Nu ați auzit, fără îndoială, de scara pH-ului, care este utilizată pentru a măsura cât de acidă este o soluție (de exemplu, oțet sau înălbitor). Probabil că vi se pare că acizii sunt tari (de exemplu, acidul citric este un ingredient obișnuit în bomboanele acre) și uneori periculos (majoritatea oamenilor învățați să asociați cuvântul „acid” cu „potențialele leziuni ale pielii” înainte de a ajunge la maturitate, chiar dacă numai din filme de la Hollywood sau vești cumplite rapoarte).
Dar ce este un acid, vorbind chimic? Și există proprietăți individuale ale diferiților acizi care facilitează determinarea pH-ului unei soluții, atâta timp cât știți concentrația molară a acidului dizolvat în acea soluție? Această trăsătură de „semnătură” se numește constanta de disociere a aciduluiKA. Uneori scris informal ca ka, puteți calcula pH-ul într-un mod matematic simplu.
Acizi în soluție
Un acid este o moleculă care poate dona un proton (și rareori, mai mult de un proton în secvență) în soluție apoasă, adică, atunci când este dizolvat în apă, pentru a deveni ionizat. Aceasta înseamnă că protonul (H
Exemplu: Acid carbonic (H2CO3) donează un proton în soluție apoasă pentru a deveni H+ (adesea exprimat ca H3O+) și bicarbonat (HCO3−).
Acizii tari precum acidul clorhidric (HCl) donează mai „cu nerăbdare” protoni decât acizii slabi mult mai numeroși, ceea ce înseamnă că pot descărca protoni chiar și într-un mediu cu pH scăzut, adică unul deja bogat în protoni și, prin urmare, nu este „dornic” să preia Mai Mult. Acizii slabi sunt dornici să-și doneze protonii numai atunci când pH-ul ambiant este ridicat, adică concentrația de protoni este relativ scăzută.
Care este scala pH-ului?
Mai sus, ați citit că un pH scăzut implică un mediu cu mulți protoni eliberați de acizii lor părinți. Așa cum se întâmplă, scara pH-ului este o scară logaritmică sau „log” care, în scopuri practice, variază de la 1 la 14, de la cel mai puțin acid la cel puțin. Ecuația pentru pH este:
pH = -log_ {10} [H ^ {+}]
Aici, [H +] este concentrația molară (adică numărul de moli, sau atomi / molecule individuale, pe litru de soluție) de protoni. Fiecare creștere de zece ori a concentrației de protoni determină pH-ul jos cu o unitate întreagă și invers.
Exemplu: Care este pH-ul unei soluții de 0,025 M soluție de protoni?
pH = −log10[0,025 mol / L] = 1,602
Constanta de ionizare acidă Ka
Fiecare acid are propria sa constantă de ionizare, dată de:
K_ {a} = \ dfrac {[A ^ {-}] [H_ {3} O ^ {+}]} {[HA]}
Aici, [A−], [H3O+] și [HA] reprezintă concentrațiile de echilibru ale acidului ionizat, protoni și respectiv acid unionizat (adică „intact”). KA oferă astfel o măsură a „entuziasmului” unui acid de a descărca protoni și astfel este puterea; cu cât acidul la echilibru este mai puternic disociat, cu atât este mai mare numeratorul în raport cu numitorul din această ecuație și cu atât este mai mare KA.
Calculul pH-ului din pKa: Ecuația Henderson-Hasselbach
Puteți calcula pH-ul unei soluții având în vedere pKa acidului și concentrațiile de mai sus, excluse cea a protonilor donați. Calcul pKA din KA înseamnă efectuarea aceleiași operații ca și cu pH: Luați logaritmul negativ al lui KA, și acolo este răspunsul tău.
Este implicată derivarea, dar Ecuația Henderson-Hasselbach raportează aceste cantități în modul următor:
pH = pKa + log_ {10} \ dfrac {[A ^ {-}]} {[HA]}
Exemplu: K-ulA de acid acetic, componenta principală a oțetului, este de 1,77 × 10−5. Care este pH-ul unei soluții în care 1/10 din acid este disociat?
Pentru a rezolva, determinați mai întâi pKa, care este pur și simplu −log10(1.77 × 10−5) = 4.75. Apoi folosiți faptul că raportul dintre [A−] la [HA} = 1/10 = 0,1
pH = 4,75 + log10 (0.1) = 4.75 + (−1) = 3.75
Aceasta înseamnă că la un pH mai mic decât pKa acidului acetic, mai puțin de jumătate vor fi disociați sau ionizați; la valori de pH mai mari, mai mult de jumătate vor fi ionizate. Într-adevăr, dacă setați [A -] = [HA], veți găsi că pKa unui acid este pur și simplu pH-ul la care jumătate din acid este disociat și jumătate este „intact”.