Hendersono Hasselbalcho pastovios jonizacijos lygtis ir pratimai



The jonizacijos konstanta (arba disociacija) yra savybė, atspindinti medžiagos polinkį išskirti vandenilio jonus; tai yra, ji yra tiesiogiai susijusi su rūgšties stiprumu. Kuo didesnė disociacijos konstantos (Ka) vertė, tuo didesnis rūgšties vandenilinių jungčių išsiskyrimas.

Pavyzdžiui, kai kalbama apie vandenį, jo jonizacija vadinama „autoprotolizė“ arba „automatizacija“. Čia vandens molekulė duoda H+ į kitą, gamindami H jonus3O+ ir OH-, kaip matote žemiau esančiame paveikslėlyje.

Rūgšties disociaciją iš vandeninio tirpalo galima schematizuoti taip:

HA + H2O    <=>  H3O+     +       A-

Kai HA reiškia rūgštį, kuri yra jonizuota, H3O+ į hidronio joną ir A- jo konjuguotos bazės. Jei Ka yra didelė, didžioji HA dalis išsiskirs ir dėl to bus didesnė hidronio jonų koncentracija. Šis rūgštingumo padidėjimas gali būti nustatomas stebint tirpalo pH, kurio vertė yra mažesnė nei 7, pokyčius..

Indeksas

  • 1 Jonizacijos balansas
    • 1.1 Ka
  • 2 Hendersono-Hasselbalcho lygtis
    • 2.1 Naudojimas
  • 3 Jonizacijos nuolatiniai pratimai
    • 3.1 1 užduotis
    • 3.2 2 pratimas
    • 3.3 3 pratimas
  • 4 Nuorodos

Jonizacijos balansas

Dvigubos rodyklės viršutinėje cheminėje lygtyje rodo, kad tarp reagentų ir produkto yra pusiausvyra. Kadangi visa pusiausvyra yra pastovi, tai atsitinka ir rūgšties jonizacijai ir yra išreiškiama taip:

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

Termodinamiškai konstanta Ka yra apibrėžiama pagal veiklą, o ne koncentraciją. Tačiau praskiestuose vandeniniuose tirpaluose vandens aktyvumas yra apie 1, o hidronio jonų, konjugato bazės ir nedisocijuotos rūgšties aktyvumas yra artimas jų molinėms koncentracijoms..

Dėl šių priežasčių buvo įvestas disociacijos konstanta (ka), kurioje nėra vandens koncentracijos. Tai leidžia, kad silpnos rūgšties disociacija gali būti supaprastinta, o disociacijos konstanta (Ka) yra išreikšta tokiu pat būdu.

HA  <=> H+     +      A-

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

Ka

Disociacijos konstanta (Ka) yra pusiausvyros konstanta išraiška.

Nesutrikusios rūgšties, konjugato bazės ir hidronio arba vandenilio jonų koncentracijos išlieka pastovios, kai pasiekiama pusiausvyros sąlyga. Kita vertus, konjuguotos bazės ir hidronio jonų koncentracija yra lygiai tokia pati.

Jų vertybės pateikiamos 10-oje galių su neigiamais eksponentais, todėl buvo įvesta paprastesnė ir lengviau valdoma „Ka“ išraiška, kurią jie pavadino pKa.

pKa = - log Ka

PKa paprastai vadinama rūgšties disociacijos konstanta. PKa vertė yra aiškus rūgšties stiprumo požymis.

Tokios rūgštys, kurių pKa vertė yra mažesnė arba neigiama kaip -1,74 (hidronio jono pKa), laikomos stipriomis rūgštimis. Nors rūgštys, kurių pKa yra didesnės nei -1,74, laikomos nevaisinėmis rūgštimis.

Hendersono-Hasselbalcho lygtis

Iš Ka išraiškos gaunama lygtis, kuri yra labai naudinga analitiniuose skaičiavimuose.

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

Logaritmų priėmimas,

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

Ir kliringo žurnalas H+:

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

Tada naudojami pH ir pKa apibrėžimai ir pergrupavimo terminai:

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

Tai žinoma Hendersono-Hasselbalcho lygtis.

Naudokite

Hendersono-Hasselbacho lygtis naudojama buferinių tirpalų pH įvertinimui, taip pat kaip jie daro įtaką santykinei konjugato bazės ir rūgšties koncentracijai pH..

