Рівняння постійної іонізації Хендерсоном Хассельбахом та вправами

The константа іонізації (або дисоціація) є властивістю, що відображає тенденцію речовини вивільняти іони водню; тобто, вона безпосередньо пов'язана з силою кислоти. Чим більше значення константи дисоціації (Ka), тим більше вивільнення водневих зв'язків кислотою.

Наприклад, коли йдеться про воду, її іонізація відома як «аутопротоліз» або «автоіонізація». Тут молекула води дає H⁺ до іншого, виробляючи іони H₃O⁺ і OH^-, як ви можете бачити на зображенні нижче.

Дисоціація кислоти з водного розчину може бути схематизована наступним чином:

HA + H₂O    <=>  H₃O⁺     +       A^-

Якщо HA являє собою іонізовану кислоту, H₃O⁺ до іону гідронію і А^- її кон'юговану базу. Якщо Ка високий, більша частина ГА буде дисоціювати і, отже, буде більша концентрація іона гідронію. Це збільшення кислотності може бути визначено шляхом спостереження за зміною рН розчину, значення якого нижче 7..

Індекс

• 1 Іонізаційний баланс
  • 1.1 Ка
• 2 Рівняння Хендерсона-Хассельбаха
  • 2.1 Використання
• 3 Іонізаційні постійні вправи
  • 3.1 Вправа 1
  • 3.2 Вправа 2
  • 3.3 Вправа 3
• 4 Посилання

Іонізаційний баланс

Подвійні стрілки у верхньому хімічному рівнянні вказують на те, що між реагентами і продуктом встановлюється баланс. Оскільки все рівновага має константу, те ж саме відбувається з іонізацією кислоти і виражається наступним чином:

K = [H₃O⁺] [A^-] / [HA] [H₂O]

Термодинамічно константа Ka визначається в термінах діяльності, а не концентрації. Проте в розбавлених водних розчинах активність води становить близько 1, а активність іонів гідроніуму, підстави кон'югату і недиссодованої кислоти близька до їх молярних концентрацій..

З цих причин було введено константу дисоціації (ка), яка не включає концентрацію води. Це дозволяє, що дисоціація слабкої кислоти може бути схематизована більш простим способом, а константа дисоціації (Ka) виражається таким же чином.

HA  <=> H⁺     +      A^-

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Ка

Константа дисоціації (Ka) є формою вираження константи рівноваги.

Концентрації недиссоційованої кислоти, підстави кон'югату і іона гідронію або водню залишаються постійними, коли досягається умова рівноваги. З іншого боку, концентрація підстави кон'югату і іона гідронію однакові.

Їх значення наведені в степенях 10 з негативними показниками, тому була введена більш проста і керована форма вираження Ка, яку вони назвали pKa.

pKa = - log Ka

PKa зазвичай називають константою дисоціації кислоти. Значення pKa є чітким свідченням сили кислоти.

Ті кислоти, які мають значення рКа нижче або більше від'ємного, ніж -1,74 (рКа іона гідронію), розглядаються як сильні кислоти. Хоча кислоти, які мають рКа більше -1,74, розглядаються як несильні кислоти.

Рівняння Хендерсона-Хассельбаха

З вираження Ka виводиться рівняння, яке має величезну корисність в аналітичних розрахунках.

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Взяття логарифмів,

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

І очищення журналу H⁺:

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

Використовуючи тоді визначення рН і pKa, і терміни перегрупування:

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

Це відоме рівняння Хендерсона-Хассельбаха.

Використовуйте

Рівняння Хендерсона-Хассельбаха використовується для оцінки рН буферних розчинів, а також про те, як вони впливають на відносні концентрації підстави кон'югату і кислоти в рН.

Коли концентрація підстави кон'югату дорівнює концентрації кислоти, співвідношення між концентраціями обох умов дорівнює 1; і, отже, його логарифм дорівнює 0.

Як наслідок, рН = pKa, маючи це дуже важливо, оскільки в цій ситуації ефективність буфера є максимальною.

Звичайно приймають зону рН, де існує максимальна буферна ємність, тобто, де рН = рка ± 1 одиниця рН.

Іонізація постійних вправ

Вправа 1

Розведений розчин слабкої кислоти має наступні концентрації при рівновазі: недисоційована кислота = 0,065 М і концентрація кон'югату в базі = 9 · 10^-4 М. Розрахувати Ka і pKa кислоти.

Концентрація іона водню або іона гідронію дорівнює концентрації підстави кон'югату, оскільки вони походять від іонізації тієї ж кислоти.

Підставляючи в рівняння:

Ka = [H⁺] [A^-] / HA

Підставляючи у рівняння їх відповідні значення:

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

= 1,246 · 10^-5

І розрахунок потім його pKa

pKa = - log Ka

= - log 1,246 · 10^-5

= 4,904

Вправа 2

Слабка кислота з концентрацією 0,03 М, має константу дисоціації (Ka) = 1,5 · 10^-4. Обчислюють: а) рН водного розчину; б) ступінь іонізації кислоти.

При рівновазі концентрація кислоти дорівнює (0,03 М - х), де х - кількість кислоти, що дисоціює. Тому концентрація водню або іона гідронію являє собою х, як і концентрація кон'югованого підстави.

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA] = 1,5 · 10^-6

[H⁺] = [A^-] = x

Y [HA] = 0,03 М - х. Мале значення Ka означає, що кислота, ймовірно, дисоціюється дуже мало, так що (0,03 M - x) приблизно дорівнює 0,03 М..

Підставляючи в Ka:

1,5 · 10^-6 = x² / 3 · 10^-2

x² = 4,5 · 10^-8 М²

x = 2.12 x 10^-4 М

А як x = [H⁺]

pH = - log [H⁺]

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

рН = 3,67

І, нарешті, щодо ступеня іонізації: її можна розрахувати за допомогою наступного виразу:

[H⁺] або [A^-] / HA] x 100%

(2,12 · 10)^-4 / 3 · 10^-2) x 100%

0,71%

Вправа 3

Розраховують Ка від відсотка іонізації кислоти, знаючи, що вона іонізована на 4,8% від початкової концентрації 1,5 · 10^-3 М.

Для розрахунку кількості іонізованої кислоти визначається її 4,8%.

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

= 7.2 x 10^-5 М

Ця кількість іонізованої кислоти дорівнює концентрації підстави кон'югату і концентрації іона гідронію або іона водню в рівновазі.

Концентрація кислоти в рівновазі = початкова концентрація кислоти - кількість іонізованої кислоти.

[HA] = 1,5 · 10^-3 М - 7,2 · 10^-5 М

= 1,428 x 10^-3 М

І вирішення тоді з тими ж рівняннями

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Ka = (7,2 · 10^-5 M x 7,2 · 10^-5 M) / 1,428 · 10^-3 М

= 3,63 × 10^-6

pKa = - log Ka

= - log 3,63 x 10^-6

= 5,44

Список літератури

1. Хімія LibreTexts. (s.f.). Константа дисоціації. Отримано з: chem.libretexts.org
2. Вікіпедія. (2018). Константа дисоціації. Отримано з: en.wikipedia.org
3. Whitten, K. W., Davis, R.E., Peck, L.P. and Stanley, G.G. (2008) восьме видання. Навчання Cengage.
4. Segel I. H. (1975). Біохімічні розрахунки. 2-й. Видання. John Wiley & Sons. INC.
5. Kabara E. (2018). Як розрахувати константу іонізації кислоти. Дослідження. Отримано з: study.com.