Costante di ionizzazione

Struttura chimica della costante di ionizzazione. Fonte: Wikimedia Commons

Cos'è costante la ionizzazione?

IL costante di ionizzazione, costante di dissociazione o acidità costante, è una proprietà che riflette la tendenza di una sostanza a rilasciare ioni idrogeno. Cioè, è direttamente correlato alla forza di un acido.

Maggiore è il valore della costante di dissociazione (ka), maggiore è il rilascio di idrogenioni acide.

Quando si tratta di acqua, ad esempio, la sua ionizzazione è conosciuta con il nome di "auto -propotalisi" o "auto -zzazione".

Qui, una molecola d'acqua dà una H⁺ a un altro, producendo gli ioni h₃O⁺ e oh^-, come si può vedere nell'immagine superiore.

La dissociazione di una soluzione acida può essere schematizzata come segue:

Ha +h₂o h₃O⁺     +       A^-

Dove ha rappresentato l'acido che è ionizzato, h₃O⁺ allo ione idronio e a^- La tua base coniugata. Se il ka è alto, un maggiore.

Questo aumento dell'acidità può essere determinato osservando una variazione del pH della soluzione, il cui valore è inferiore a 7.

Equilibrio di ionizzazione

Le doppie frecce nell'equazione chimica superiore indicano che viene stabilito un equilibrio tra reagenti e prodotto. Poiché qualsiasi equilibrio ha una costante, lo stesso vale per la ionizzazione di un acido ed è espresso come segue:

K = [h₃O⁺][A^-]/[Ha] [h₂o]

Termodinamicamente, la costante di ka è definita in termini di attività, non di concentrazioni.

Tuttavia, in soluzioni acquose diluite, l'attività dell'acqua è di circa 1 e le attività dello ione idronio, la base coniugata e l'acido non discattato sono vicine alle sue concentrazioni molari.

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Per questi motivi, è stato introdotto l'uso della costante di dissociazione (KA) che non include la concentrazione di acqua.

Ciò consente la dissociazione dell'acido debole.

Ah h⁺     +      A^-

Ka = [h⁺][A^-] / [Ha]

Ka

La costante di dissociazione (ka) è una forma di espressione di una costante di equilibrio.

Le concentrazioni di acido non -dissociata, la base coniugata e l'idrogeno o l'idrogeno rimangono costanti una volta raggiunta la condizione di equilibrio. D'altra parte, la concentrazione di base coniugata e lo ione idronio sono esattamente gli stessi.

I suoi valori sono riportati in poteri di 10 con esponenti negativi, quindi è stata introdotta un'espressione di KA più semplice e gestibile, che hanno chiamato PKA.

pka = - log ka

PKA è comunemente chiamato costante di dissociazione acida. Il valore di PKA è una chiara indicazione della forza di un acido.

Quegli acidi che hanno un valore PKA più basso o più negativo di -1,74 (pka ione idronio) sono considerati acidi forti. Mentre gli acidi che hanno un PKA maggiore di -1,74 sono considerati acidi non stronzi.

Equazione di Henderson-Haselbalch

Dall'espressione di KA viene dedotta un'equazione che deriva da immensa utilità nei calcoli analitici.

Ka = [h⁺][A^-] / [Ha]

Prendendo logaritmi,

log ka = log h⁺  +   Log a^-   -   Log HA

E di cancellare il registro h⁺:

-log h = - log ka + log a^-   -   Log HA

Usando quindi le definizioni di pH e PKA e raggruppamento dei termini:

Può servirti: idrori

ph = log pka + (a^- / Ah)

Questa è la famosa equazione di Henderson-Haselbalch.

Utilizzo

L'equazione di Henderson-Hasselbach viene utilizzata per stimare il pH delle soluzioni di ammortizzatore, quindi per sapere come le concentrazioni relative della base coniugata e l'influenza acida sul pH.

Quando la concentrazione di base coniugato è uguale alla concentrazione di acido, la relazione tra le concentrazioni di entrambi i termini è uguale a 1 e, quindi, il suo logaritmo è uguale a 0.

Di conseguenza, ph = pka, avendo questo molto importante, poiché in questa situazione l'efficienza di smorzamento è massima.

L'area del pH viene generalmente presa dove c'è la massima capacità del tampone, quella in cui pH = pka ± 1 unità ph.

Esercizi costanti di ionizzazione

Esercizio 1

La soluzione diluita di un acido debole ha nell'equilibrio le seguenti concentrazioni: acido non -dissociata = 0,065 m e concentrazione di base coniugata = 9 · 10^-4 M. Calcola il ka e la pka dell'acido.

La concentrazione di idrogenione o ione idronio è uguale alla concentrazione della base coniugata, poiché provengono dalla ionizzazione dello stesso acido.

Sostituzione dell'equazione:

Ka = [h⁺][A^-] / Ha

Sostituire nell'equazione con i rispettivi valori:

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

= 1.246 · 10^-5

E poi calcolando il suo PKA

pka =- log ka

= - log 1.246 · 10^-5

= 4.904

Esercizio 2

Un acido debole con una concentrazione di 0,03 m, ha una costante di dissociazione (ka) = 1,5 · 10^-4. Calcola: a) pH della soluzione acquosa; b) il grado di acido dell'acido.

In equilibrio, la concentrazione di acido è uguale a (0,03 m - x), essendo x la quantità di acido che si dissocia. Pertanto, la concentrazione di idrogeno o idronio è x, nonché la concentrazione di base coniugata.

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Ka = [h⁺][A^-] / [Ha] = 1,5 · 10^-6

[H⁺] = [A^-] = x

E [ha] = 0,03 m - x. Il piccolo valore del ka indica che l'acido era probabilmente molto piccolo, quindi (0,03 m - x) è di circa 0,03 m.

Sostituire in ka:

1,5 · 10^-6 = x² /3 · 10^-2

X² = 4.5 · 10^-8 M²

x = 2,12 x 10^-4 M

E come x = [h⁺"

ph = - log [h⁺"

= - log [2,12 x 10^-4"

pH = 3.67

E infine, rispetto al grado di ionizzazione: può essere calcolato dalla seguente espressione:

[H⁺] o [a^-] / Ha] x 100%

(2.12 · 10^-4 / 3 · 10^-2) X 100%

0,71%

Esercizio 3

Calcolo il ka dalla percentuale di ionizzazione di un acido, sapendo che è ionizzato del 4,8% da una concentrazione iniziale di 1,5 · 10^-3 M.

Per calcolare la quantità, l'acido acido viene determinato il suo 4,8%.

Quantità ionizzata = 1,5 · 10^-3 M (4.8/100)

= 7,2 x 10^-5 M

Questa quantità di acido ionizzato è uguale alla concentrazione della base coniugata e alla concentrazione dell'idrogeno o dell'idrogenione nell'equilibrio.

La concentrazione di acido in equilibrio = concentrazione iniziale di acido - la quantità di acido ionizzato.

[Ha] = 1,5 · 10^-3 M - 7,2 · 10^-5 M

= 1.428 x 10^-3 M

E quindi risolvere le stesse equazioni

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

Riferimenti

1. Costante di dissociazione. Chimica recuperata.Librettexts.org
2. Costante di dissociazione. Recuperato da.Wikipedia.org
3. Whitten, k. W., Davis, r. E., Peck, l. P. E Stanley, G. G. (2008). Chimica. Apprendimento del Cengage.
4. Segel I. H. (1975). Calcoli biochimici.