom ionizacije (ili disocijacija) je svojstvo koje odražava sklonost tvari da oslobodi vodikove ione; to jest, izravno je povezano s jačinom kiseline. Što je veća vrijednost konstante disocijacije (Ka), veća je oslobađanje vodikovih veza kiselinom.

Kada je riječ o vodi, na primjer, njezina je ionizacija poznata kao 'autoprotoliza' ili 'autoionizacija'. Ovdje molekula vode daje H⁺ drugom, stvarajući ione H₃O⁺ i OH^-, kao što možete vidjeti na slici ispod.

Disocijacija kiseline iz vodene otopine može se shematizirati na sljedeći način:

HA + H₂O    <=>  H₃O⁺     +       ^-

Gdje HA predstavlja kiselinu koja je ionizirana, H₃O⁺ na hidronijev ion, i A^- njegova konjugirana baza. Ako je Ka visok, veći dio HA će se disocirati i posljedično će biti veća koncentracija hidronijevog iona. Ovo povećanje kiselosti može se odrediti promatranjem promjene pH otopine čija je vrijednost ispod 7..

indeks

• 1 Ionizacijska ravnoteža
  • 1.1
• 2 Henderson-Hasselbalchova jednadžba
  • 2.1 Korištenje
• 3 Ionizacijske konstantne vježbe
  • 3.1 Vježba 1
  • 3.2 Vježba 2
  • 3.3 Vježba 3
• 4 Reference

Ionizacijska ravnoteža

Dvostruke strelice u gornjoj kemijskoj jednadžbi pokazuju da je uspostavljena ravnoteža između reaktanata i produkta. Kako sva ravnoteža ima konstantu, isto se događa s ionizacijom kiseline i izražava se kako slijedi:

K = [H₃O⁺] [A^-] / [HA] [H₂O]

Termodinamički je konstanta Ka definirana u smislu aktivnosti, a ne koncentracija. Međutim, u razrijeđenim vodenim otopinama aktivnost vode je oko 1, a aktivnosti hidronijevog iona, baze konjugata i nedisocirane kiseline su blizu njihovih molarnih koncentracija..

Iz tih razloga, uvedena je konstanta disocijacije (ka) koja ne uključuje koncentraciju vode. To omogućuje da se disocijacija slabe kiseline može shematizirati na jednostavniji način, a konstanta disocijacije (Ka) izražava se na isti način.

ima  <=> H⁺     +      ^-

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Ka

Konstanta disocijacije (Ka) je oblik izražavanja konstante ravnoteže.

Koncentracije ne-disocirane kiseline, konjugirane baze i ion hidronija ili vodika ostaju konstantne kada se dostigne stanje ravnoteže. S druge strane, koncentracija baze konjugata i ion hidronija su potpuno jednaki.

Njihove su vrijednosti dane u silama od 10 s negativnim eksponenatima, tako da je uveden jednostavniji i lakši oblik Ka izraza koji su nazvali pKa..

pKa = - log Ka

PKa se obično naziva konstanta disocijacije kiseline. Vrijednost pKa je jasan pokazatelj jačine kiseline.

One kiseline koje imaju pKa vrijednost nižu ili više negativnu od -1,74 (pKa hidronskog iona) smatraju se jakim kiselinama. Dok se kiseline koje imaju pKa veće od -1,74, smatraju ne-jakim kiselinama.

Henderson-Hasselbalchova jednadžba

Iz izraza Ka izvedena je jednadžba koja je od velike koristi u analitičkim proračunima.

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Uzimanje logaritama,

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

I čišćenje klase H⁺:

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

Koristeći tada definicije pH i pKa, te termine pregrupiranja:

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

Ovo je poznata Henderson-Hasselbalchova jednadžba.

upotreba

Henderson-Hasselbachova jednadžba koristi se za procjenu pH pufernih otopina, kao i na način na koji utječu na relativne koncentracije konjugirane baze i kiseline u pH.

Kada je koncentracija baze konjugata jednaka koncentraciji kiseline, odnos između koncentracija oba termina je jednak 1; i stoga je njegov logaritam jednak 0.

Kao posljedica toga, pH = pKa, imajući to vrlo važno, budući da je u toj situaciji učinkovitost pufera maksimalna.

Uobičajeno je uzeti pH područje gdje postoji maksimalni kapacitet pufera, onu gdje je pH = pka ± 1 pH jedinica.

Ionizacijske konstantne vježbe

Vježba 1

Razrijeđena otopina slabe kiseline ima slijedeće koncentracije u ravnoteži: nedisocirana kiselina = 0,065 M i koncentracija konjugirane baze = 9 · 10^-4 Izračunajte Ka i pKa kiseline.

Koncentracija vodikovog iona ili hidrogenskog iona jednaka je koncentraciji konjugirane baze, budući da potječu od ionizacije iste kiseline..

Zamjenom u jednadžbi:

Ka = [H⁺] [A^-] / HA

Zamjenom u jednadžbi za njihove odgovarajuće vrijednosti:

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

= 1,246 · 10^-5

I izračunati tada pKa

pKa = - log Ka

= - log 1,246 · 10^-5

= 4,904

Vježba 2

Slaba kiselina koncentracije 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. Prema tome, koncentracija vodika ili hidronskog iona je x, kao i koncentracija konjugirane baze.

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA] = 1,5-10^-6

[H⁺] = [A^-] = x

Y [HA] = 0,03 M-x. Mala vrijednost Ka ukazuje da je kiselina vjerojatno vrlo malo disocirana, tako da je (0,03 M - x) približno jednaka 0,03 M..

Zamjena u Ka:

1,5 · 10^-6 = x² / 3 · 10^-2

x² = 4.5 · 10^-8 M²

x = 2,12 x 10^-4 M

I kao x = [H⁺]

pH = - log [H⁺]

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

pH = 3,67

I konačno u pogledu stupnja ionizacije: može se izračunati pomoću sljedećeg izraza:

[H⁺] ili [A^-] / HA] x 100%

(2,12 · 10^-4 / 3 · 10^-2) x 100%

0,71%

Vježba 3

Izračunam Ka iz postotka ionizacije kiseline, znajući da je ionizirana za 4,8% od početne koncentracije 1,5 · 10^-3 M.

Za izračun količine koju je ionizirana kiselina određena je 4,8%.

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

= 7.2 x 10^-5 M

Ta količina ionizirane kiseline jednaka je koncentraciji baze konjugata i koncentraciji hidronijevog iona ili vodikovog iona u ravnoteži.

Koncentracija kiseline u ravnoteži = početna koncentracija kiseline - količina ionizirane kiseline.

[HA] = 1,5-10^-3 M - 7,2 · 10^-5 M

= 1,428 x 10^-3 M

I onda rješavanje istim jednadžbama

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. (N. D.). Konstanta disocijacije. Preuzeto s: chem.libretexts.org
2. Wikipedia. (2018.). Konstanta disocijacije. Preuzeto s: en.wikipedia.org
3. Whitten, K.W., Davis, R.E., Peck, L.P. i Stanley, G.G. (2008) Osmo izdanje. Cengage učenje.
4. Segel I. H. (1975). Biokemijski izračuni. 2.. Izdanje. John Wiley & Sons. INC.
5. Kabara E. (2018). Kako izračunati konstantu ionizacije kiseline. Studija. Preuzeto s: study.com.