- Jonizācijas līdzsvars
- Ka
- Hendersona un Haselbāla vienādojums
- Izmantojiet
- Jonizācijas pastāvīgie vingrinājumi
- 1. vingrinājums
- 2. vingrinājums
- 3. vingrinājums
- Atsauces
Jonizācijas konstants, disociācijas konstante vai skābums konstante, ir īpašums, kas atspoguļo tendenci vielas atbrīvot ūdeņraža joniem; tas ir, tas ir tieši saistīts ar skābes stiprību. Jo augstāka ir disociācijas konstantes (Ka) vērtība, jo lielāku skābes daudzumu izdala ūdeņraža joni.
Piemēram, runājot par ūdeni, tā jonizāciju sauc par “autoprotolīzi” vai “autojonizāciju”. Šeit, ūdens molekula dod H + uz otru, ražo H 3 O + un OH - joni , kā parādīts attēlā zemāk.
Avots: Cdang, no Wikimedia Commons
Skābes disociāciju no ūdens šķīduma var izklāstīt šādi:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
Kur HA apzīmē jonizētu skābi, H 3 O + hidronija jonu, un A - tā konjugētā bāze. Ja Ka ir augsts, vairāk HA izdalās, un tāpēc būs augstāka hidronija jonu koncentrācija. Šo skābuma palielināšanos var noteikt, novērojot izmaiņas šķīdumā, kura vērtība ir mazāka par 7.
Jonizācijas līdzsvars
Divkāršās bultas augšējā ķīmiskajā vienādojumā norāda, ka ir izveidots līdzsvars starp reaģentiem un produktu. Tā kā katram līdzsvaram ir konstante, tas pats notiek ar skābes jonizāciju un to izsaka šādi:
K = /
Termodinamiski konstante Ka tiek definēta kā aktivitātes, nevis koncentrācijas. Tomēr atšķaidītos ūdens šķīdumos ūdens aktivitāte ir aptuveni 1, un hidronija jonu, konjugētās bāzes un nesaistītās skābes aktivitātes ir tuvu to molārajai koncentrācijai.
Šo iemeslu dēļ tika ieviesta disociācijas konstante (ka), kas neietver ūdens koncentrāciju. Tas ļauj vienkāršākā veidā shematizēt vājās skābes disociāciju, un disociācijas konstante (Ka) tiek izteikta tādā pašā formā.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
Disociācijas konstante (Ka) ir līdzsvara konstantes izpausmes forma.
Neizdalītās skābes, konjugētās bāzes un hidronija vai ūdeņraža jona koncentrācijas paliek nemainīgas, tiklīdz ir sasniegts līdzsvara stāvoklis. No otras puses, konjugētās bāzes un hidronija jona koncentrācija ir tieši tāda pati.
Viņu vērtības ir norādītas ar jaudu 10 ar negatīviem eksponentiem, tāpēc tika ieviests vienkāršāks un vieglāk vadāms Ka izteiksmes veids, ko viņi sauca par pKa.
pKa = - log Ka
PKa parasti sauc par skābes disociācijas konstantu. PKa vērtība ir skaidra skābes stipruma norāde.
Par stiprām skābēm uzskata tās skābes, kuru pKa vērtība ir mazāka vai lielāka par -1,74 (hidronija jona pKa). Kaut arī skābes, kuru pKa ir lielāka par -1,74, tās tiek uzskatītas par nespēcīgām skābēm.
Hendersona un Haselbāla vienādojums
No Ka izteiksmes tiek iegūts vienādojums, kas ir ārkārtīgi noderīgs analītiskos aprēķinos.
Ka = /
Ņemot logaritmus,
log Ka = log H + + log A - - log HA
Un risināšana žurnālam H + :
-log H = - log Ka + log A - - log HA
Pēc tam izmantojot pH un pKa definīcijas un pārgrupējot terminus:
pH = pKa + log (A - / HA)
Šis ir slavenais Hendersona-Haselbala vienādojums.
