Il 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 produce una H.+ a un altro, producendo gli ioni H.3O+ e OH-, come si vede nell'immagine qui sotto.
La dissociazione di un acido da una soluzione acquosa può essere delineata come segue:
HA + HDueO <=> H3O+ + PER-
Dove HA rappresenta l'acido che ionizza, H.3O+ allo ione idronio e A- la sua base coniugata. Se il Ka è alto, più HA si dissocierà 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.
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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 = [H3O+][PER-] / [HA] [HDueO]
Termodinamicamente, la costante Ka è definita in termini di attività, non di concentrazioni. Tuttavia, in 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) viene espressa nella stessa forma..
HA <=> H+ + PER-
Ka = [H+][PER-] / [HA]
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 suoi valori sono dati in potenze di 10 con esponenti negativi, quindi è stata introdotta una forma di espressione di Ka più semplice e gestibile, 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. Sebbene gli acidi che hanno un pKa maggiore di -1,74, sono considerati acidi non forti..
Un'equazione estremamente utile nei calcoli analitici viene dedotta dall'espressione per Ka..
Ka = [H+][PER-] / [HA]
Prendendo logaritmi,
log Ka = log H+ + log A- - log HA
E risolvendo per il registro H.+:
-log H = - log Ka + log A- - log HA
Utilizzando quindi le definizioni di pH e pKa e raggruppando i termini:
pH = pKa + log (A- / HA)
Questa è la famosa equazione di Henderson-Hasselbalch.
L'equazione di Henderson-Hasselbach viene utilizzata per stimare il pH dei tamponi, nonché il modo in cui 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, pH = pKa, essendo questo molto importante, poiché in questa situazione l'efficienza di tamponamento è massima..
Normalmente si prende la zona di pH dove c'è la massima capacità tampone, quella dove il pH = pka ± 1 unità di pH.
La soluzione diluita di un acido debole ha le seguenti concentrazioni in 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 provengono dalla ionizzazione dello stesso acido.
Sostituendo nell'equazione:
Ka = [H+][PER-] / HA
Sostituendo nell'equazione i rispettivi valori:
Ka = (910-4 M) (910-4 M) / 6510-3 M
= 1.246 10-5
E poi calcolando il suo pKa
pKa = - log Ka
= - log 1.246 10-5
= 4.904
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 di 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 = [H+][PER-] / [HA] = 1,5 · 10-6
[H+] = [A-] = x
Y [HA] = 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 = xDue / 3 10-Due
XDue = 4,5 10-8 MDue
x = 2,12 x 10-4 M
E poiché x = [H+]
pH = - log [H+]
= - log [2,12 x 10-4]
pH = 3,67
E infine, per quanto riguarda il grado di ionizzazione: può essere calcolato utilizzando la seguente espressione:
[H+] o [A-] / HA] x 100%
(2.12 10-4 / 3 10-Due) x 100%
0,71%
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.
[HA] = 1,5 · 10-3 M - 7,2 10-5 M
= 1.428 x 10-3 M
E poi risolvendo con le stesse equazioni
Ka = [H+][PER-] / [HA]
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
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