- Jonizacijos balansas
- Ka
- Hendersono ir Haselbalcho lygtis
- Naudokite
- Jonizacijos nuolatiniai pratimai
- 1 pratimas
- 2 pratimas
- 3 pratimas
- Nuorodos
Jonizacijos konstanta, disociacijos konstanta arba rūgštingumas konstanta, yra objekto, kuris atspindi cheminės medžiagos į atpalaidavimo vandenilio jonų tendenciją; tai yra, jis yra tiesiogiai susijęs su rūgšties stiprumu. Kuo didesnė disociacijos konstantos (Ka) vertė, tuo didesnė rūgšties išskiriamo vandenilio jonų dalis.
Pavyzdžiui, kai kalbama apie vandenį, jo jonizacija yra vadinama „autoprotolize“ arba „autoionizacija“. Čia, vandens molekulė suteikia H + į kitą, H 3 O + ir OH - jonai , kaip parodyta žemiau vaizdą.
Šaltinis: „Cdang“, iš „Wikimedia Commons“
Rūgšties atsiribojimą nuo vandeninio tirpalo galima apibūdinti taip:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
Kur HA reiškia jonizuotą rūgštį, H 3 O + hidronio joną, o A - jo konjuguotą bazę. Jei Ka yra didelis, daugiau HA išsiskirs ir dėl to bus didesnė hidronio jonų koncentracija. Šį rūgštingumo padidėjimą galima nustatyti stebint tirpalo, kurio vertė yra mažesnė kaip 7, pH pokyčius.
Jonizacijos balansas
Dvigubos rodyklės viršutinėje cheminėje lygtyje rodo, kad tarp reagentų ir produkto yra pusiausvyra. Kadangi kiekviena pusiausvyra turi konstantą, tas pats atsitinka su rūgšties jonizacija ir išreiškiama taip:
K = /
Termodinamiškai konstanta Ka yra apibrėžiama pagal aktyvumą, o ne nuo koncentracijų. Tačiau praskiestuose vandeniniuose tirpaluose vandens aktyvumas yra maždaug 1, o hidronio jonų, konjuguotos bazės ir nesusijusios rūgšties aktyvumas yra artimas jų molinėms koncentracijoms.
Dėl šių priežasčių buvo pradėta naudoti disociacijos konstanta (ka), kuri neapima vandens koncentracijos. Tai leidžia paprasčiau išdėstyti silpnos rūgšties disociaciją, o disociacijos konstanta (Ka) išreiškiama ta pačia forma.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
Disociacijos konstanta (Ka) yra pusiausvyros konstantos išraiškos forma.
Nesusietos rūgšties, konjuguotos bazės ir hidronio arba vandenilio jonų koncentracijos išlieka pastovios, kai pasiekiama pusiausvyros sąlyga. Kita vertus, konjuguotos bazės ir hidronio jonų koncentracijos yra visiškai vienodos.
Jų vertės pateikiamos 10 galių su neigiamais eksponentais, todėl buvo įvesta paprastesnė ir labiau valdoma Ka išraiškos forma, kurią jie vadino pKa.
pKa = - log Ka
PKa paprastai vadinama rūgšties disociacijos konstanta. PKa reikšmė yra aiškus rūgšties stiprumo požymis.
Tos rūgštys, kurių pKa reikšmė yra mažesnė ar didesnė nei -1,74 (hidronio jonų pKa), laikomos stipriomis rūgštimis. Nors rūgštys, kurių pKa yra didesnis nei –1,74, laikomos stipriosiomis rūgštimis.
Hendersono ir Haselbalcho lygtis
Iš Ka išraiškos gaunama lygtis, kuri yra ypač naudinga atliekant analitinius skaičiavimus.
Ka = /
Paimdami logaritmus,
log Ka = log H + + log A - - log HA
H + žurnalo sprendimas :
-log H = - log Ka + log A - - log HA
Tada naudojami pH ir pKa apibrėžimai ir pergrupuojami terminai:
pH = pKa + log (A - / HA)
Tai yra garsioji Hendersono-Haselbalcho lygtis.
Naudokite
Hendersono-Haselbacho lygtis naudojama įvertinti buferių pH, taip pat kaip santykinės konjuguotos bazės ir rūgšties koncentracijos veikia pH.