Izmantojiet
Hendersona un Haselbaha vienādojumu izmanto, lai novērtētu buferšķīdumu pH līmeni, kā arī to, kā konjugētās bāzes un skābes relatīvās koncentrācijas ietekmē pH.
Ja konjugētās bāzes koncentrācija ir vienāda ar skābes koncentrāciju, attiecība starp abu terminu koncentrācijām ir vienāda ar 1; un tāpēc tā logaritms ir vienāds ar 0.
Rezultātā pH = pKa, tas ir ļoti svarīgi, jo šajā situācijā bufera efektivitāte ir maksimāla.
Parasti tiek ņemta pH zona, kurā ir maksimālā buferšķīduma spēja, kur pH = pka ± 1 pH vienība.
Jonizācijas pastāvīgie vingrinājumi
1. vingrinājums
Vājas skābes atšķaidītam šķīdumam līdzsvarā ir šādas koncentrācijas: neizdalītā skābe = 0,065 M un konjugētās bāzes koncentrācija = 9 · 10–4 M. Aprēķina skābes Ka un pKa.
Ūdeņraža vai hidronija jonu koncentrācija ir vienāda ar konjugētās bāzes koncentrāciju, jo tie rodas no vienas un tās pašas skābes jonizācijas.
Aizstājot vienādojumā:
Ka = / HA
Vienādojumā aizstājot to attiecīgās vērtības:
Ka = (9 10 -4 M) (9 10 -4 M) / 65 10 -3 M
= 1 246 10 -5
Un tad aprēķina tā pKa
pKa = - log Ka
= - log 1,246 10 -5
= 4 904
2. vingrinājums
Vājajai skābei ar koncentrāciju 0,03 M ir disociācijas konstante (Ka) = 1,5 · 10 -4 . Aprēķina: a) ūdens šķīduma pH; b) skābes jonizācijas pakāpe.
Līdzsvara stāvoklī skābes koncentrācija ir vienāda ar (0,03 M - x), kur x ir disociējošās skābes daudzums. Tāpēc ūdeņraža vai hidronija jona koncentrācija ir x, tāpat kā konjugētās bāzes koncentrācija.
Ka = / = 1,5 10 -6
= = x
Y = 0,03 M - x. Nelielā Ka vērtība norāda, ka skābe, iespējams, disociējas ļoti maz, tāpēc (0,03 M - x) ir aptuveni vienāda ar 0,03 M.
Aizvietojot 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
Un tā kā x =
pH = - log
= - žurnāls
pH = 3,67
Visbeidzot, attiecībā uz jonizācijas pakāpi: to var aprēķināt, izmantojot šādu izteiksmi:
o / HA] x 100%
(2,12 10 -4 / 3 10 -2 ) x 100%
0,71%
3. vingrinājums
Ka aprēķinu no skābes jonizācijas procentiem, zinot, ka tā jonizējas par 4,8% no sākotnējās koncentrācijas 1,5 · 10 –3 M.
Lai aprēķinātu jonizētās skābes daudzumu, nosaka tā 4,8%.
Jonizētais daudzums = 1,5 · 10 -3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10 -5 M
Šis jonizētās skābes daudzums ir vienāds ar konjugētās bāzes koncentrāciju un hidronija vai ūdeņraža jonu koncentrāciju līdzsvarā.
Līdzsvara skābes koncentrācija = sākotnējā skābes koncentrācija - jonizētās skābes daudzums.
= 1,5 10 -3 M - 7,2 10 -5 M
= 1 428 x 10 -3 M
Un pēc tam risina ar vienādiem vienādojumiem
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
= - žurnāls 3,63 x 10 -6
= 5,44
Atsauces
- Ķīmija LibreTexts. (sf). Disociācijas konstante. Atgūts no: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018). Disociācijas konstante. Atgūts no: en.wikipedia.org
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP & Stanley, GG Chemistry. (2008), astotais izdevums. Cengage mācīšanās.
- Segels IH (1975). Bioķīmiskie aprēķini. 2. Izdevums. Džons Vilijs un dēli. INC.
- Kabara E. (2018). Kā aprēķināt skābes jonizācijas konstanti. Pētījums. Atgūts no: study.com.