معادلة التأين المستمر من قبل هندرسون هاسلبالش والتمارين

ال ثابت التأين (أو التفكك) خاصية تعكس ميل مادة لإطلاق أيونات الهيدروجين ؛ وهذا هو ، يرتبط ارتباطا مباشرا بقوة حمض. كلما زادت قيمة ثابت التفكك (Ka) ، زاد إطلاق روابط الهيدروجين بواسطة الحمض.

عندما يتعلق الأمر بالمياه ، على سبيل المثال ، فإن تأينها يعرف باسم "autoprotolisis" أو "autionization". هنا ، جزيء الماء يعطي H⁺ إلى آخر ، وإنتاج أيونات H₃O⁺ و OH^-, كما ترون في الصورة أدناه.

يمكن تخطيط تفكك حمض من محلول مائي بالطريقة التالية:

HA + H₂O    <=>  H₃O⁺     +       A^-

حيث يمثل HA الحمض المتأين ، H₃O⁺ إلى أيون الهيدرونيوم ، و A^- قاعدته المترافقة. إذا كانت كا عالية ، فسوف ينفصل جزء أكبر من HA وبالتالي سيكون هناك تركيز أكبر من أيون الهيدرونيوم. يمكن تحديد هذه الزيادة في الحموضة من خلال ملاحظة التغير في الرقم الهيدروجيني للمحلول ، الذي تقل قيمته عن 7..

مؤشر

• 1 توازن التأين
  • 1.1 كا
• 2 معادلة هندرسون هاسلبالش
  • 2.1 الاستخدام
• 3 تمارين التأين المستمر
  • 3.1 التمرين 1
  • 3.2 التمرين 2
  • 3.3 التمرين 3
• 4 المراجع

توازن التأين

تشير الأسهم المزدوجة في المعادلة الكيميائية العليا إلى وجود توازن بين المواد المتفاعلة والمنتج. نظرًا لأن كل التوازن له ثابت ، يحدث نفس الشيء مع تأين الحمض ويتم التعبير عنه على النحو التالي:

K = [H₃O⁺] [أ^-] / [HA] [H₂O]

الديناميكا الحرارية ثابتة يتم تعريف كا من حيث الأنشطة ، وليس التركيزات. ومع ذلك ، في المحاليل المائية المخففة ، يكون نشاط الماء حوالي 1 ، وأنشطة أيون الهيدرونيوم ، والقاعدة المرافقة والحامض غير المنفصل قريبة من تركيزهما المولي..

لهذه الأسباب ، تم استخدام ثابت التفكك (ka) الذي لا يتضمن تركيز الماء. يسمح هذا بتخطيط تفكك الحمض الضعيف بطريقة أبسط ، ويتم التعبير عن ثابت التفكك (Ka) بالطريقة نفسها.

لديها  <=> H⁺     +      A^-

كا = [ح⁺] [أ^-] / [ها]

كا

ثابت التفكك (Ka) هو شكل من أشكال التعبير عن ثابت التوازن.

تبقى تركيزات الحمض غير المنفصل ، والقاعدة المرافقة والهيدروجين أو أيون الهيدروجين ثابتة بمجرد الوصول إلى حالة التوازن. من ناحية أخرى ، فإن تركيز القاعدة المرافقة وأيون الهيدرونيوم متماثلان تمامًا.

يتم إعطاء قيمهم بسلطة 10 مع الأسس السلبية ، لذلك تم تقديم شكل أكثر بساطة ويمكن إدارتها من التعبير كا ، والتي أطلقوا عليها pKa.

pKa = - سجل كا

يشار إلى pKa عادة باسم ثابت تفكك الحمض. قيمة pKa هي مؤشر واضح على قوة الحمض.

تعتبر هذه الأحماض التي لها قيمة pKa أقل أو أكثر سلبية من -1.74 (pKa من أيون الهيدرونيوم) أحماض قوية. في حين أن الأحماض التي تحتوي على pKa أكبر من -1.74 ، تعتبر الأحماض غير القوية.

معادلة هندرسون هاسلبالش

من تعبير Ka ، يتم اشتقاق المعادلة ذات الفائدة الهائلة في الحسابات التحليلية.

كا = [ح⁺] [أ^-] / [ها]

أخذ اللوغاريتمات,

سجل كا = سجل ح⁺  +   سجل أ^-   -   تسجيل HA

وتطهير سجل H⁺:

-log H = - log Ka + log A^-   -   تسجيل HA

باستخدام تعريفات pH و pKa ثم إعادة تجميع المصطلحات:

الرقم الهيدروجيني = pKa + log (A^- / ها)

هذه هي معادلة هندرسون-هاسيلبالتش الشهيرة.

استعمال

يتم استخدام معادلة هندرسون-هاسلباخ لتقدير درجة الحموضة في المحاليل العازلة ، وكذلك كيفية تأثيرها على التركيزات النسبية للقاعدة المقترنة والحامض في الرقم الهيدروجيني.

