Constanta de disociere a acidului

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită la 31 august 2021; verificările necesită 68 de modificări .

Constanta de disociere a acidului Ka (cunoscută și ca constantă de aciditate ) este constanta de echilibru a reacției de disociere a unui acid într- un cation de hidrogen și un anion al unui reziduu acid. Pentru acizii polibazici, a căror disociere are loc în mai multe etape, aceștia operează cu constante separate pentru diferite etape de disociere, notându-le Ka1 , Ka2 etc. Cu cât valoarea lui Ka este mai mare , cu atât mai multe molecule se disociază în soluție. și, prin urmare, acidul este mai puternic.

Exemple de calcul

Acid monobazic

Reacţie	K a
${\ce {HA <=> A^- + H^+))$	$K_{{\ce {a}}}={\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}} }$

unde A - este simbolul anionului acid, [HA] este concentrația de echilibru în soluția particulei de HA.

Acid dibazic

Reacţie	K a
$H_2A = H^+ + HA^-$	$K_{a1} = {\left[ H^+ \right] \left[ HA^- \right] \over \left[ H_2A \right]}$
$HA^- = H^+ + A^{2-}$	$K_{a2} = {\left[ H^+ \right] \left[ A^{2-} \right] \over \left[ HA^- \right]}$

Concentrația de [H 2 A] care apare în expresii este concentrația de echilibru a acidului nedisociat, și nu concentrația inițială a acidului înainte de disociere.

Valorile pKa și pH

Mai des, în locul constantei de disociere în sine (constanta de aciditate), se folosește o valoare (un indicator al constantei de aciditate), care este definită ca logaritmul zecimal negativ al constantei în sine , exprimat în mol / l. Valoarea pH -ului poate fi exprimată în mod similar . ${\displaystyle K_{\mathrm {a} ))$ $\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$ ${\displaystyle K_{\mathrm {a} ))$

\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)

{\ce {pH}}=-\lg[{\ce {H+}}]

Valorile pKa și pH -ul sunt legate de ecuația Henderson-Hasselbach.

Ecuația Henderson-Hasselbach

{\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \dreapta)

Transformarea ecuației

Lăsa

$c$ - concentraţia molară iniţială a acidului

$\alpha \aprox {\sqrt {K_{a} \over c))$ — gradul de disociere

${\ce {HA}}$	${\ce {<=>}}$	${\ce {A^-}}$	${\ce {+))$	${\ce {H^+)}$
$\mathrm {cc\alpha }$		$\mathrm {c\alpha }$		$\mathrm {c\alpha }$

Să transformăm ecuația

${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \dreapta)$

${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }-\lg \left(\mathrm {\frac {c(1-\alpha )}{c\alpha }} \dreapta)$

${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }-\lg \left(\mathrm {{\frac {1}{\alpha }}-1} \right)$

Se poate observa că atunci când avem , atunci arată o valoare la care acidul se disociază la jumătate. $\alpha =0,5$ ${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$ $pK_{a}$ ${\ce {pH}}$

$\alpha <0,5$	${\ce {pH}}<\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$	Într-un mediu mai acid, disocierea acidă scade	$[A^{-}]<[HA]$
$\alpha =0,5$	${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$	Echilibrul concentrațiilor unui acid și sării sale	$[A^{-}]=[HA]$
$\alpha >0,5$	${\ce {pH}}>\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$	Într-un mediu mai alcalin, disocierea acidului crește	$[A^{-}]>[HA]$

O altă relație între pKa și pH

${\ce {HA}}$	${\ce {<=>}}$	${\ce {A^-}}$	${\ce {+))$	${\ce {H^+)}$
$\mathrm {cc\alpha }$		$\mathrm {c\alpha }$		$\mathrm {c\alpha }$

$K={[A^{-}][H^{+}] \over [HA]}={[H^{+}]^{2} \over [HA]},\ \ \ [ H^{+}]={\sqrt {\mathrm {K_{a}c} }}$

${\ce {pH}}=-\lg \left(\mathrm {\alpha c} \right)=-\lg \left(\mathrm ({\sqrt {K_{a} \over c)} c} \right)=-\lg \left(\mathrm {\sqrt {K_{a}c}} \right)={-\lg \left(\mathrm {K_{a}} \right)-\lg (\mathrm {c} ) \over 2}$

exemplu de găsire a pH -ului

Aflați pH-ul unei soluții de Na 2 CO 3 0,1 M

pKa1 ( H2C03 ) = 6,3696 _

pKa2 ( H2C03 ) = 10,3298 _

Soluţie:

Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d NaOH + NaHCO 3

${\begin{bmatrix}{\ce {pOH}}={-\lg \left(\mathrm {K_{b)} \right)-\lg(\mathrm {c}) \over 2}\ \-\lg \left(K_{b}\right)=pK_{b}=14-pK_{a}\\{\ce {pH}}=14-{\ce {pOH}}\end{bmatrix} }\$

unde ajungem

${\ce {pH}}=14-{14-{\ce {pK}}_{a}\ -\ \lg(\mathrm {c} ) \over 2}$

${\ce {pH}}=14-{14-10,3298\ -\ \lg(0,1) \over 2}=11,66$

O valoare a pH-ului > 7 înseamnă că sarea Na 2 CO 3 dă un mediu alcalin

Constanta de disociere a bazei K b

$\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)$ - un indicator al constantei de aciditate (din engleza acid - acid), care caracterizeaza reactia de eliminare a unui proton din acidul HA.

