Једнаџба константне јонизације Хендерсон Хасселбалцх и вјежбе

Тхе константа јонизације (или дисоцијација) је својство које одражава тенденцију супстанце да ослободи јоне водоника; то јест, директно је повезано са јачином киселине. Што је већа вредност константе дисоцијације (Ка), то је веће ослобађање водоничних веза киселином.

Када је реч о води, на пример, њена јонизација је позната као 'аутопротолиза' или 'аутоионизација'. Овде, молекул воде даје Х⁺ другом, стварајући Х јоне₃О⁺ и ОХ^-, као што можете видети на слици испод.

Дисоцијација киселине из воденог раствора може се схематизовати на следећи начин:

ХА + Х₂О    <=>  Х₃О⁺     +       А^-

Када ХА представља киселину која је јонизована, Х₃О⁺ на хидронијум јон, и А^- његову коњуговану базу. Ако је Ка висок, већи дио ХА ће се дисоцирати и посљедично ће бити већа концентрација хидронијум иона. Ово повећање киселости може се одредити посматрањем промене пХ раствора чија је вредност испод 7..

Индек

• 1 Ионизациони биланс
  • 1.1 Ка
• 2 Хендерсон-Хасселбалцхова једначина
  • 2.1 Користите
• 3 Ионизационе сталне вежбе
  • 3.1 Вежба 1
  • 3.2 Вежба 2
  • 3.3 Вежба 3
• 4 Референце

Ионизациони баланс

Двоструке стрелице у горњој хемијској једначини показују да се успоставља равнотежа између реактаната и производа. Пошто сва равнотежа има константу, исто се догађа са јонизацијом киселине и изражава се на следећи начин:

К = [Х₃О⁺] [А^-] / [ХА] [Х₂О]

Термодинамски је константа Ка дефинисана у смислу активности, а не концентрација. Међутим, у разблаженим воденим растворима активност воде је око 1, а активности хидронијум иона, базе коњугата и недисоциране киселине су близу њихових моларних концентрација..

Из ових разлога, уведена је константа дисоцијације (ка) која не укључује концентрацију воде. Ово омогућава да се дисоцијација слабе киселине може схематизовати на једноставнији начин, а константа дисоцијације (Ка) се изражава на исти начин.

ХА  <=> Х⁺     +      А^-

Ка = [Х⁺] [А^-] / [ХА]

Ка

Константа дисоцијације (Ка) је облик изражавања константе равнотеже.

Концентрације не-дисоциране киселине, базе коњугата и јона хидронијума или водоника остају константне када се достигне стање равнотеже. С друге стране, концентрација базе коњугата и јон хидронијума су потпуно исти.

Њихове вредности су дате у силама од 10 са негативним експоненатима, тако да је уведен једноставнији и лакши облик Ка израза, који су назвали пКа.

пКа = - лог Ка

ПКа се обично назива константа дисоцијације киселине. Вредност пКа је јасан показатељ јачине киселине.

Оне киселине које имају пКа вредност нижу или више негативну од -1.74 (пКа хидронијумског јона) сматрају се јаким киселинама. Док се киселине које имају пКа веће од -1.74, сматрају не-јаким киселинама.

Хендерсон-Хасселбалцхова једначина

Из израза Ка изведена је једна једнаџба која је од огромне користи у аналитичким прорачунима.

Ка = [Х⁺] [А^-] / [ХА]

Такинг логаритхмс,

лог Ка = лог Х⁺  +   лог А^-   -   лог ХА

И брисање дневника Х⁺:

-лог Х = - лог Ка + лог А^-   -   лог ХА

Користећи тада дефиниције пХ и пКа и термине прегрупирања:

пХ = пКа + лог (А^- / ХА)

Ово је позната Хендерсон-Хасселбалцхова једначина.

Усе

Хендерсон-Хасселбацхова једначина се користи за процену пХ пуферних раствора, као и како они утичу на релативне концентрације коњугатне базе и киселине у пХ.

Када је концентрација базе коњугата једнака концентрацији киселине, однос између концентрација оба термина је једнак 1; и стога, његов логаритам је једнак 0.