عندما يكون تركيز القاعدة المقترنة مساوياً لتركيز الحمض ، فإن النسبة بين تركيزات كلتا الحالتين تساوي 1 ؛ وبالتالي ، فإن لوغاريتمها يساوي 0.

نتيجة لذلك pH = pKa ، وجود هذا مهم للغاية ، لأنه في هذه الحالة تكون كفاءة المخزن المؤقت في الحد الأقصى.

من المعتاد أن تأخذ منطقة الرقم الهيدروجيني حيث توجد سعة التخزين المؤقت القصوى ، حيث تكون درجة الحموضة = pka ka 1 درجة الحموضة.

تمارين التأين المستمر

التمرين 1

يحتوي المحلول المخفف للحمض الضعيف على التركيزات التالية عند التوازن: حمض غير مفصول = 0.065 م وتركيز قاعدي مترافق = 9 · 10^-4 M. حساب كا و pKa من الحمض.

يكون تركيز أيون الهيدروجين أو أيون الهيدرونيوم مساوياً لتركيز القاعدة المرافقة ، لأنها تأتي من تأين الحمض نفسه.

استبدال في المعادلة:

كا = [ح⁺] [أ^-] / ها

استبدال في المعادلة لقيمها:

كا = (9 · 10^-4 م) (9 · 10^-4 م) / 65 · 10^-3 M

= 1،246 · 10^-5

وحساب ثم pKa لها

pKa = - سجل كا

= - سجل 1،246 · 10^-5

= 4،904

التمرين 2

حمض ضعيف بتركيز 0.03 م ، له ثابت تفكك (Ka) = 1.5 · 10^-4. احسب: أ) درجة الحموضة في المحلول المائي ؛ ب) درجة تأين الحمض.

في حالة التوازن ، يكون تركيز الحمض مساوياً لـ (0.03 M - x) ، حيث يمثل x مقدار الحمض الذي ينفصل. لذلك ، فإن تركيز الهيدروجين أو أيون الهيدرونيوم هو x ، وكذلك تركيز القاعدة المترافق.

كا = [ح⁺] [أ^-] / [HA] = 1.5 · 10^-6

[H⁺] = [أ^-] = س

Y [HA] = 0.03 م - س. تشير القيمة الصغيرة للكا إلى أن الحمض ربما يكون منفصلاً قليلاً جدًا ، بحيث (0.03 م - س) تساوي تقريبًا 0.03 م.

استبدال في كا:

1،5 · 10^-6 = س² / 3 · 10^-2

س² = 4.5 · 10^-8 M²

س = 2.12 × 10^-4 M

وكما x = [H⁺]

الرقم الهيدروجيني = - سجل [H⁺]

= - سجل [2.12 × 10^-4]

الرقم الهيدروجيني = 3.67

وأخيراً فيما يتعلق بدرجة التأين: يمكن حسابها عن طريق التعبير التالي:

[H⁺] أو [أ^-] / ها] × 100 ٪

(2.12 · 10^-4 / 3 · 10^-2) × 100 ٪

0،71٪

التمرين 3

أحسب كا من النسبة المئوية لتأين الحمض ، مع العلم أنه يتأين بنسبة 4.8 ٪ من تركيز أولي قدره 1.5 · 10^-3 M.

لحساب كمية الحمض المؤين ، يتم تحديد نسبة 4.8٪.

الكمية المؤينة = 1.5 · 10^-3 م (4.8 / 100)

= 7.2 × 10^-5 M

هذه الكمية من الحمض المتأين تساوي تركيز القاعدة المترافقة وتركيز أيون الهيدرونوم أو أيون الهيدروجين في التوازن..

تركيز الحمض في التوازن = التركيز الأولي للحمض - كمية الحمض المؤين.

[HA] = 1.5 · 10^-3 م - 7.2 * 10^-5 M

= 1428 × 10^-3 M

وحلها بنفس المعادلات

كا = [ح⁺] [أ^-] / [ها]

كا = (7.2 · 10^-5 م × 7.2 * 10^-5 م) / 1428 · 10^-3 M

= 3.63 × 10^-6

pKa = - سجل كا

= - سجل 3.63 × 10^-6

= 5.44

مراجع

1. كيمياء LibreTexts. (بدون تاريخ). تفكك ثابت. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org
2. ويكيبيديا. (2018). تفكك ثابت. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
3. Whitten، K. W.، Davis، R.E، Peck، L. P. and Stanley، G. G. Chemistry. (2008) الطبعة الثامنة. Cengage التعلم.
4. Segel I. H. (1975). حسابات الكيمياء الحيوية. 2. طبعة. جون وايلي وأولاده. INC.
5. Kabara E. (2018). كيفية حساب ثابت حمض التأين. الدراسة. تم الاسترجاع من: study.com.