Kai konjuguotos bazės koncentracija yra lygi rūgšties koncentracijai, santykis tarp abiejų terminų koncentracijų yra lygus 1; todėl jos logaritmas lygus 0.
Dėl to pH = pKa, tai yra labai svarbu, nes šioje situacijoje buferio efektyvumas yra didžiausias.
Paprastai pasirenkama pH zona, kurioje yra didžiausias buferinis tūris, kur pH = pka ± 1 pH vienetas.
Jonizacijos nuolatiniai pratimai
1 pratimas
Praskiestas silpnos rūgšties tirpalas, esant pusiausvyrai, turi tokias koncentracijas: neišskirta rūgštis = 0,065 M ir konjuguotos bazės koncentracija = 9 · 10–4 M. Apskaičiuokite rūgšties Ka ir pKa.
Vandenilio arba hidronio jonų koncentracija yra lygi konjuguotos bazės koncentracijai, nes jie susidaro dėl tos pačios rūgšties jonizacijos.
Pakeitus lygtį:
Ka = / HA
Pakeitus lygtį jų atitinkamos vertės:
Ka = (9 10 -4 M) (9 10 -4 M) / 65 10 -3 M
= 1 246 10–5
Ir tada apskaičiuoju jo pKa
pKa = - log Ka
= - prisijungti 1,246 10 -5
= 4 904
2 pratimas
Silpna rūgštis, kurios koncentracija yra 0,03 M, turi disociacijos konstantą (Ka) = 1,5 · 10–4 . Apskaičiuokite: a) vandeninio tirpalo pH; b) rūgšties jonizacijos laipsnį.
Pusiausvyroje rūgšties koncentracija yra lygi (0,03 M - x), kur x yra disocijuojančios rūgšties kiekis. Todėl vandenilio arba hidronio jonų koncentracija yra x, kaip ir konjuguotos bazės koncentracija.
Ka = / = 1,5 10 -6
= = x
Y = 0,03 M - x. Maža Ka reikšmė rodo, kad rūgštis greičiausiai išsiskyrė labai mažai, taigi (0,03 M - x) yra maždaug lygi 0,03 M.
Pakaitalas Ka:
1,5 10 -6 = x 2/3 10 -2
x 2 = 4,5 10 -8 M 2
x = 2,12 x 10 -4 M
Ir kadangi x =
pH = - log
= - žurnalas
pH = 3,67
Galiausiai, atsižvelgiant į jonizacijos laipsnį: jį galima apskaičiuoti naudojant šią išraišką:
o / HA] x 100%
(2,12 10 -4 / 3 10 -2 ) x 100%
0,71 proc.
3 pratimas
Ka apskaičiuoju pagal rūgšties jonizacijos procentą, žinodamas, kad ji jonizuoja 4,8% nuo pradinės 1,5 · 10 –3 M koncentracijos.
Norint apskaičiuoti jonizuotos rūgšties kiekį, nustatomas jos 4,8%.
Jonizuotas kiekis = 1,5 · 10 –3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10–5 M
Šis jonizuotos rūgšties kiekis yra lygus konjuguotos bazės ir hidronio arba vandenilio jonų koncentracijai pusiausvyroje.
Pusiausvyros rūgšties koncentracija = pradinė rūgšties koncentracija - jonizuotos rūgšties kiekis.
= 1,5 10 -3 M - 7,2 10 -5 M
= 1 428 x 10 -3 M
Ir tada spręskite tomis pačiomis lygtimis
Ka = /
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
= - žurnalas 3,63 x 10 -6
= 5,44
Nuorodos
- Chemija „LibreTexts“. (sf). Disociacijos konstanta. Atkurta iš: chem.libretexts.org
- Vikipedija. (2018 m.). Disociacijos konstanta. Atkurta iš: en.wikipedia.org
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP & Stanley, GG Chemija. (2008 m.) Aštuntasis leidimas. „Cengage“ mokymasis.
- Segelis IH (1975). Biocheminiai skaičiavimai. 2-asis. Leidimas. Johnas Wiley ir sūnūs. INC.
- Kabara E. (2018). Kaip apskaičiuoti rūgšties jonizacijos konstantą. Tyrimas. Atgauta iš: study.com.