Zależność pH i pKa: równanie Hendersona-Hasselbalcha

Definicja i przykład

Nicola Drzewo / Getty Images

The pH jest miarą stężenia jonów wodorowych w roztworze wodnym. pKa ( kwasowa stała dysocjacji ) i pH są ze sobą powiązane, ale pKa jest bardziej szczegółowe, ponieważ pomaga przewidzieć, co cząsteczka zrobi w a specyficzne pH . Zasadniczo pKa mówi ci, jakie musi być pH, aby gatunek chemiczny oddawał lub przyjmował proton.

Zależność między pH a pKa jest opisana przez Równanie Hendersona-Hasselbalcha .

pH, pKa i równanie Hendersona-Hasselbalcha

• pKa to wartość pH, przy której gatunek chemiczny przyjmie lub odda proton.
• Im niższe pKa, tym silniejszy kwas i większa zdolność oddawania protonu w roztworze wodnym.
• Równanie Hendersona-Hasselbalcha wiąże pKa i pH. Jest to jednak tylko przybliżenie i nie powinno być stosowane w przypadku stężonych roztworów lub kwasów o bardzo niskim pH lub zasad o wysokim pH.

pH i pKa

Gdy masz już wartości pH lub pKa, wiesz już pewne rzeczy o roztworze i jego porównaniu z innymi rozwiązaniami:

• Im niższe pH, tym wyższe stężenie jonów wodorowych [H⁺].
• Im niższe pKa, tym silniejszy kwas i większa jego zdolność do oddawania protonów.
• pH zależy od stężenia roztworu. Jest to ważne, ponieważ oznacza to, że słaby kwas może w rzeczywistości mieć niższe pH niż rozcieńczony mocny kwas. Na przykład stężony ocet (kwas octowy, który jest słabym kwasem) może mieć niższe pH niż rozcieńczony roztwór kwasu solnego (silnego kwasu).
• Z drugiej strony wartość pKa jest stała dla każdego typu cząsteczki. Nie ma na to wpływu koncentracja.
• Nawet substancja chemiczna zwykle uważana za zasadę może mieć wartość pKa, ponieważ terminy „kwasy” i „zasady” po prostu odnoszą się do tego, czy gatunek odda protony (kwas) lub je usunie (zasada). Na przykład, jeśli masz bazę Y o pKa 13, przyjmie ona protony i utworzy YH, ale gdy pH przekroczy 13, YH zostanie zdeprotonowany i stanie się Y. Ponieważ Y usuwa protony przy pH większym niż pH neutralnej wody (7), jest uważany za bazę.

Powiązanie pH i pKa z równaniem Hendersona-Hasselbalcha

Jeśli znasz pH lub pKa, możesz znaleźć inną wartość za pomocą przybliżenia zwanego równaniem Hendersona-Hasselbalcha:

pH = pKa + log ([zasada sprzężona]/[słaby kwas])
pH = pka+log ([A^-]/[ON MA])

pH jest sumą wartości pKa i logarytmu stężenia zasady sprzężonej podzielonej przez stężenie słabego kwasu.

W połowie punktu równoważnikowego:

pH = pKa

Warto zauważyć, że czasami to równanie jest zapisywane dla K_awartość zamiast pKa, więc powinieneś znać zależność:

pKa = -logK_a

Założenia do równania Hendersona-Hasselbalcha

Powodem, dla którego równanie Hendersona-Hasselbalcha jest przybliżeniem, jest to, że usuwa ono chemię wody z równania. Działa to, gdy rozpuszczalnikiem jest woda i występuje w bardzo dużej proporcji do [H+] i kwasu/sprzężonej zasady. Nie powinieneś próbować stosować przybliżenia dla stężonych roztworów. Użyj przybliżenia tylko wtedy, gdy spełnione są następujące warunki:

• -1
• Molarność buforów powinna być 100x większa niż kwasowa stała jonizacji K_a.
• Jedynym zastosowaniem silne kwasy lub mocne podstawy jeśli wartości pKa mieszczą się w przedziale od 5 do 9.

Przykład pKa i pH Problem

Znajdź [H⁺] dla roztworu 0,225 M NaNO_dwai 1,0 mln HNO_dwa. K_awartość ( ze stołu ) HNO_dwato 5,6 x 10^-4.

pKa = −log K_a= −log(7.4×10^-4) = 3,14

pH = pka + log ([A^-]/[ON MA])

pH = pKa + log([NO_dwa^-]/[HNO_dwa])

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

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

[H+] = 10^−pH= 10^{-3 788}= 1,6×10^-4

Źródła

• de Levie, Robert. Równanie Hendersona-Hasselbalcha: jego historia i ograniczenia. Journal of Chemical Education , 2003.
• Hasselbalch, K. A. „Obliczanie liczby wodorowej krwi z wolnego i związanego kwasu węglowego oraz wiązania tlenu we krwi w funkcji liczby wodorowej”. czasopismo biochemiczne, 1917 , s. 112–144.
• Henderson, Lawrence J. „Dotyczy związku między mocą kwasów a ich zdolnością do zachowania neutralności”. American Journal of Physiology-Legacy Content , tom. 21, nie. 2, II 1908, s. 173–179.
• Po, Henry N. i N.M. Senozan. Równanie Hendersona-Hasselbalcha: jego historia i ograniczenia. Journal of Chemical Education , tom. 78, nie. 11 2001, s. 1499.