STAŁA JONIZACJI: RÓWNANIE I ĆWICZENIA - CHEMIA - 2025

Jonizacja stałe, stałą dysocjacji lub stałej kwasowości, jest właściwością, która oddaje tendencję substancji do uwalnianie jonów wodorowych; to znaczy jest bezpośrednio związane z mocą kwasu. Im wyższa wartość stałej dysocjacji (Ka), tym większe uwalnianie jonów wodoru przez kwas.

Na przykład, jeśli chodzi o wodę, jej jonizacja nazywana jest „autoprotolizą” lub „autojonizacją”. Tutaj, cząsteczka wody daje H ⁺ drugiej, wytwarzając jony H ₃ O ⁺ i OH ^- , jak pokazano na poniższym obrazku.

Źródło: Cdang, źródło Wikimedia Commons

Dysocjację kwasu z roztworu wodnego można przedstawić w następujący sposób:

HA + H ₂ O <=> H ₃ O ⁺ + A ^-

Gdzie HA oznacza kwas, który jest zjonizowany, H ₃ O ⁺ jon hydroniowy, a A ^- jego sprzężoną zasadę. Jeśli Ka jest wysokie, więcej HA ulegnie dysocjacji, a zatem będzie wyższe stężenie jonu hydroniowego. Ten wzrost kwasowości można określić obserwując zmianę pH roztworu, którego wartość jest niższa niż 7.

Równowaga jonizacji

Podwójne strzałki w górnym równaniu chemicznym wskazują, że istnieje równowaga między reagentami a produktem. Ponieważ każda równowaga ma stałą, to samo dzieje się z jonizacją kwasu i wyraża się następująco:

K = /

Termodynamicznie stała Ka jest definiowana w kategoriach aktywności, a nie stężeń. Jednak w rozcieńczonych roztworach wodnych aktywność wody wynosi około 1, a aktywność jonu hydroniowego, sprzężonej zasady i niezdysocjowanego kwasu jest zbliżona do ich stężeń molowych.

Z tych powodów wprowadzono stałą dysocjacji (ka), która nie uwzględnia stężenia wody. Pozwala to na uproszczenie schematu dysocjacji słabego kwasu, a stała dysocjacji (Ka) jest wyrażona w tej samej postaci.

HA <=> H ⁺ + A ^-

Ka = /

Ka

Stała dysocjacji (Ka) jest formą wyrażenia stałej równowagi.

Stężenia niezdysocjowanego kwasu, sprzężonej zasady i jonu hydroniowego lub wodorowego pozostają stałe po osiągnięciu stanu równowagi. Z drugiej strony, stężenie sprzężonej zasady i jonu hydroniowego są dokładnie takie same.

Ich wartości są podane w potęgach 10 z ujemnymi wykładnikami, dlatego wprowadzono prostszą i łatwiejszą do opanowania formę wyrażenia Ka, którą nazwali pKa.

pKa = - log Ka

PKa jest powszechnie nazywana stałą dysocjacji kwasu. Wartość pKa jest wyraźnym wskazaniem mocy kwasu.

Te kwasy, które mają wartość pKa mniejszą lub bardziej ujemną niż -1,74 (pKa jonu hydroniowego) są uważane za mocne kwasy. Chociaż kwasy, które mają pKa większe niż -1,74, są uważane za mało mocne kwasy.

Równanie Hendersona-Hasselbalcha

Z wyrażenia Ka wyprowadza się równanie, które jest niezwykle przydatne w obliczeniach analitycznych.

Ka = /

Biorąc logarytmy,

log Ka = log H ⁺ + log A ^- - log HA

I rozwiązanie dla log H ⁺ :

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

Następnie używając definicji pH i pKa oraz terminów przegrupowania:

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

To jest słynne równanie Hendersona-Hasselbalcha.

Posługiwać się

Równanie Hendersona-Hasselbacha służy do oszacowania pH buforów, a także tego, jak względne stężenia zasady koniugatu i kwasu wpływają na pH.

Gdy stężenie sprzężonej zasady jest równe stężeniu kwasu, zależność między stężeniami obu składników jest równa 1; i dlatego jego logarytm jest równy 0.

W konsekwencji pH = pKa, co jest bardzo ważne, ponieważ w tej sytuacji wydajność bufora jest maksymalna.

Zwykle przyjmuje się strefę pH, w której występuje maksymalna pojemność buforowa, gdzie pH = pka ± 1 jednostka pH.

Ćwiczenia stałej jonizacji

Ćwiczenie 1

Rozcieńczony roztwór słabego kwasu ma następujące stężenia w stanie równowagi: niezdysocjowany kwas = 0,065 M i stężenie sprzężonej zasady = 9 · ^10-4 M. Obliczyć Ka i pKa kwasu.

Stężenie jonu wodorowego lub jonu hydroniowego jest równe stężeniu sprzężonej zasady, ponieważ pochodzą one z jonizacji tego samego kwasu.

Podstawiając w równaniu:

Ka = / HA

Podstawiając w równaniu odpowiednie wartości:

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

= 1,246 · ^10-5

A potem obliczenie jego pKa

pKa = - log Ka

= - log 1,246 10 ^-5

= 4,904

Ćwiczenie 2

Słaby kwas o stężeniu 0,03 M ma stałą dysocjacji (Ka) = 1,5 · 10 ^-4 . Obliczyć: a) pH roztworu wodnego; b) stopień jonizacji kwasu.

W stanie równowagi stężenie kwasu jest równe (0,03 M - x), gdzie x jest ilością kwasu, który dysocjuje. Dlatego stężenie wodoru lub jonu hydroniowego wynosi x, podobnie jak stężenie sprzężonej zasady.

Ka = / = 1,5 ^10-6

= = x

Y = 0,03 M - x. Mała wartość Ka wskazuje, że kwas prawdopodobnie dysocjował bardzo mało, więc (0,03 M - x) jest w przybliżeniu równe 0,03 M.

Podstawiając w 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

A ponieważ x =

pH = - log

= - log

pH = 3,67

I wreszcie, jeśli chodzi o stopień jonizacji: można go obliczyć za pomocą następującego wyrażenia:

o / HA] x 100%

(2,12 ^10-4 / 3 ^10-2 ) x 100%

0,71%

Ćwiczenie 3

Obliczam Ka z procentu jonizacji kwasu, wiedząc, że jonizuje on o 4,8% od początkowego stężenia 1,5 · 10 ^-3 M.

Aby obliczyć ilość zjonizowanego kwasu, określa się jego 4,8%.

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

= 7,2 x ^10-5 M

Ta ilość zjonizowanego kwasu jest równa stężeniu sprzężonej zasady i stężeniu jonu hydroniowego lub wodorowego w stanie równowagi.

Stężenie równowagowe kwasu = początkowe stężenie kwasu - ilość zjonizowanego kwasu.

= 1,5 ^10-3 M - 7,2 ^10-5 M

= 1428 x ^10-3 M

A potem rozwiązywanie tych samych równań

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

= - log 3,63 x ^10-6

= 5,44

Bibliografia

1. Chemistry LibreTexts. (sf). Stała dysocjacji. Odzyskane z: chem.libretexts.org
2. Wikipedia. (2018). Stała dysocjacji. Odzyskane z: en.wikipedia.org
3. Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP & Stanley, GG Chemistry. (2008) ósme wydanie. Cengage Learning.
4. Segel IH (1975). Obliczenia biochemiczne. 2nd. Wydanie. John Wiley & Sons. INC.
5. Kabara E. (2018). Jak obliczyć stałą jonizacji kwasu. Badanie. Odzyskany z: study.com.