Kopīgot:
Hendersona Hasselbalča pastāvīgie jonizācijas vienādojumi un vingrinājumi
The jonizācijas konstante (vai disociācija) ir īpašība, kas atspoguļo vielas tendenci atbrīvot ūdeņraža jonus; tas ir, tas ir tieši saistīts ar skābes stiprumu. Jo lielāka ir disociācijas konstantes (Ka) vērtība, jo lielāka ir skābes saistīto ūdeņraža saiti.
Piemēram, attiecībā uz ūdeni tā jonizācija ir pazīstama kā “autoprotolīze” vai “autoionizācija”. Šeit ūdens molekula dod H+ uz citu, ražojot H jonus3O+ un OH-, kā redzat attēlā zemāk.
Skābes disociāciju no ūdens šķīduma var shematizēt šādi:
HA + H2O <=> H3O+ + A-
Ja HA ir skābe, kas ir jonizēta, H3O+ hidronija jonu un A- tās konjugāta bāze. Ja Ka ir augsts, lielākā daļa HA disociējas un līdz ar to būs lielāka hidronija jonu koncentrācija. Šo skābuma palielināšanos var noteikt, novērojot šķīduma pH izmaiņas, kuru vērtība ir mazāka par 7..
Indekss
- 1 Jonizācijas līdzsvars
- 1.1 Ka
- 2 Henderson-Hasselbalch vienādojums
- 2.1
- 3 Jonizācijas pastāvīgie vingrinājumi
- 3.1. 1. uzdevums
- 3.2. 2. uzdevums
- 3.3. 3. uzdevums
- 4 Atsauces
Jonizācijas līdzsvars
Divkāršās bultiņas augšējā ķīmiskā vienādojumā norāda, ka starp reaģentiem un produktu ir izveidots līdzsvars. Tā kā visam līdzsvaram ir konstante, tas pats notiek ar skābes jonizāciju, un to izsaka šādi:
K = [H3O+] [A-] / [HA] [H2O]
Termodinamiski konstanti Ka definē aktivitātes, nevis koncentrācijas. Tomēr atšķaidītajos ūdens šķīdumos ūdens aktivitāte ir aptuveni 1, un hidronija jonu, konjugāta bāzes un nesadalītā skābes aktivitāte ir tuvu to molārajai koncentrācijai..
Šo iemeslu dēļ tika ieviesta disociācijas konstante (ka), kas neietver ūdens koncentrāciju. Tas ļauj vājās skābes disociāciju vienkāršot vienkāršāk, un disociācijas konstante (Ka) tiek izteikta tādā pašā veidā.
HA <=> H+ + A-
Ka = [H+] [A-] / [HA]
Ka
Disociācijas konstante (Ka) ir līdzsvara konstantes izteiksmes forma.
Nesadalītā skābes, konjugāta bāzes un hidronija vai ūdeņraža jonu koncentrācija saglabājas nemainīga, kad ir sasniegts līdzsvara stāvoklis. No otras puses, konjugāta bāzes un hidronija jonu koncentrācija ir tāda pati.
Viņu vērtības tiek dotas 10 pilnvarās ar negatīviem eksponentiem, tāpēc tika ieviesta vienkāršāka un vadāmāka Ka izteiksmes forma, ko viņi sauca par pKa.
pKa = - log Ka
PKa parasti tiek saukts par skābes disociācijas konstantu. PKa vērtība ir skaidra norāde par skābes stiprību.
Tās skābes, kuru pKa vērtība ir zemāka vai negatīvāka par -1,74 (hidronija jonu pKa), tiek uzskatītas par spēcīgām skābēm. Kaut arī skābes, kuru pKa ir lielāks par -1,74, tiek uzskatītas par nevājām skābēm.
Henderson-Hasselbalch vienādojums
No Ka izteiksmes iegūst vienādojumu, kas ir ārkārtīgi noderīgs analītiskajos aprēķinos.
Ka = [H+] [A-] / [HA]
Logaritmu uzņemšana,
log Ka = log H+ + log A- - log HA
Un mijieskaita žurnāls H+:
-log H = - log Ka + log A- - log HA
Izmantojot pH un pKa definīcijas un pārgrupējot terminus:
pH = pKa + log (A. \ t- / HA)
Tas ir slavenais Hendersona-Hasselbalča vienādojums.
Izmantot
Henderson-Hasselbach vienādojumu izmanto, lai novērtētu buferšķīdumu pH, kā arī to, kā tās ietekmē konjugāta bāzes un skābes relatīvās koncentrācijas pH..
