- Equilibri de ionització
- Ka
- Equació d'Henderson-Hasselbalch
- ús
- Exercicis de constant d'ionització
- exercici 1
- exercici 2
- exercici 3
- referències
La constant d'ionització, constant de dissociació o constant d'acidesa, és una propietat que reflecteix la tendència d'una substància per alliberar ions hidrogen; és a dir, té relació directa amb la força d'un àcid. Mentre més gran sigui el valor de la constant de dissociació (Ka), major serà l'alliberament de hidrogenions per l'àcid.
Quan es tracta de l'aigua, per exemple, la seva ionització es coneix amb el nom 'autoprotòlisi' o 'autoionització'. Aquí, una molècula d'aigua cedeix un H + a una altra, produint-se els ions H 3 O + i OH -, tal com s'aprecia en la imatge inferior.
Font: Cdang, from Wikimedia Commons
La dissociació d'un àcid d'una dissolució aquosa pot esquematitzar-se en la forma següent:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
On HA representa l'àcid que s'ionitza, H 3 O + a l'ió hidroni, i A - la seva base conjugada. Si el Ca és alta, una major part de HA es dissociarà i hi haurà per tant major concentració de l'ió hidroni. Aquest increment d'acidesa es pot determinar observant un canvi en el pH de la solució, el valor està per sota de 7.
Equilibri de ionització
Les dobles fletxes en l'equació química superior indiquen que s'estableix un equilibri entre reactants i producte. Com tot equilibri posseeix una constant, el mateix passa amb la ionització d'un àcid i ve expressada de la següent manera:
K = /
Termodinàmicament es defineix la constant Ka en termes d'activitats, no de concentracions. No obstant això, en dissolucions aquoses diluïdes l'activitat de l'aigua és al voltant d'1, i les activitats de l'ió hidroni, de la base conjugada i de l'àcid no dissociat són properes a les seves concentracions molars.
Per aquestes raons, es va introduir l'ús de la constant de dissociació (ca) que no inclou la concentració de l'aigua. Això permet que la dissociació d'àcid feble pugui esquematitzar d'una manera més senzilla, i la constant de dissociació (Ka) s'expressi en una mateixa forma.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
La constant de dissociació (Ka) és una forma d'expressió d'una constant d'equilibri.
Les concentracions de l'àcid no dissociat, la base conjugada i de l'ió hidroni o hidrogen romanen constant una vegada que s'arriba a la condició d'equilibri. D'altra banda, la concentració de la base conjugada i la de l'ió hidroni són exactament iguals.
Els seus valors vénen donats en potències de 10 amb exponents negatius, de manera que es va introduir una forma d'expressió de Ka més simple i manejable, a la qual van denominar pKa.
pKa = - log Ka
A l'pKa comunament se li denomina constant de dissociació àcida. El valor de l'pKa és un indici clar de la força d'un àcid.
Aquells àcids que tenen un valor de l'pKa menors o més negatius que -1,74 (pKa de l'ió hidroni) es consideren com a àcids forts. Mentre que els àcids que tenen un pKa major a -1,74, es consideren com àcids no forts.
Equació d'Henderson-Hasselbalch
De l'expressió de Ka es dedueix una equació que resulta d'immensa utilitat en càlculs analítics.
Ka = /
Prenent logaritmes, log Ka = log H + + log A - - log HA
I buidant log H +:
-log H = - log Ka + log A - - log HA
Usant llavors les definicions de pH i pKa, i reagrupant termes:
pH = pKa + log (A - / HA)
Aquesta és la famosa equació d'Henderson-Hasselbalch.
ús
L'equació de Henderson-Hasselbach s'usa per estimar el pH de solucions amortidores, així com influencien en el pH les concentracions relatives de la base conjugada i de l'àcid.
Quan la concentració de la base conjugada és igual a la concentració de l'àcid, la relació entre les concentracions d'ambdós termes és igual a 1; i per tant, el seu logaritme és igual a 0.
Com a conseqüència el pH = pKa, tenint això molta importància, ja que en aquesta situació l'eficiència amortidora és màxima.
Se sol prendre la zona de pH on hi ha la màxima capacitat amortidora, aquella on el pH = pKa ± 1 unitat de pH.
Exercicis de constant d'ionització
exercici 1
La dissolució diluïda d'un àcid feble, té en l'equilibri les concentracions següents: àcid no dissociat = 0,065 M i concentració de la base conjugada = 9 · 10 -4 M. Calcular la Ka i pKa de l'àcid.
La concentració de l'hidrogenión o de l'ió hidroni és igual a la concentració de la base conjugada, ja que provenen de la ionització de el mateix àcid.
Substituint en l'equació:
Ka = / HA
Substituint en l'equació pels seus valors respectius:
Ka = (9 · 10 -4 M) (9 · 10 -4 M) / 65 · 10 -3 M
= 1,246 · 10 -5
I calculant llavors la seva pKa
pKa = - log Ka
= - log 1,246 · 10 -5
= 4,904
exercici 2
Un àcid feble amb una concentració 0,03 M, té una constant de dissociació (Ka) = 1,5 · 10 -4. Calculeu: a) pH de la dissolució aquosa; b) el grau d'ionització de l'àcid.
En l'equilibri la concentració de l'àcid és igual a (0,03 M - x), on x és la quantitat de l'àcid que es dissocia. Per tant, la concentració d'hidrogen o de l'ió hidroni és x, a l'igual que la concentració de la base conjugada.
Ka = / = 1,5 · 10 -6
= = X
I = 0,03 M - x. El valor petit de la Ka indica que l'àcid es va dissociar probablement molt poc, de manera que (0,03 M - x) és aproximadament igual a 0,03 M.
Substituint en Ka:
1,5 · 10 -6 = x 2 /3 · 10 -2
x 2 = 4,5 · 10 -8 M 2
x = 2,12 x 10 -4 M
I com x =
pH = - log
= - log
pH = 3.67
I finalment pel que fa a el grau d'ionització: es pot calcular mitjançant l'expressió següent:
o / HA] x 100%
(2,12 · 10 -4 / 3 · 10 -2) x 100%
0,71%
exercici 3
Calculo el Ka a partir d'el percentatge d'ionització d'un àcid, sabent que s'ionitza en un 4,8% a partir d'una concentració inicial de 1,5 · 10 -3 M.
Per calcular la quantitat l'àcid que s'ionitza es determina el seu 4,8%.
Quantitat ionitzada = 1,5 · 10 -3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10 -5 M
Aquesta quantitat de l'àcid ionitzat és igual a la concentració de la base conjugada ia la concentració de l'ió hidroni o hidrogenión en l'equilibri.
La concentració de l'àcid en l'equilibri = concentració inicial de l'àcid - la quantitat de l'àcid ionitzat.
= 1,5 · 10 -3 M - 7,2 · 10 -5 M
= 1,428 x 10 -3 M
I resolent llavors amb les mateixes equacions
Ka = /
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
referències
- Chemistry LibreTexts. (Sf). Dissociation constant. Recuperat de: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018). Dissociation constant. Recuperat de: en.wikipedia.org
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP I Stanley, GG Química. (2008) Vuitena Edició. Cengage Learning.
- Segel IH (1975). Biochemical Calculations. 2nd. Edition. John Wiley & Sons. INC.
- Kabara E. (2018). How to Calculate the Acid Ionization Constant. Study. Recuperat de: study.com.