КОНСТАНТА ИОНИЗАЦИИ: УРАВНЕНИЕ И УПРАЖНЕНИЯ - ХИМИЯ - 2026

Константа ионизации, константа диссоциации или константа кислотности - это свойство, которое отражает тенденцию вещества выделять ионы водорода; то есть напрямую зависит от силы кислоты. Чем выше значение константы диссоциации (Ka), тем больше выделяется кислотой ионы водорода.

Например, когда речь идет о воде, ее ионизация известна как «автопротолиз» или «автоионизация». Здесь одна молекула воды отдает H ⁺ другой, производя ионы H ₃ O ⁺ и OH ^- , как показано на изображении ниже.

Источник: Cdang, из Wikimedia Commons.

Диссоциацию кислоты из водного раствора можно описать следующим образом:

НА + Н ₂ О <=> Н ₃ О ⁺ + А ^-

Где HA представляет собой кислоту, которая ионизирована, H ₃ O ⁺ ион гидроксония, а A ^- его сопряженное основание. Если Ka высокий, больше HA будет диссоциировать и, следовательно, будет более высокая концентрация иона гидроксония. Это повышение кислотности можно определить, наблюдая за изменением pH раствора, значение которого ниже 7.

Ионизационный баланс

Двойные стрелки в верхнем химическом уравнении указывают на то, что установлен баланс между реагентами и продуктом. Поскольку каждое равновесие имеет константу, то же самое происходит с ионизацией кислоты и выражается следующим образом:

К = /

Термодинамически постоянная Ka определяется в терминах активности, а не концентрации. Однако в разбавленных водных растворах активность воды составляет около 1, а активности иона гидроксония, сопряженного основания и недиссоциированной кислоты близки к их молярным концентрациям.

По этим причинам было введено использование константы диссоциации (ka), которая не включает концентрацию воды. Это позволяет схематизировать диссоциацию слабой кислоты, и константа диссоциации (Ka) выражается в той же форме.

HA <=> H ⁺ + A ^-

Ka = /

Ка

Константа диссоциации (Ka) - это форма выражения константы равновесия.

Концентрации недиссоциированной кислоты, сопряженного основания и иона гидроксония или водорода остаются постоянными после достижения состояния равновесия. С другой стороны, концентрация сопряженного основания и иона гидроксония абсолютно одинакова.

Их значения даны в степени 10 с отрицательными показателями, поэтому была введена более простая и управляемая форма выражения Ka, которую они назвали pKa.

pKa = - log Ka

PKa обычно называют константой диссоциации кислоты. Значение pKa является четким показателем силы кислоты.

Те кислоты, которые имеют значение pKa меньше или более отрицательное, чем -1,74 (pKa иона гидроксония), считаются сильными кислотами. Хотя кислоты с pKa больше -1,74, они считаются несильными кислотами.

Уравнение Хендерсона-Хассельбаха

Уравнение выводится из выражения Ka, которое чрезвычайно полезно в аналитических расчетах.

Ka = /

Логарифмируя,

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

И решение для журнала H ⁺ :

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

Затем, используя определения pH и pKa и перегруппировав термины:

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

Это знаменитое уравнение Хендерсона-Хассельбаха.

использование

Уравнение Хендерсона-Хассельбаха используется для оценки pH буферов, а также того, как относительные концентрации конъюгированного основания и кислоты влияют на pH.

Когда концентрация конъюгированного основания равна концентрации кислоты, соотношение между концентрациями обоих членов равно 1; и поэтому его логарифм равен 0.

Как следствие, pH = pKa, что очень важно, поскольку в этой ситуации эффективность буфера максимальна.

Обычно берется зона pH с максимальной буферной емкостью, где pH = pka ± 1 единица pH.

Постоянные упражнения ионизации

Упражнение 1

Разбавленный раствор слабой кислоты имеет следующие концентрации в равновесии: недиссоциированная кислота = 0,065 М и концентрация конъюгированного основания = 9 · 10 ^-4 М. Рассчитайте Ka и pKa кислоты.

Концентрация иона водорода или иона гидроксония равна концентрации сопряженного основания, поскольку они происходят в результате ионизации одной и той же кислоты.

Подставляя в уравнение:

Ka = / HA

Подставляя в уравнение их соответствующие значения:

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

= 1,246 ^10-5

А затем вычисляя его pKa

pKa = - log Ka

= - журнал 1,246 ^10-5

= 4 904

Упражнение 2.

Слабая кислота с концентрацией 0,03 М имеет константу диссоциации (Ka) = 1,5 · 10 ^-4 . Рассчитайте: а) pH водного раствора; б) степень ионизации кислоты.

В состоянии равновесия концентрация кислоты равна (0,03 M - x), где x - количество кислоты, которая диссоциирует. Следовательно, концентрация водорода или иона гидроксония равна x, как и концентрация конъюгированного основания.

Ка = / = 1,5 ^10-6

= = х

Y = 0,03 M - х. Небольшое значение Ka указывает на то, что кислота, вероятно, диссоциировала очень мало, поэтому (0,03 M - x) приблизительно равно 0,03 M.

Подставляя в Ka:

1,5 10 ^-6 = х ^2/3 10 ^-2

х ² = 4,5 ^10-8 М ²

х = 2,12 х ^10-4 М

А поскольку x =

pH = - журнал

= - журнал

pH = 3,67

И, наконец, о степени ионизации: ее можно рассчитать, используя следующее выражение:

о / HA] x 100%

(2,12 10 ^-4 / 3 10 ^-2 ) х 100%

0,71%

Упражнение 3.

Я рассчитываю Ka из процента ионизации кислоты, зная, что она ионизируется на 4,8% от начальной концентрации 1,5 · 10 ^-3 М.

Для расчета количества ионизированной кислоты определяют ее 4,8%.

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

= 7,2 х ^10-5 М

Это количество ионизированной кислоты равно концентрации конъюгированного основания и концентрации иона гидроксония или водорода при равновесии.

Равновесная концентрация кислоты = начальная концентрация кислоты - количество ионизированной кислоты.

= 1,5 10 ^-3 М - 7,2 ^10-5 М

= 1,428 х 10 ^-3 М

А затем решая с помощью тех же уравнений

Ka = /

Ka = (7,2 · 10 ^-5 M x 7,2 · 10 ^-5 M) / 1,428 · 10 ^-3 M

= 3,63 х ^10-6

pKa = - log Ka

= - журнал 3,63 x ^10-6

= 5,44

Ссылки

1. Химия LibreTexts. (SF). Константа диссоциации. Получено с: chem.libretexts.org
2. Wikipedia. (2018). Константа диссоциации. Получено с: en.wikipedia.org
3. Уиттен, К.В., Дэвис, Р.Э., Пек, Л.П. и Стэнли, Г.Г. Химия. (2008) Восьмое издание. Cengage Learning.
4. Сегель IH (1975). Биохимические расчеты. Второй. Издание. Джон Вили и сыновья. INC.
5. Кабара Э. (2018). Как рассчитать константу ионизации кислоты. Учиться. Получено с: study.com.