Ja konjugāta bāzes koncentrācija ir vienāda ar skābes koncentrāciju, attiecība starp abu terminu koncentrācijām ir vienāda ar 1; un tāpēc tā logaritms ir vienāds ar 0.
Tā rezultātā pH = pKa, kam tas ir ļoti svarīgi, jo šajā situācijā bufera efektivitāte ir maksimāla.
Parasti tiek ņemta pH zona, kurā ir maksimālā bufera jauda, kur pH = pka ± 1 pH vienība.
Jonizācijas pastāvīgie vingrinājumi
1. uzdevums
Vājās skābes atšķaidītajam šķīdumam līdzsvara stāvoklī ir šādas koncentrācijas: nesadalītā skābe = 0,065 M un konjugāta bāzes koncentrācija = 9 · 10-4 M. Aprēķina skābes Ka un pKa.
Ūdeņraža jonu vai hidronija jonu koncentrācija ir vienāda ar konjugāta bāzes koncentrāciju, jo tās rodas no tās pašas skābes jonizācijas.
Aizstājot vienādojumā:
Ka = [H+] [A-] / HA
Vienādojumā aizstājot to vērtības:
Ka = (9 · 10-4 M) (9 · 10-4 M) / 65 · 10-3 M
= 1,246 · 10-5
Un tad aprēķinot tā pKa
pKa = - log Ka
= - log 1,246 · 10-5
= 4,904
2. uzdevums
Vāja skābe ar koncentrāciju 0,03 M ir disociācijas konstante (Ka) = 1,5 · 10-4. Aprēķināt: a) ūdens šķīduma pH; b) skābes jonizācijas pakāpi.
Līdzsvarā skābes koncentrācija ir vienāda ar (0,03 M - x), kur x ir skābes daudzums, kas disociē. Tāpēc ūdeņraža vai hidronija jonu koncentrācija ir x, kā arī konjugētās bāzes koncentrācija.
Ka = [H+] [A-] / [HA] = 1,5 · 10-6
[H+] = [A-] = x
Y [HA] = 0,03 M - x. Ka mazā vērtība norāda uz to, ka skābes, iespējams, ir ļoti mazas, tāpēc (0,03 M - x) ir aptuveni 0,03 M.
Aizstāšana Ka:
1,5 · 10-6 = x2 / 3 · 10-2
x2 = 4,5 · 10-8 M2
x = 2,12 x 10-4 M
Un kā x = [H+]
pH = - log [H+]
= - log [2,12 x 10-4]
pH = 3,67
Un, visbeidzot, attiecībā uz jonizācijas pakāpi: to var aprēķināt ar šādu izteiksmi:
[H+] vai [A-] / HA] x 100%
(2,12 · 10-4 / 3 · 10-2) x 100%
0,71%
3. uzdevums
Es aprēķinu Ka skābes jonizācijas procentuālo daļu, zinot, ka tas ir jonizēts par 4,8% no sākotnējās koncentrācijas 1,5 · 10-3 M.
Lai aprēķinātu jonizētā skābes daudzumu, nosaka 4,8%.
Jonizēts daudzums = 1,5 · 10-3 M (4.8 / 100)
= 7,2 x 10-5 M
Šis jonizētās skābes daudzums ir vienāds ar konjugāta bāzes koncentrāciju un hidronija jonu vai ūdeņraža jonu koncentrāciju līdzsvarā..
Skābes koncentrācija līdzsvarā = skābes sākotnējā koncentrācija - jonizētās skābes daudzums.
[HA] = 1,5 · 10-3 M - 7,2 · 10-5 M
= 1,428 x 10-3 M
Un tad risinot tos pašus vienādojumus
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
Atsauces
- Ķīmija LibreTexts. (s.f.). Disociācijas konstante. Saturs iegūts no: chem.libretexts.org
- Vikipēdija. (2018). Disociācijas konstante. Saturs iegūts no: en.wikipedia.org
- Whitten, K. W., Davis, R.E., Peck, L. P. un Stanley, G. G. Chemistry. (2008) Astotais izdevums. Cengage mācīšanās.
- Segel I. H. (1975). Bioķīmiskie aprēķini. 2.. Izdevums. John Wiley & Sons. INC.
- Kabara E. (2018). Kā aprēķināt skābes jonizācijas konstantu. Pētījums. Saturs iegūts no: study.com.