Као последица тога, пХ = пКа, имајући ово веома важно, јер је у овој ситуацији ефикасност пуфера максимална.

Уобичајено је да се узме пХ зона где постоји максимални капацитет пуфера, где је пХ = пка ± 1 пХ јединица.

Ионизујуће константне вежбе

Вежба 1

Разређени раствор слабе киселине има следеће концентрације у равнотежи: недисоцирана киселина = 0.065 М и концентрација коњугата = 9 · 10^-4 М. Израчунајте Ка и пКа киселине.

Концентрација јона водоника или јона хидронијума је једнака концентрацији базе коњугата, будући да долазе из јонизације исте киселине.

Замена у једначини:

Ка = [Х⁺] [А^-] / ХА

Замена у једнаџби за њихове одговарајуће вредности:

Ка = (9.10^-4 М) (9.10^-4 М) / 65 · 10^-3 М

= 1,246 · 10^-5

И израчунати тада његов пКа

пКа = - лог Ка

= - лог 1,246 · 10^-5

= 4.904

Вежба 2

Слаба киселина са концентрацијом од 0.03 М, има константу дисоцијације (Ка) = 1.5 · 10^-4. Израчунајте: а) пХ воденог раствора; б) степен јонизације киселине.

У равнотежи концентрација киселине је једнака (0,03 М - к), при чему је к количина киселине која се дисоцира. Према томе, концентрација водоника или јона хидрона је к, као и концентрација коњуговане базе.

Ка = [Х⁺] [А^-] / [ХА] = 1,5 · 10^-6

[Х⁺] = [А^-] = к

И [ХА] = 0,03 М-к. Мала вредност Ка указује да је киселина вероватно веома мало дисоцирана, тако да је (0,03 М - к) приближно једнака 0,03 М..

Замена у Ка:

1,5 · 10^-6 = к² / 3 · 10^-2

к² = 4.5 · 10^-8 М²

к = 2.12 к 10^-4 М

И као к = [Х⁺]

пХ = - лог [Х⁺]

= - лог [2,12 к 10^-4]

пХ = 3.67

И коначно у погледу степена јонизације: може се израчунати помоћу следећег израза:

[Х⁺] или [А^-] / ХА] к 100%

(2.12 · 10^-4 / 3 · 10^-2) к 100%

0.71% \ т

Вежба 3

Израчунам Ка из процента јонизације киселине, знајући да је јонизована за 4,8% од почетне концентрације од 1,5 · 10^-3 М.

Да би се израчунала количина јонизоване киселине одређена је 4,8%.

Ионизована количина = 1.5 · 10^-3 М (4.8 / 100)

= 7.2 к 10^-5 М

Ова количина јонизоване киселине је једнака концентрацији базе коњугата и концентрацији хидронијум-јона или јона водоника у равнотежи.

Концентрација киселине у равнотежи = почетна концентрација киселине - количина јонизоване киселине.

[ХА] = 1,5 · 10^-3 М - 7,2 · 10^-5 М

= 1,428 к 10^-3 М

И онда решавање истих једначина

Ка = [Х⁺] [А^-] / [ХА]

Ка = (7,2 · 10^-5 М к 7,2 · 10^-5 М) / 1,428 · 10^-3 М

= 3.63 к 10^-6

пКа = - лог Ка

= - лог 3,63 к 10^-6

= 5.44

Референце

1. Цхемистри ЛибреТектс. (с.ф.). Константа дисоцијације. Преузето са: цхем.либретектс.орг
2. Википедиа. (2018). Константа дисоцијације. Преузето са: ен.википедиа.орг
3. Вхиттен, К. В., Давис, Р.Е., Пецк, Л.П. анд Станлеи, Г.Г. (2008) Осмо издање. Ценгаге Леарнинг.
4. Сегел И. Х. (1975). Биоцхемицал Цалцулатионс. 2нд. Едитион. Јохн Вилеи & Сонс. ИНЦ.
5. Кабара Е. (2018). Како израчунати константу јонизације киселине. Студија. Преузето са: студи.цом.