- İyonlaşma dengesi
- Ka
- Henderson-Hasselbalch denklemi
- kullanım
- İyonizasyon sabit egzersizleri
- 1. Egzersiz
- Egzersiz 2
- Egzersiz 3
- Referanslar
İyonlaşma sabiti, ayrışma sabiti veya asitlik sabiti, salma hidrojen iyonlarına bir maddenin eğilimi yansıtan bir özelliktir; yani, bir asidin gücü ile doğrudan ilgilidir. Ayrışma sabitinin (Ka) değeri ne kadar yüksekse, asit tarafından hidrojen iyonlarının salınması o kadar fazla olur.
Su söz konusu olduğunda, örneğin iyonlaşması 'otoprotoliz' veya 'otoiyonizasyon' olarak bilinir. Burada bir su molekülü, aşağıdaki resimde gösterildiği gibi H 3 O + ve OH - iyonlarını üreterek diğerine bir H + verir .
Kaynak: Cdang, Wikimedia Commons'tan
Bir asidin sulu bir çözeltiden ayrışması aşağıdaki şekilde özetlenebilir:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
HA iyonize olan asidi temsil ettiğinde, H 3 O + hidronyum iyonu ve A - bunun eşlenik bazı. Ka yüksekse, daha fazla HA ayrışacak ve bu nedenle daha yüksek bir hidronyum iyon konsantrasyonu olacaktır. Asitlikteki bu artış, değeri 7'nin altında olan çözeltinin pH'ındaki bir değişiklik gözlemlenerek belirlenebilir.
İyonlaşma dengesi
Üst kimyasal denklemdeki çift oklar, reaktanlar ve ürün arasında bir denge kurulduğunu gösterir. Her dengenin bir sabiti olduğundan, bir asidin iyonlaşmasında da aynı şey olur ve şu şekilde ifade edilir:
K = /
Termodinamik olarak Ka sabiti, konsantrasyonlar değil, aktiviteler açısından tanımlanır. Bununla birlikte, seyreltik sulu çözeltilerde suyun aktivitesi yaklaşık 1'dir ve hidronyum iyonu, konjugat baz ve çözülmemiş asidin aktiviteleri molar konsantrasyonlarına yakındır.
Bu nedenlerden dolayı, su konsantrasyonunu içermeyen ayrışma sabitinin (ka) kullanımı tanıtıldı. Bu, zayıf asit ayrışmasının daha basit bir şekilde şematize edilmesini sağlar ve ayrışma sabiti (Ka) aynı biçimde ifade edilir.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
Ayrışma sabiti (Ka), bir denge sabitinin ifade şeklidir.
Ayrışmamış asit, eşlenik baz ve hidronyum veya hidrojen iyonunun konsantrasyonları, denge durumuna ulaşıldığında sabit kalır. Öte yandan, eşlenik bazın ve hidronyum iyonunun konsantrasyonu tamamen aynıdır.
Değerleri, negatif üslü 10'un katları olarak verilir, bu nedenle pKa olarak adlandırdıkları daha basit ve daha yönetilebilir bir Ka ifadesi şekli tanıtıldı.
pKa = - log Ka
PKa'ya genellikle asit ayrışma sabiti denir. PKa değeri, bir asidin kuvvetinin açık bir göstergesidir.
-1.74'ten (hidronyum iyonunun pKa'sı) daha düşük veya daha fazla negatif pKa değerine sahip asitler, güçlü asitler olarak kabul edilir. -1.74'ten büyük pKa'ya sahip asitler, güçlü olmayan asitler olarak kabul edilir.
Henderson-Hasselbalch denklemi
Analitik hesaplamalarda son derece yararlı olan Ka ifadesinden bir denklem türetilir.
Ka = /
Logaritma almak,
log Ka = log H + + log A - - log HA
Ve log H + için çözme :
-log H = - log Ka + log A - - günlük HA
Daha sonra pH ve pKa tanımlarını ve yeniden gruplama terimlerini kullanarak:
pH = pKa + log (A - / HA)
Bu ünlü Henderson-Hasselbalch denklemidir.
kullanım
Henderson-Hasselbach denklemi, tamponların pH'ının yanı sıra bağıl baz ve asit konsantrasyonlarının pH'ı nasıl etkilediğini tahmin etmek için kullanılır.
