ИОНИЗИРАЈУЋА КОНСТАНТА: ЈЕДНАЧИНА И ВЕЖБЕ - ХЕМИЈА - 2025

Јонизација константа, константа дисоцијације или киселост константа, је својство које одражава тенденцију супстанци за ослобађање јона водоника; то јест, директно је повезано са снагом киселине. Што је већа вредност константе дисоцијације (Ка), веће је ослобађање јона водоника од стране киселине.

На пример, када је у питању вода, њена јонизација је позната као "аутопротолиза" или "аутоионизација". Овде, молекул воде даје Х ⁺ другоме њихову производњу Х ₃ О ⁺ и ОХ ^- јона , као што је приказано на слици испод.

Извор: Цданг, са Викимедиа Цоммонс

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

ХА + Х ₂ О <=> Х ₃ О ⁺ + А ^-

Где ХА представља киселину која се јонизовани Х ₃ О ⁺ у хидронијум јон, а ^{- њихова} коњугована база. Ако је Ка висок, више ХА ће се дисоцирати и због тога ће бити већа концентрација хидронијум јона. Ово повећање киселости може се утврдити посматрањем промене пХ раствора чија вредност је испод 7.

Ионизациона равнотежа

Двоструке стрелице у горњој хемијској једначини означавају да је успостављена равнотежа између реактаната и производа. Како свака равнотежа има константу, исто се догађа и са јонизацијом киселине и изражава се на следећи начин:

К = /

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

Из тих разлога је уведена употреба константе дисоцијације (ка) која не укључује концентрацију воде. Ово омогућава да се дисоцијација слабе киселине схематизује на једноставнији начин, а константа дисоцијације (Ка) изражена је у истом облику.

ХА <=> Х ⁺ + А ^-

Ка = /

Ка

Константа дисоцијације (Ка) је облик изражавања константе равнотеже.

Концентрације недисоциране киселине, коњугатне базе и хидронијум или водоник јони остају константни када се постигне стање равнотеже. Са друге стране, концентрација базе коњугата и концентрације хидронијум јона су потпуно исте.

Њихове вредности су дате у снагама 10 са негативним експонентима, тако да је за Ка уведен једноставнији и управљивији облик изражавања, 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 вредност пКа мање или више негативне од -1,74 (пКа хидронијум јона) сматрају се јаким киселинама. Док су киселине које имају пКа већи од -1,74, сматрају се не-јаким киселинама.

Једнаџба Хендерсона-Хасселбалцха

Једнаџба је изведена из израза Ка који је изузетно користан у аналитичким прорачунима.

Ка = /

Узимајући логаритме,

лог Ка = лог Х ⁺ + лог А ^- - лог ХА

И решавање за лог Х ⁺ :

-лог Х = - лог Ка + лог А ^- - лог ХА

Затим користите дефиниције пХ и пКа, и регрупирајте изразе:

пХ = пКа + лог (А ^- / ХА)

Ово је позната Хендерсон-Хасселбалцх-ова једначина.

Употреба

Хендерсон-Хасселбахова једнаџба користи се за процену пХ пуфера, као и како релативне концентрације коњугиране базе и киселине утичу на пХ.

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

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

Обично се узима пХ зона у којој постоји највећи капацитет пуфера, где је пХ = пка ± 1 пХ јединица.

Сталне вежбе јонизације

Вежба 1

Разблажени раствор слабе киселине има следеће концентрације у равнотежи: недисоцирана киселина = 0,065 М и концентрација базне концентрације = 9 · 10 ^-4 М. Израчунајте Ка и пКа киселине.

Концентрација јона водоника или хидронијум јона једнака је концентрацији базе коњугата, јер потичу из јонизације исте киселине.

Замјена једначине:

Ка = / ХА

Замјена једначине у њиховим вриједностима:

Ка = (9 10 ^-4 М) (9 10 ^-4 М) / 65 10 ^-3 М

= 1.246 10 ^-5

А затим израчунавање пКа

пКа = - лог Ка

= - запис 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.

Равнотежа је концентрација киселине једнака (0,03 М - к), где је к количина киселине која се дисоцира. Због тога је концентрација водоничног или хидронијум-јона к, као и концентрација базе коњугата.

Ка = / = 1,5 10 ^-6

= = к

И = 0,03 М - к. Мала вредност Ка указује да је киселина вероватно дисоцирала врло мало, па је (0,03 М - к) приближно једнака 0,03 М.

Замена у Ка:

1,5 10 ^-6 = к ^2/3 10 ^-2

к ² = 4.5 10 ^-8 М ²

к = 2,12 к 10 ^-4 М

А пошто је к =

пХ = - лог

= - записник

пХ = 3,67

И на крају, у погледу степена јонизације: он се може израчунати помоћу следећег израза:

о / ХА] к 100%

(2,12 10 ^-4 / 3 10 ^-2 ) к 100%

0,71%

Вежба 3

Израчунавам Ка од процента јонизације киселине, знајући да јонизује за 4,8% од почетне концентрације 1,5 · 10 ^-3 М.

Да би се израчунала количина киселине која је јонизована, одреди се 4,8%.

Јонизована количина = 1,5 · 10 ^-3 М (4,8 / 100)

= 7,2 к 10 ^-5 М

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

Равнотежна концентрација киселине = почетна концентрација киселине - количина јонизоване киселине.

= 1,5 10 ^-3 М - 7,2 10 ^-5 М

= 1.428 к 10 ^-3 М

А онда решавање истим једначинама

Ка = /

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. (сф) Константа дисоцијације. Опоравак од: цхем.либретектс.орг
2. Википедиа. (2018). Константа дисоцијације. Опоравак од: ен.википедиа.орг
3. Вхиттен, КВ, Давис, РЕ, Пецк, ЛП и Станлеи, ГГ Хемија. (2008) Осмо издање. Ценгаге Леарнинг.
4. Сегел ИХ (1975). Биохемијска израчунавања. 2нд. Едитион. Јохн Вилеи & Сонс. ИНЦ.
5. Кабара Е. (2018). Како се израчунава константа јонизације киселине. Студи. Опоравак од: студи.цом.