Kai konjugato bazės koncentracija yra lygi rūgšties koncentracijai, abiejų terminų koncentracijų santykis yra lygus 1; ir todėl jo logaritmas lygus 0.

Todėl pH = pKa, turint tai labai svarbų, nes šiuo atveju buferio efektyvumas yra didžiausias.

Įprasta, kad yra pH zona, kurioje yra didžiausias buferinis pajėgumas, kai pH = pka ± 1 pH vienetas.

Jonizacijos nuolatiniai pratimai

1 pratimas

Praskiestas silpnos rūgšties tirpalas pusiausvyroje turi šias koncentracijas: nedisocijuota rūgštis = 0,065 M ir konjugato bazės koncentracija = 9 · 10-4 M. Apskaičiuokite rūgšties Ka ir pKa.

Vandenilio jonų arba hidronio jonų koncentracija yra lygi konjuguotos bazės koncentracijai, nes jie gaunami iš tos pačios rūgšties jonizacijos.

Pakeičiant lygtį:

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

Lygiavime pakeičiamos jų atitinkamos vertės:

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

= 1,246 · 10-5

Ir tada apskaičiuojamas jo pKa

pKa = - log Ka

= - log 1,246 · 10-5

= 4,904

2 pratimas

Silpna rūgštis, kurios koncentracija yra 0,03 M, disociacijos konstanta (Ka) = 1,5 · 10-4. Apskaičiuoti: a) vandeninio tirpalo pH; b) rūgšties jonizacijos laipsnį.

Esant pusiausvyrai, rūgšties koncentracija yra lygi (0,03 M - x), kur x yra rūgšties, disocijuojančios, kiekis. Todėl vandenilio arba hidronio jonų koncentracija yra x, kaip ir konjuguotos bazės koncentracija.

Ka = [H+] [A-] / [HA] = 1,5 · 10-6

[H+] = [A-] = x

Y [HA] = 0,03 M - x. Maža „Ka“ reikšmė rodo, kad rūgštis greičiausiai susiskaldė labai mažai, todėl (0,03 M - x) yra maždaug 0,03 M.

Pakaitavimas Ka:

1,5 · 10-6 = x2 / 3 · 10-2

x2 = 4,5 · 10-8 M2

x = 2,12 x 10-4 M

Ir kaip x = [H+]

pH = - log [H+]

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

pH = 3,67

Galiausiai dėl jonizacijos laipsnio: jis gali būti apskaičiuojamas pagal šią formulę:

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

(2.12 · 10-4 / 3 · 10-2) x 100%

0,71%

3 pratimas

Aš apskaičiuoju Ka rūgšties jonizacijos procentą, žinant, kad jis yra jonizuotas 4,8% nuo pradinės koncentracijos 1,5 · 10-3 M.

Skaičiuojant jonizuojamą rūgštį, nustatoma jo 4,8%.

Jonizuotas kiekis = 1,5 · 10-3 M (4.8 / 100)

= 7,2 x 10-5 M

Šis jonizuotos rūgšties kiekis yra lygus konjugato bazės koncentracijai ir hidronio jonų arba vandenilio jonų koncentracijai pusiausvyroje.

Rūgšties koncentracija pusiausvyroje = pradinė rūgšties koncentracija - jonizuotos rūgšties kiekis.

[HA] = 1,5 · 10-3 M - 7,2 · 10-5 M

= 1,428 x 10-3 M

Ir tada išspręsti tas pačias lygtis

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

Nuorodos

  1. Chemija LibreTexts. (s.f.). Disociacijos konstanta. Gauta iš: chem.libretexts.org
  2. Vikipedija. (2018). Disociacijos konstanta. Gauta iš: en.wikipedia.org
  3. Whitten, K. W., Davis, R.E., Peck, L. P. ir Stanley, G. G. Chemistry. (2008) Aštuntasis leidimas. Mokymasis mokytis.
  4. Segel I. H. (1975). Biocheminiai skaičiavimai. 2. Leidimas. John Wiley & Sons. INC.
  5. Kabara E. (2018). Kaip apskaičiuoti rūgšties jonizacijos konstantą. Tyrimas. Gauta iš: study.com.