Chia sẻ:
Phương trình ion hóa không đổi của Henderson Hasselbalch và bài tập
các hằng số ion hóa (hoặc phân ly) là một tính chất phản ánh xu hướng của một chất để giải phóng các ion hydro; nghĩa là, nó liên quan trực tiếp đến độ bền của axit. Giá trị của hằng số phân ly (Ka) càng lớn, sự giải phóng các liên kết hydro của axit càng lớn.
Khi nói đến nước, ví dụ, sự ion hóa của nó được gọi là 'tự động hóa' hoặc 'tự động hóa'. Ở đây, một phân tử nước mang lại H+ cho người khác, tạo ra các ion H3Ôi+ và OH-, như bạn có thể thấy trong hình dưới đây.
Sự phân ly của một axit từ dung dịch nước có thể được sơ đồ hóa theo cách sau:
HA + H2Ôi <=> H3Ôi+ + Một-
Trong đó HA đại diện cho axit bị ion hóa, H3Ôi+ với ion hydronium và A- cơ sở liên hợp của nó. Nếu Ka cao, một phần lớn HA sẽ phân ly và do đó sẽ có nồng độ ion hydronium lớn hơn. Sự gia tăng độ axit này có thể được xác định bằng cách quan sát sự thay đổi độ pH của dung dịch, có giá trị dưới 7..
Chỉ số
- 1 cân bằng ion hóa
- 1.1 Ka
- 2 phương trình Henderson-Hasselbalch
- 2.1 Sử dụng
- 3 bài tập liên tục ion hóa
- 3.1 Bài tập 1
- 3.2 Bài tập 2
- 3.3 Bài tập 3
- 4 tài liệu tham khảo
Cân bằng ion hóa
Mũi tên kép trong phương trình hóa học trên chỉ ra rằng sự cân bằng được thiết lập giữa các chất phản ứng và sản phẩm. Vì tất cả các trạng thái cân bằng có một hằng số, điều tương tự xảy ra với sự ion hóa của một axit và được biểu thị như sau:
K = [H3Ôi+] [A-] / [HA] [H2Ôi]
Về mặt nhiệt động, hằng số Ka được xác định theo các hoạt động, không phải nồng độ. Tuy nhiên, trong dung dịch nước pha loãng, hoạt động của nước khoảng 1 và hoạt động của ion hydronium, bazơ liên hợp và axit không phân ly gần với nồng độ mol của chúng.
Vì những lý do này, việc sử dụng hằng số phân ly (ka) không bao gồm nồng độ nước đã được giới thiệu. Điều này cho phép phân ly axit yếu có thể được sơ đồ hóa theo cách đơn giản hơn và hằng số phân ly (Ka) được biểu thị theo cùng một cách.
HÀ <=> H+ + Một-
Ka = [H+] [A-/]
Ka
Hằng số phân ly (Ka) là một dạng biểu hiện của hằng số cân bằng.
Nồng độ của axit không phân ly, bazơ liên hợp và ion hydronium hoặc hydro không đổi sau khi đạt được điều kiện cân bằng. Mặt khác, nồng độ của bazơ liên hợp và ion hydronium hoàn toàn giống nhau.
Các giá trị của chúng được đưa ra theo lũy thừa 10 với số mũ âm, do đó, một dạng biểu thức Ka đơn giản và dễ quản lý hơn đã được giới thiệu, mà chúng gọi là pKa.
pKa = - đăng nhập Ka
PKa thường được gọi là hằng số phân ly axit. Giá trị của pKa là một dấu hiệu rõ ràng về sức mạnh của axit.
Những axit có giá trị pKa thấp hơn hoặc âm hơn -1,74 (pKa của ion hydronium) được coi là axit mạnh. Trong khi các axit có pKa lớn hơn -1,74, được coi là axit không mạnh.
Phương trình Henderson-Hasselbalch
Từ biểu thức của Ka, một phương trình được rút ra là tiện ích to lớn trong các tính toán phân tích.
Ka = [H+] [A-/]
Lấy logarit,
log Ka = log H+ + đăng nhập A- - đăng nhập HA
Và xóa nhật ký H+:
-log H = - log Ka + log A- - đăng nhập HA
Sau đó, sử dụng các định nghĩa về pH và pKa và tập hợp lại các thuật ngữ:
pH = pKa + log (A- / HA)
Đây là phương trình Henderson-Hasselbalch nổi tiếng.
