Delen:
Constant ionisatie vergelijking door Henderson Hasselbalch en oefeningen
de ionisatieconstante (of dissociatie) is een eigenschap die de neiging van een stof weerspiegelt om waterstofionen af te geven; dat wil zeggen, het is direct gerelateerd aan de sterkte van een zuur. Hoe groter de waarde van de dissociatieconstante (Ka), hoe groter de afgifte van waterstofbindingen door het zuur.
Als het bijvoorbeeld om water gaat, staat de ionisatie ervan bekend als 'autoprotolisis' of 'autoionisatie'. Hier levert een watermolecuul een H op+ naar een ander, waardoor de H-ionen worden geproduceerd3O+ en OH-, zoals je kunt zien in de onderstaande afbeelding.
De dissociatie van een zuur uit een waterige oplossing kan op de volgende manier worden geschematiseerd:
HA + H2O <=> H3O+ + Een-
Waar HA het zuur vertegenwoordigt dat geïoniseerd is, H3O+ voor het hydroniumion, en A- de geconjugeerde basis. Als de Ka hoog is, zal een groter deel van HA dissociëren en zal er bijgevolg een grotere concentratie van het hydroniumion zijn. Deze toename in zuurgraad kan worden bepaald door een verandering in de pH van de oplossing waar te nemen, waarvan de waarde lager is dan 7..
index
- 1 Ionisatiesaldo
- 1.1 Ka
- 2 Henderson-Hasselbalch-vergelijking
- 2.1 Gebruik
- 3 Ionisatie constante oefeningen
- 3.1 Oefening 1
- 3.2 Oefening 2
- 3.3 Oefening 3
- 4 Referenties
Ionisatiebalans
De dubbele pijlen in de bovenste chemische vergelijking geven aan dat er een balans is tussen reactanten en product. Omdat alle evenwichten constant zijn, gebeurt hetzelfde met de ionisatie van een zuur en wordt het als volgt uitgedrukt:
K = [H3O+] [A-] / [HA] [H2O]
Thermodynamisch gezien wordt de constante Ka gedefinieerd in termen van activiteiten, niet concentraties. In verdunde waterige oplossingen is de activiteit van water echter ongeveer 1 en de activiteiten van het hydroniumion, de geconjugeerde base en het niet-gedissocieerde zuur liggen dicht bij hun molaire concentraties.
Om deze redenen werd het gebruik van de dissociatieconstante (ka) zonder waterconcentratie geïntroduceerd. Dit maakt het mogelijk dat de dissociatie van zwak zuur op een eenvoudiger manier kan worden geschematiseerd, en de dissociatieconstante (Ka) wordt op dezelfde manier uitgedrukt.
Het heeft <=> H+ + Een-
Ka = [H+] [A-] / [HA]
Ka
De dissociatieconstante (Ka) is een vorm van expressie van een evenwichtsconstante.
De concentraties van het niet-gedissocieerde zuur, de conjugaatbasis en het hydronium- of waterstofion blijven constant zodra de evenwichtsconditie is bereikt. Aan de andere kant zijn de concentratie van de conjugaatbasis en het hydroniumion precies hetzelfde.
Hun waarden worden gegeven in machten van 10 met negatieve exponenten, dus werd er een eenvoudiger en hanteerbaarere Ka-uitdrukking geïntroduceerd, die ze pKa noemden.
pKa = - log Ka
De pKa wordt gewoonlijk de zuurdissociatieconstante genoemd. De waarde van de pKa is een duidelijke indicatie van de sterkte van een zuur.
Die zuren met een pKa-waarde lager of negatiever dan -1,74 (pKa van het hydroniumion) worden als sterke zuren beschouwd. Terwijl zuren met een pK groter dan -1,74 worden beschouwd als niet-sterke zuren.
Henderson-Hasselbalch-vergelijking
Uit de uitdrukking van Ka is een vergelijking afgeleid die van immense bruikbaarheid is in analytische berekeningen.
Ka = [H+] [A-] / [HA]
Logaritmen nemen,
log Ka = log H+ + log A- - log HA
En het wissen van log H+:
-log H = - log Ka + log A- - log HA
Gebruik dan de definities van pH en pKa en combineer voorwaarden:
pH = pKa + log (A- / HA)
Dit is de beroemde vergelijking van Henderson-Hasselbalch.
gebruik
De Henderson-Hasselbach-vergelijking wordt gebruikt om de pH van bufferoplossingen te schatten, evenals hoe deze de relatieve concentraties van de geconjugeerde base en het zuur in de pH beïnvloeden..