$\mathrm {p} K_{\mathrm {b} }=-\lg \left(K_{\mathrm {b} }\right)$ - un indicator al constantei de bazicitate (din limba engleză bază - bază), care caracterizează reacția de adăugare a unui proton la baza B.

Reacţie	K
${\ce {HA <=> A^- + H^+))$	$K_{{\ce {a}}}={\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}} }$
${\mathsf {B+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {BH^{+}+OH^{-}}}$	$K_{b}={\frac {[{\mathsf {BH^{+}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {B}} ]}}$

$pK_{{\ce {a}}}+pK_{{\ce {b}}}=14=pK_{{\ce {W}}}(25^{\circ }C)$ este produsul ionic al apei

$pK_{{\ce {a}}}=14-pK_{{\ce {b}}}$

$pK_{{\ce {BH^+)}}=14-pK_({\ce {B))}$

Constantele de disociere ale unor compuși

Aciditatea apei pKa ( H2O ) = 15,74

Cu cât pKa este mai mare , cu atât compusul este mai bazic; cu cât pKa este mai mic , cu atât compusul este mai acid.

De exemplu, prin valoarea pKa , se poate înțelege că alcoolii prezintă proprietăți bazice ( pKa lor este mai mare decât cel al apei), iar fenolii prezintă proprietăți acide.

De asemenea, în conformitate cu pK a , puteți seta o serie de concentrații acide date în manualele școlare rusești

O serie de puteri ale acizilor [1]

	Nume	Acid	pK a1	pK a2	pK a3	$\alpha _{1}$ la С = 1 mol/l, %
Puternic acizi	Hidroidul	BUNĂ	-zece			100
	Cloric	HCI04 _	-zece			100
	Bromhidric	HBr	-9			100
	Sare (clorhidric)	acid clorhidric	-7			100
	sulfuric	H2SO4 _ _ _	-3	1,92		99,90
	Selenic	H2SeO4 _ _ _	-3	1.9		99,90
	Hidroniu	H3O + _ _	-1,74	15.74	21	98,24
	Azot	HNO3 _	-1,4			96.31
	Clor	HCI03 _	-unu			91,61
	Iod	HIO 3	0,8			32,67
Mediu acizi	sulfamic	NH2SO3H _ _ _ _	0,99			27.28
	măcriș	H2C2O4 _ _ _ _ _	1.42	4.27		17.69
	Iod	H5IO6 _ _ _	1.6			14.64
	Fosfor	H3PO3 _ _ _	1.8	6.5		11.82
	sulfuros	H2SO3 _ _ _	1,92	7.20		10.38
	Hidrosulfat	HSO 4- _	1,92			10.38
	Fosfor	H3PO2 _ _ _	2.0			9.51
	Clorură	HCI02 _	2.0			9.51
	Fosforic	H3PO4 _ _ _	2.1	7.12	12.4	8.52
	Hexaqua fier (III) cation	[Fe ( H20 ) 6 ] 3+	2.22			7.47
	Arsenic	H3AsO4 _ _ _	2.32	6,85	11.5	6,68
	selenist	H2SeO3 _ _ _	2.6	7.5		4,89
	teluros	H2TeO3 _ _ _	2.7	7.7		4,37
	Fluorhidric (fluorhidric)	HF	3			3.11
	teluric	H 2 Te	3	12.16		3.11
Slab acizi	azotat	HNO 2	3.35			2.09
	Acetic	CH3COOH _ _	4,76			0,4160
	Hexaaquaaluminiu(III) cation	[Al( H20 ) 6 ] 3+	4,85			0,3751
	Cărbune	H2CO3 _ _ _	6.37	10.33		0,0653
	Sulfat de hidrogen	H2S _ _	6,92	13		0,0347
	fosfat dihidrogen	H2PO4- _ _ _ _	7.12	12.4		0,0275
	hipocloros	HCIO	7.25			0,0237
	ortogermaniu	H4GeO4 _ _ _	8.6	12.7		0,0050
	Bromous	HBrO	8.7			0,0045
	orthotelluric	H6TeO6 _ _ _	8.8	unsprezece	cincisprezece	0,0040
	Arsenic	H3AsO3 _ _ _	9.2			0,0025
	cianhidric (cianhidric)	HCN	9.21			0,0025
	ortoborn	H3BO3 _ _ _	9.24			0,0024
	Amoniu	NH4 + _	9.25			0,0024
	Ortosilicon	H4SiO4 _ _ _	9.5	11.7	12	0,0018
	Bicarbonat	HCO 3 2-	10.4			6,31*10^-4
	Iodată	HIO	11.0			3,16*10^-4
	Apă oxigenată	H2O2 _ _ _	11.7			1,41*10^-4
	Hidrofosfat	HPO 4 2-	12.4			6,31*10^-5
	Hidrosulfat	HS- _	14.0			1*10^-5
	Apă	H2O _ _	15.7	21		1,41*10^-6
Fundații	Hidroxid	oh- _	21			3,16*10^-9
	fosfină	PH 3	27			0
	Amoniac	NH3 _	33			0
	Metan	CH 4	34			0
	Hidrogen	H2 _	38.6			0

Vezi și

Note

↑ Primchem 2002 . Preluat la 14 octombrie 2021. Arhivat din original la 23 octombrie 2021. (Rusă)