Sử dụng
Phương trình Henderson-Hasselbach được sử dụng để ước tính độ pH của dung dịch đệm, cũng như cách chúng ảnh hưởng đến nồng độ tương đối của bazơ liên hợp và axit trong pH.
Khi nồng độ của bazơ liên hợp bằng với nồng độ của axit, tỷ lệ giữa nồng độ của cả hai thuật ngữ đều bằng 1; và do đó, logarit của nó bằng 0.
Do đó, pH = pKa, có điều này rất quan trọng, vì trong tình huống này, hiệu quả của bộ đệm là tối đa.
Người ta thường lấy vùng pH nơi có dung lượng đệm tối đa tồn tại, trong đó đơn vị pH = pka ± 1 pH.
Bài tập liên tục ion hóa
Bài tập 1
Dung dịch pha loãng của axit yếu có các nồng độ sau ở trạng thái cân bằng: axit không phân ly = 0,065 M và nồng độ bazơ liên hợp = 9 · 10-4 M. Tính Ka và pKa của axit.
Nồng độ của ion hydro hoặc ion hydronium bằng với nồng độ của bazơ liên hợp, vì chúng đến từ sự ion hóa của cùng một axit.
Thay thế trong phương trình:
Ka = [H+] [A-] / HÀ
Thay vào phương trình cho các giá trị tương ứng của chúng:
Ka = (9 · 10-4 M) (9 · 10-4 M) / 65 · 10-3 M
= 1,246 · 10-5
Và tính toán thì pKa của nó
pKa = - đăng nhập Ka
= - đăng nhập 1,246 · 10-5
= 4.904
Bài tập 2
Một axit yếu có nồng độ 0,03 M, có hằng số phân ly (Ka) = 1,5 · 10-4. Tính: a) pH của dung dịch nước; b) mức độ ion hóa của axit.
Ở trạng thái cân bằng, nồng độ của axit bằng (0,03 M - x), trong đó x là lượng axit phân ly. Do đó, nồng độ của hydro hoặc ion hydronium là x, cũng như nồng độ của bazơ liên hợp.
Ka = [H+] [A-] / [HA] = 1,5 · 10-6
[H+] = [A-] = x
Y [HA] = 0,03 M - x. Giá trị nhỏ của Ka chỉ ra rằng axit có thể phân ly rất ít, do đó (0,03 M - x) xấp xỉ bằng 0,03 M.
Thay thế trong Ka:
1,5 · 10-6 = x2 / 3 · 10-2
x2 = 4,5 · 10-8 M2
x = 2,12 x 10-4 M
Và như x = [H+]
pH = - log [H+]
= - đăng nhập [2,12 x 10-4]
pH = 3,67
Và cuối cùng liên quan đến mức độ ion hóa: nó có thể được tính bằng các biểu thức sau:
[H+] hoặc [A-] / HA] x 100%
(2,12 · 10-4 / 3 · 10-2) x 100%
0,71%
Bài tập 3
Tôi tính Ka từ phần trăm ion hóa của một axit, biết rằng nó bị ion hóa 4,8% từ nồng độ ban đầu là 1,5 · 10-3 M.
Để tính lượng axit bị ion hóa được xác định 4,8%.
Lượng ion hóa = 1,5 · 10-3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10-5 M
Lượng axit ion hóa này bằng với nồng độ của bazơ liên hợp và với nồng độ của ion hydronium hoặc ion hydro ở trạng thái cân bằng.
Nồng độ của axit ở trạng thái cân bằng = nồng độ ban đầu của axit - lượng axit bị ion hóa.
[HA] = 1,5 · 10-3 M - 7.2 · 10-5 M
= 1.428 x 10-3 M
Và giải quyết sau đó với cùng phương trình
Ka = [H+] [A-/]
Ka = (7.2 · 10-5 M x 7.2 · 10-5 M) / 1.428 · 10-3 M
= 3,63 x 10-6
pKa = - đăng nhập Ka
= - log 3,63 x 10-6
= 5,44
Tài liệu tham khảo
- Hóa học LibreTexts. (s.f.). Hằng số phân ly. Lấy từ: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018). Hằng số phân ly. Lấy từ: en.wikipedia.org
- Whitten, K. W., Davis, R.E., Peck, L. P. và Stanley, G. G. Chemistry. (2008) Phiên bản thứ tám. Học hỏi.
- Segel I. H. (1975). Tính toán sinh hóa. Thứ 2 Phiên bản. John Wiley & Sons. INC.
- Kabara E. (2018). Cách tính hằng số ion hóa axit. Học tập. Lấy từ: học.com.