Wanneer de concentratie van de geconjugeerde base gelijk is aan de concentratie van het zuur, is de verhouding tussen de concentraties van beide termen gelijk aan 1; en daarom is zijn logaritme gelijk aan 0.
Dientengevolge is de pH = pKa, met dit zeer belangrijk, omdat in deze situatie de bufferefficiëntie maximaal is.
Het is gebruikelijk om de pH-zone te nemen waar de maximale buffercapaciteit bestaat, die waarbij de pH = pka ± 1 pH-eenheid is.
Ionisatie constante oefeningen
Oefening 1
De verdunde oplossing van een zwak zuur heeft de volgende concentraties bij evenwicht: niet-gedissocieerd zuur = 0,065 M en geconjugeerde baseconcentratie = 9 · 10-4 M. Bereken de Ka en pKa van zuur.
De concentratie van het waterstofion of het hydronium-ion is gelijk aan de concentratie van de geconjugeerde base, omdat ze afkomstig zijn van de ionisatie van hetzelfde zuur.
Vervangen in de vergelijking:
Ka = [H+] [A-] / HA
Substitutie in de vergelijking voor hun respectieve waarden:
Ka = (9 · 10-4 M) (9 · 10-4 M) / 65 · 10-3 M
= 1,246 · 10-5
En dan de pKa te berekenen
pKa = - log Ka
= - log 1,246 · 10-5
= 4,904
Oefening 2
Een zwak zuur met een concentratie van 0,03 M, heeft een dissociatieconstante (Ka) = 1,5 · 10-4. Bereken: a) pH van de waterige oplossing; b) de mate van ionisatie van het zuur.
Bij evenwicht is de concentratie van het zuur gelijk aan (0,03 M - x), waarbij x de hoeveelheid is van het zuur dat dissocieert. Daarom is de concentratie van waterstof of hydronium ion x, evenals de concentratie geconjugeerde base.
Ka = [H+] [A-] / [HA] = 1,5 · 10-6
[H+] = [A-] = x
Y [HA] = 0,03 M - x. De kleine waarde van de Ka geeft aan dat het zuur waarschijnlijk zeer weinig is gedissocieerd, zodat (0,03 M - x) ongeveer gelijk is aan 0,03 M.
Vervangen in Ka:
1,5 · 10-6 = x2 / 3 · 10-2
X2 = 4,5 · 10-8 M2
x = 2,12 x 10-4 M
En als x = [H+]
pH = - log [H+]
= - log [2,12 x 10-4]
pH = 3,67
En ten slotte met betrekking tot de mate van ionisatie: het kan worden berekend met behulp van de volgende uitdrukking:
[H+] of [A-] / HA] x 100%
(2.12 · 10-4 / 3 · 10-2) x 100%
0,71%
Oefening 3
Ik bereken de Ka uit het percentage ionisatie van een zuur, wetende dat het geïoniseerd is met 4,8% vanaf een beginconcentratie van 1,5 · 10-3 M.
Om de hoeveelheid te berekenen, wordt het zuur dat wordt geïoniseerd bepaald met 4,8%.
Geïoniseerde hoeveelheid = 1,5 · 10-3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10-5 M
Deze hoeveelheid van het geïoniseerde zuur is gelijk aan de concentratie van de conjugaatbasis en de concentratie van het hydroniumion of waterstofion in het evenwicht.
De concentratie van het zuur in het evenwicht = beginconcentratie van het zuur - de hoeveelheid geïoniseerd zuur.
[HA] = 1,5 · 10-3 M - 7,2 · 10-5 M
= 1,428 x 10-3 M
En dan oplossen met dezelfde vergelijkingen
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
referenties
- Chemie LibreTexts. (N.D.). Dissociatieconstante. Teruggeplaatst van: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018). Dissociatieconstante. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
- Whitten, K.W., Davis, R.E., Peck, L.P. en Stanley, G.G. Chemistry. (2008) Achtste editie. Cengage Learning.
- Segel I.H. (1975). Biochemische berekeningen. 2e. Edition. John Wiley & Sons. INC.
- Kabara E. (2018). Hoe de constante zure ionisatie te berekenen. Study. Teruggeplaatst van: study.com.