Eşlenik bazın konsantrasyonu asit konsantrasyonuna eşit olduğunda, her iki terimin konsantrasyonları arasındaki ilişki 1'e eşittir; ve bu nedenle logaritması 0'a eşittir.
Sonuç olarak pH = pKa, bu çok önemlidir, çünkü bu durumda tampon verimi maksimumdur.
Maksimum tamponlama kapasitesinin olduğu pH bölgesi, genellikle pH = pka ± 1 pH biriminin olduğu yerde alınır.
İyonizasyon sabit egzersizleri
1. Egzersiz
Zayıf bir asidin seyreltik çözeltisi, dengede aşağıdaki konsantrasyonlara sahiptir: ayrışmamış asit = 0.065 M ve eşlenik baz konsantrasyonu = 9 · 10 -4 M. Asidin Ka ve pKa'sını hesaplayın.
Hidrojen iyonunun veya hidronyum iyonunun konsantrasyonu, aynı asidin iyonlaşmasından geldikleri için eşlenik bazın konsantrasyonuna eşittir.
Denklemde ikame etmek:
Ka = / HA
Denklemde ilgili değerleri için ikame ederek:
Ka = (9 10-4 M) (9 10-4 M) / 65 10-3 M
= 1.246 10-5
Ve sonra pKa'sını hesaplıyor
pKa = - log Ka
= - günlük 1.246 10-5
= 4.904
Egzersiz 2
0.03 M konsantrasyona sahip zayıf bir asit ayrışma sabitine (Ka) = 1.5 · 10 -4 sahiptir . Hesaplayın: a) sulu çözeltinin pH'ı; b) asidin iyonlaşma derecesi.
Dengede, asidin konsantrasyonu (0,03 M - x) 'e eşittir; burada x, ayrışan asit miktarıdır. Bu nedenle, hidrojen veya hidronyum iyonunun konsantrasyonu, eşlenik bazın konsantrasyonu gibi x'tir.
Ka = / = 1.5 10-6
= = x
Y = 0,03 M - x. Küçük Ka değeri, asidin muhtemelen çok az ayrıştığını gösterir, bu nedenle (0.03 M - x) yaklaşık olarak 0.03 M'ye eşittir.
Ka ile değiştirme:
1,5 ila 10 -6 = x 2/3 10 -2
x 2 = 4,5 10-8 M 2
x = 2,12 x 10-4 M
Ve x =
pH = - günlük
= - günlük
pH = 3.67
Ve son olarak, iyonlaşma derecesi ile ilgili olarak: aşağıdaki ifade kullanılarak hesaplanabilir:
o / HA] x% 100
(2,12 10-4 / 3 10-2 ) x% 100
0.71%
Egzersiz 3
Bunun 1,5 · 10 bir başlangıç konsantrasyonu% 4.8 iyonize bilerek, bir asit iyonlaşma yüzdesi gelen Ka hesaplamak -3 M.
İyonize olan asit miktarını hesaplamak için% 4.8'i belirlenir.
İyonize miktarı = 1.5 · 10 -3 E (4.8 / 100)
= 7,2 x 10-5 M
Bu iyonize asit miktarı, eşlenik bazın konsantrasyonuna ve dengede hidronyum veya hidrojen iyonunun konsantrasyonuna eşittir.
Denge asidi konsantrasyonu = başlangıç asit konsantrasyonu - iyonize asit miktarı.
= 1,5 10-3 M - 7,2 10-5 M
= 1.428 x 10 -3 M
Ve sonra aynı denklemlerle çözüyorum
Ka = /
Ka = (7.2 · 10 -5 M 7.2 · 10 x -5 / 1.428 · 10 uM) -3 M
= 3,63 x 10-6
pKa = - log Ka
= - günlük 3.63 x 10-6
= 5,44
Referanslar
- Kimya LibreTexts. (Sf). Ayrışma sabiti. Chem.libretexts.org adresinden kurtarıldı
- Vikipedi. (2018). Ayrışma sabiti. En.wikipedia.org adresinden kurtarıldı
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP & Stanley, GG Chemistry. (2008) Sekizinci Baskı. Cengage Learning.
- Segel IH (1975). Biyokimyasal Hesaplamalar. 2. Baskı. John Wiley & Sons. INC.
- Kabara E. (2018). Asit İyonizasyon Sabiti Nasıl Hesaplanır. Ders çalışma. Study.com'dan kurtarıldı.