- Equilibrio di ionizzazione
- Ka
- Equazione di Henderson-Hasselbalch
- Uso
- Esercizi costanti di ionizzazione
- Esercizio 1
- Esercizio 2
- Esercizio 3
- Riferimenti
La costante di ionizzazione , costante di dissociazione o costante di acidità, è una proprietà che riflette la tendenza di una sostanza a rilasciare ioni idrogeno; cioè, è direttamente correlato alla forza di un acido. Maggiore è il valore della costante di dissociazione (Ka), maggiore è il rilascio di ioni idrogeno da parte dell'acido.
Quando si tratta di acqua, ad esempio, la sua ionizzazione è nota come "autoprotolisi" o "autoionizzazione". Qui, una molecola d'acqua dà un H + a un'altra, producendo gli ioni H 3 O + e OH - , come mostrato nell'immagine sotto.
Fonte: Cdang, da Wikimedia Commons
La dissociazione di un acido da una soluzione acquosa può essere delineata nel modo seguente:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
Dove HA rappresenta l'acido ionizzato, H 3 O + lo ione idronio e A - la sua base coniugata. Se il Ka è alto, più HA si dissocerà e ci sarà quindi una maggiore concentrazione di ione idronio. Questo aumento di acidità può essere determinato osservando una variazione del pH della soluzione, il cui valore è inferiore a 7.
Equilibrio di ionizzazione
Le doppie frecce nell'equazione chimica superiore indicano che è stato stabilito un equilibrio tra reagenti e prodotto. Poiché ogni equilibrio ha una costante, lo stesso accade con la ionizzazione di un acido e si esprime come segue:
K = /
Termodinamicamente, la costante Ka è definita in termini di attività, non di concentrazioni. Tuttavia, nelle soluzioni acquose diluite l'attività dell'acqua è intorno a 1 e le attività dello ione idronio, della base coniugata e dell'acido non dissociato sono vicine alle loro concentrazioni molari.
Per questi motivi è stato introdotto l'uso della costante di dissociazione (ka) che non include la concentrazione in acqua. Ciò consente di schematizzare in modo più semplice la dissociazione acida debole e la costante di dissociazione (Ka) è espressa nella stessa forma.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
La costante di dissociazione (Ka) è una forma di espressione di una costante di equilibrio.
Le concentrazioni dell'acido non dissociato, della base coniugata e dell'idronio o dello ione idrogeno rimangono costanti una volta raggiunta la condizione di equilibrio. D'altra parte, la concentrazione della base coniugata e quella dello ione idronio sono esattamente la stessa.
I loro valori sono dati in potenze di 10 con esponenti negativi, quindi è stata introdotta una forma più semplice e gestibile di espressione Ka, che hanno chiamato pKa.
pKa = - log Ka
PKa è comunemente chiamata costante di dissociazione acida. Il valore pKa è una chiara indicazione della forza di un acido.
Gli acidi che hanno un valore pKa minore o più negativo di -1,74 (pKa dello ione idronio) sono considerati acidi forti. Mentre gli acidi che hanno un pKa maggiore di -1,74, sono considerati acidi non forti.
Equazione di Henderson-Hasselbalch
Un'equazione è derivata dall'espressione Ka che è estremamente utile nei calcoli analitici.
Ka = /
Prendendo logaritmi,
log Ka = log H + + log A - - log HA
E risolvendo per log H + :
-log H = - log Ka + log A - - log HA
Quindi utilizzando le definizioni di pH e pKa e raggruppando i termini:
pH = pKa + log (A - / HA)
Questa è la famosa equazione di Henderson-Hasselbalch.
Uso
L'equazione di Henderson-Hasselbach viene utilizzata per stimare il pH dei tamponi, nonché come le concentrazioni relative di base coniugata e acido influenzano il pH.
Quando la concentrazione della base coniugata è uguale alla concentrazione dell'acido, il rapporto tra le concentrazioni di entrambi i termini è uguale a 1; e quindi il suo logaritmo è uguale a 0.
Di conseguenza il pH = pKa, essendo questo molto importante, poiché in questa situazione l'efficienza del tampone è massima.
Di solito si prende la zona di pH dove c'è la massima capacità tampone, quella dove il pH = pka ± 1 unità di pH.
Esercizi costanti di ionizzazione
Esercizio 1
La soluzione diluita di un acido debole ha le seguenti concentrazioni all'equilibrio: acido non dissociato = 0,065 M e concentrazione della base coniugata = 9 · 10 -4 M. Calcola il Ka e il pKa dell'acido.
La concentrazione dello ione idrogeno o dello ione idronio è uguale alla concentrazione della base coniugata, poiché derivano dalla ionizzazione dello stesso acido.
Sostituendo nell'equazione:
Ka = / HA
Sostituendo nell'equazione i rispettivi valori:
Ka = (9 10-4 M) (9 10-4 M) / 65 10-3 M
= 1.246 10-5
E poi calcolando il suo pKa
pKa = - log Ka
= - log 1.246 10-5
= 4.904
Esercizio 2
Un acido debole con una concentrazione di 0,03 M ha una costante di dissociazione (Ka) = 1,5 · 10 -4 . Calcolare: a) il pH della soluzione acquosa; b) il grado di ionizzazione dell'acido.
All'equilibrio, la concentrazione dell'acido è uguale a (0,03 M - x), dove x è la quantità di acido che si dissocia. Pertanto, la concentrazione di idrogeno o ione idronio è x, così come la concentrazione della base coniugata.
Ka = / = 1,5 10-6
= = x
Y = 0,03 M - x. Il piccolo valore di Ka indica che l'acido probabilmente si è dissociato molto poco, quindi (0,03 M - x) è approssimativamente uguale a 0,03 M.
Sostituzione in 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.
E poiché x =
pH = - log
= - log
pH = 3,67
E infine, per quanto riguarda il grado di ionizzazione: può essere calcolato utilizzando la seguente espressione:
o / HA] x 100%
(2,12 10-4 / 3 10-2 ) x 100%
0,71%
Esercizio 3
Calcolo Ka dalla percentuale di ionizzazione di un acido, sapendo che ionizza del 4,8% da una concentrazione iniziale di 1,5 · 10 -3 M.
Per calcolare la quantità di acido ionizzato, viene determinato il suo 4,8%.
Quantità ionizzata = 1,5 · 10 -3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10-5 M.
Questa quantità di acido ionizzato è uguale alla concentrazione della base coniugata e alla concentrazione dell'idronio o dello ione idrogeno all'equilibrio.
La concentrazione di acido all'equilibrio = concentrazione iniziale di acido - la quantità di acido ionizzato.
= 1,5 10-3 M - 7,2 10-5 M
= 1.428 x 10-3 M.
E poi risolvendo con le stesse equazioni
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
Riferimenti
- Chemistry LibreTexts. (Sf). Costante di dissociazione. Recupero da: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018). Costante di dissociazione. Estratto da: en.wikipedia.org
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP & Stanley, GG Chemistry. (2008) Ottava edizione. Cengage Learning.
- Segel IH (1975). Calcoli biochimici. 2 °. Edizione. John Wiley & Sons. INC.
- Kabara E. (2018). Come calcolare la costante di ionizzazione acida. Studia. Estratto da: study.com.