Взаимосвязь pH и pKa: уравнение Хендерсона-Хассельбаха

pH – это мера концентрации ионов водорода в водном растворе. pKa (константа кислотной диссоциации) и pH связаны, но pKa более специфичен в том смысле, что помогает предсказать, что молекула будет делать при определенном pH. По сути, pKa сообщает вам, каким должен быть pH, чтобы химические вещества могли отдавать или принимать протон.

Описана взаимосвязь между pH и pKa по уравнению Хендерсона-Хассельбаха.

pH, pKa и уравнение Хендерсона-Хассельбаха

  • pKa – это значение pH, при котором химическое вещество будет принимать или отдавать протон.
  • Чем ниже pKa, тем сильнее кислота и тем больше способность к пожертвовать протон в водном растворе.
  • Уравнение Хендерсона-Хассельбаха связывает pKa и pH. Однако это только приблизительное значение, и его не следует использовать для концентрированных растворов или для кислот с чрезвычайно низким pH или оснований с высоким pH.

pH и pKa

Получив значения pH или pKa, вы знаете определенные вещи о растворе и его сравнении с другими растворами:

  • Чем ниже pH, тем выше концентрация ионов водорода [H + ].
  • Чем ниже pKa, тем сильнее кислота и тем больше его способность отдавать протоны.
  • pH зависит от концентрации раствора. Это важно, потому что это означает, что слабая кислота может иметь более низкий pH, чем разбавленная сильная кислота. Например, концентрированный уксус (уксусная кислота, которая является слабой кислотой) может иметь более низкий pH, чем разбавленный раствор соляной кислоты (сильная кислота).
  • С другой стороны, значение pKa постоянна для каждого типа молекул. На него не влияет концентрация.
  • Даже химическое вещество, обычно считающееся основанием, может иметь значение pKa, потому что термины «кислоты» и «основания» просто относятся к тому, будет ли вид отдавать протоны (кислота) или удалите их (основание). Например, если у вас есть основание Y с pKa, равным 13, оно будет принимать протоны и образовывать YH, но когда pH превышает 13, YH будет депротонирован и станет Y. Поскольку Y удаляет протоны при pH, превышающем pH нейтральная вода (7), она считается основанием.

Связь pH и pKa с уравнением Хендерсона-Хассельбаха

Если вам известен pH или pKa, вы можете найти другое значение, используя приближение, называемое уравнением Хендерсона-Хассельбаха:

pH = pKa + log ([сопряженное основание]/[слабая кислота])
pH = pka + log ([A ]/[HA])

pH – это сумма значения pKa и логарифма концентрации основания конъюгата, деленная на концентрацию слабой кислоты..

На половине точки эквивалентности:

pH = pKa

Стоит отметить, что иногда это уравнение записывается для значения K a , а не для pKa, поэтому вы должны знать взаимосвязь:

pKa = -logK a

Предположения для Хендерсона -Уравнение Хассельбаха

Причина, по которой уравнение Хендерсона-Хассельбаха является приближением, заключается в том, что оно исключает химический состав воды из уравнения. Это работает, когда вода является растворителем и присутствует в очень большой пропорции по отношению к [H +] и кислоте/сопряженному основанию. Не стоит пытаться применять приближение для концентрированных растворов. Используйте приближение только при соблюдении следующих условий:

  • −1
  • Молярность буферов должна быть в 100 раз больше, чем у константы кислотной ионизации K a .
  • Используйте только сильные кислоты или сильные кислоты. оснований, если значения pKa находятся в диапазоне от 5 до 9.

Пример проблемы pKa и pH

Найти [H + ] для раствора 0,225 М NaNO 2 и 1,0 М HNO 2 . Значение K a (из таблицы) HNO 2 составляет 5,6 x 10 -4 .

pKa = −log K a = −log (7,4 × 10 −4 ) = 3,14

pH = pka + log ([A ]/[HA])

pH = pKa + log ([NO 2 ]/[HNO 2 ])

pH = 3,14 + log (1/0,225)

pH = 3,14 + 0,648 = 3,788

[H +] = 10 −pH = 10 −3,788 = 1,6 × 10 −4

Источники

  • де Леви, Роберт. «Уравнение Хендерсона-Хассельбаха: его история и ограничения». Журнал химического образования , 2003.
  • Hasselbalch, KA “Die Berechnung der Wasserstoffzahl des Blutes aus der freien und gebundenen Kohlensäure desselben, und die Sauerstoffbindung des Blutes как Funktion der Wasserstoffzahl “. Biochemische Zeitschrift, 1917 , pp.112–144.
  • Хендерсон, Лоуренс J. «Относительно взаимосвязи между силой кислот и их способностью сохранять нейтралитет». Американский журнал физиологии – устаревшее содержание , vol. 21, нет. 2, Feb. 1908, pp. 173–179.
  • По, Генри Н. и Н. М. Сенозан. «Уравнение Хендерсона-Хассельбаха: его история и ограничения». Журнал химического образования , вып. 78, нет. 11, 2001, с. 1499.
Оцените статью
recture.ru
Добавить комментарий