De joniseringskonstant, dissociationskonstant eller surhetskonstant, är en egenskap som återspeglar tendensen hos ett ämne att frigöra vätejoner; det vill säga det är direkt relaterat till styrkan hos en syra. Ju högre värdet på dissociationskonstanten (Ka), desto större frigörs vätejoner av syran..
När det gäller vatten till exempel är dess jonisering känt som 'autoprotolys' eller 'autojonisering'. Här ger en vattenmolekyl en H+ till en annan som producerar H-jonerna3ELLER+ och OH-, enligt bilden nedan.
Dissociationen av en syra från en vattenlösning kan beskrivas enligt följande:
HA + HtvåELLER <=> H3ELLER+ + TILL-
Där HA representerar den syra som joniserar, H3ELLER+ till hydroniumjonen och A.- dess konjugerade bas. Om Ka är hög kommer mer av HA att dissocieras och det kommer därför att finnas en högre koncentration av hydroniumjonen. Denna surhetsökning kan bestämmas genom att observera en förändring i lösningens pH, vars värde är under 7.
Artikelindex
De dubbla pilarna i den övre kemiska ekvationen indikerar att en balans upprättas mellan reaktanter och produkt. Eftersom varje jämvikt har en konstant händer detsamma med joniseringen av en syra och uttrycks på följande sätt:
K = [H3ELLER+][TILL-] / [HA] [HtvåELLER]
Termodynamiskt definieras den konstanta Ka i termer av aktiviteter, inte koncentrationer. I utspädda vattenlösningar är emellertid vattenaktiviteten cirka 1, och aktiviteterna för hydroniumjonen, konjugatbasen och den icke-dissocierade syran ligger nära deras molära koncentrationer..
Av dessa skäl infördes användningen av dissociationskonstanten (ka) som inte inkluderar vattenkoncentrationen. Detta gör att den svaga syradissociationen kan schematiseras på ett enklare sätt och dissociationskonstanten (Ka) uttrycks i samma form..
HA <=> H+ + TILL-
Ka = [H+][TILL-] / [HA]
Dissociationskonstanten (Ka) är en form av uttryck för en jämviktskonstant.
Koncentrationerna av den odissocierade syran, konjugatbasen och hydronium- eller vätejonen förblir konstanta när jämviktstillståndet har uppnåtts. Å andra sidan är koncentrationen av konjugatbasen och hydroniumjonens exakt densamma.
Dess värden ges i kraften 10 med negativa exponenter, så en enklare och mer hanterbar uttrycksform för Ka introducerades, som de kallade pKa.
pKa = - logga Ka
PKa kallas vanligen syradissociationskonstanten. PKa-värdet är en tydlig indikation på en syras styrka.
De syror som har ett pKa-värde mindre eller mer negativt än -1,74 (pKa för hydroniumjonen) anses vara starka syror. Medan syror som har en pKa större än -1,74 betraktas de som icke-starka syror..
En ekvation som är extremt användbar i analytiska beräkningar härleds från uttrycket för Ka..
Ka = [H+][TILL-] / [HA]
Tar logaritmer,
log Ka = log H+ + logg A- - logga HA
Och lösa för stock H+:
-log H = - log Ka + log A- - logga HA
Använd sedan definitionerna av pH och pKa och omgruppering av termer:
pH = pKa + log (A- / HA)
Detta är den berömda ekvationen Henderson-Hasselbalch.
Henderson-Hasselbach-ekvationen används för att uppskatta buffertarnas pH, liksom hur de relativa koncentrationerna av konjugatbas och syra påverkar pH..
När koncentrationen av konjugatbasen är lika med syrakoncentrationen är förhållandet mellan koncentrationerna av båda termerna lika med 1; och därför är logaritmen lika med 0.
Som en konsekvens är pH = pKa, detta mycket viktigt, eftersom buffringseffektiviteten i denna situation är maximal..
PH-zonen där det finns maximal buffringskapacitet tas vanligtvis, den där pH = pka ± 1 pH-enhet.
Den utspädda lösningen av en svag syra har följande koncentrationer i jämvikt: icke-dissocierad syra = 0,065 M och koncentrationen av konjugatbasen = 9-10-4 M. Beräkna syran Ka och pKa.
Koncentrationen av vätejon eller hydroniumjon är lika med koncentrationen av konjugatbasen, eftersom de kommer från joniseringen av samma syra.
Ersätter i ekvationen:
Ka = [H+][TILL-] / HA
Att ersätta respektive ekvation i ekvationen:
Ka = (910-4 M) (910-4 M) / 6510-3 M
= 1 246 10-5
Och sedan beräkna dess pKa
pKa = - logga Ka
= - logg 1.246 10-5
= 4,904
En svag syra med en koncentration av 0,03 M har en dissociationskonstant (Ka) = 1,5 · 10-4. Beräkna: a) pH i den vattenhaltiga lösningen; b) graden av jonisering av syran.
Vid jämvikt är syrakoncentrationen lika med (0,03 M - x), där x är mängden syra som dissocieras. Därför är koncentrationen av väte eller hydroniumjon x, liksom koncentrationen av konjugatbasen.
Ka = [H+][TILL-] / [HA] = 1,5-10-6
[H+] = [A-] = x
Y [HA] = 0,03 M-x. Det lilla värdet av Ka indikerar att syran troligen dissocierade väldigt lite, så (0,03 M - x) är ungefär lika med 0,03 M.
Byte i Ka:
1,5 10-6 = xtvå / 3 10-två
xtvå = 4,5 10-8 Mtvå
x = 2,12 x 10-4 M
Och eftersom x = [H+]
pH = - log [H+]
= - logg [2.12 x 10-4]
pH = 3,67
Och slutligen, avseende graden av jonisering: den kan beräknas med följande uttryck:
[H+] eller [A-] / HA] x 100%
(2.12 10-4 / 3 10-två) x 100%
0,71%
Jag beräknar Ka från procentandelen jonisering av en syra, med vetskap om att den joniseras med 4,8% från en initial koncentration på 1,5-10-3 M.
För att beräkna mängden syra som joniseras bestäms dess 4,8%.
Joniserat belopp = 1,5 · 10-3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10-5 M
Denna mängd joniserad syra är lika med koncentrationen av konjugatbasen och koncentrationen av hydronium eller vätejon vid jämvikt..
Syrakoncentrationen vid jämvikt = initial syrakoncentration - mängden joniserad syra.
[HA] = 1,5-10-3 M - 7,2 10-5 M
= 1428 x 10-3 M
Och sedan lösa med samma ekvationer
Ka = [H+][TILL-] / [HA]
Ka = (7,2 - 10-5 M x 7,2 10-5 M) / 1 428 10-3 M
= 3,63 x 10-6
pKa = - logga Ka
= - logg 3,63 x 10-6
= 5,44
Ingen har kommenterat den här artikeln än.