La constante d'ionisation, constante de dissociation ou constante d'acidité, est une propriété qui reflète la tendance d'une substance à libérer des ions hydrogène; c'est-à-dire qu'il est directement lié à la force d'un acide. Plus la valeur de la constante de dissociation (Ka) est élevée, plus la libération d'ions hydrogène par l'acide est importante..
En ce qui concerne l'eau, par exemple, son ionisation est appelée «autoprotolyse» ou «autoionisation». Ici, une molécule d'eau donne un H+ à un autre, produisant les ions H3OU ALORS+ et OH-, comme on le voit dans l'image ci-dessous.
La dissociation d'un acide d'une solution aqueuse peut être décrite comme suit:
HA + HdeuxOU ALORS <=> H3OU ALORS+ + À-
Où HA représente l'acide qui s'ionise, H3OU ALORS+ à l'ion hydronium, et A- sa base conjuguée. Si le Ka est élevé, plus de HA se dissociera et il y aura donc une concentration plus élevée de l'ion hydronium. Cette augmentation de l'acidité peut être déterminée en observant un changement du pH de la solution, dont la valeur est inférieure à 7.
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Les doubles flèches dans l'équation chimique supérieure indiquent qu'un équilibre est établi entre les réactifs et le produit. Comme tout équilibre a une constante, la même chose se produit avec l'ionisation d'un acide et s'exprime comme suit:
K = [H3OU ALORS+][À-] / [HA] [HdeuxOU ALORS]
Thermodynamiquement, la constante Ka est définie en termes d'activités et non de concentrations. Cependant, dans les solutions aqueuses diluées, l'activité de l'eau est d'environ 1, et les activités de l'ion hydronium, de la base conjuguée et de l'acide non dissocié sont proches de leurs concentrations molaires..
Pour ces raisons, l'utilisation de la constante de dissociation (ka) a été introduite qui n'inclut pas la concentration en eau. Cela permet de schématiser la dissociation des acides faibles de manière plus simple et la constante de dissociation (Ka) est exprimée sous la même forme..
HA <=> H+ + À-
Ka = [H+][À-] / [HA]
La constante de dissociation (Ka) est une forme d'expression d'une constante d'équilibre.
Les concentrations de l'acide non dissocié, de la base conjuguée et de l'ion hydronium ou hydrogène restent constantes une fois que la condition d'équilibre est atteinte. Par contre, la concentration de la base conjuguée et celle de l'ion hydronium sont exactement les mêmes.
Ses valeurs sont données en puissances de 10 avec des exposants négatifs, donc une forme d'expression plus simple et plus gérable de Ka a été introduite, qu'ils ont appelée pKa.
pKa = - log Ka
PKa est communément appelée constante de dissociation acide. La valeur pKa est une indication claire de la force d'un acide.
Les acides qui ont une valeur de pKa inférieure ou supérieure à -1,74 (pKa de l'ion hydronium) sont considérés comme des acides forts. Alors que les acides qui ont un pKa supérieur à -1,74, ils sont considérés comme des acides non forts..
Une équation extrêmement utile dans les calculs analytiques est déduite de l'expression de Ka..
Ka = [H+][À-] / [HA]
Prendre des logarithmes,
log Ka = log H+ + log A- - journal HA
Et résoudre le log H+:
-log H = - log Ka + log A- - journal HA
En utilisant ensuite les définitions de pH et pKa, et en regroupant les termes:
pH = pKa + log (A- / HA)
C'est la célèbre équation Henderson-Hasselbalch.
L'équation Henderson-Hasselbach est utilisée pour estimer le pH des tampons, ainsi que la manière dont les concentrations relatives de base conjuguée et d'acide influencent le pH..
Lorsque la concentration de la base conjuguée est égale à la concentration de l'acide, la relation entre les concentrations des deux termes est égale à 1; et par conséquent, son logarithme est égal à 0.
En conséquence, pH = pKa, ce qui est très important, car dans cette situation, l'efficacité du tampon est maximale..
La zone de pH où il y a la capacité tampon maximale est généralement prise, celle où le pH = pka ± 1 unité de pH.
La solution diluée d'un acide faible a les concentrations suivantes à l'équilibre: acide non dissocié = 0,065 M et concentration de la base conjuguée = 9 · 10-4 M. Calculer le Ka et le pKa de l'acide.
La concentration de l'ion hydrogène ou de l'ion hydronium est égale à la concentration de la base conjuguée, puisqu'ils proviennent de l'ionisation du même acide.
Substituer dans l'équation:
Ka = [H+][À-] / HA
En remplaçant dans l'équation leurs valeurs respectives:
Ka = (910-4 M) (910-4 M) / 6510-3 M
= 1 246 10-5
Et puis calculer son pKa
pKa = - log Ka
= - log 1,246 10-5
= 4 904
Un acide faible avec une concentration de 0,03 M, a une constante de dissociation (Ka) = 1,5 · 10-4. Calculez: a) le pH de la solution aqueuse; b) le degré d'ionisation de l'acide.
À l'équilibre, la concentration d'acide est égale à (0,03 M - x), où x est la quantité d'acide qui se dissocie. Par conséquent, la concentration d'hydrogène ou d'ion hydronium est x, tout comme la concentration de la base conjuguée.
Ka = [H+][À-] / [HA] = 1,5 · 10-6
[H+] = [A-] = x
Y [HA] = 0,03 M-x. La petite valeur de Ka indique que l'acide s'est probablement très peu dissocié, donc (0,03 M - x) est approximativement égal à 0,03 M.
Remplacer en Ka:
1,5 10-6 = xdeux / 3 10-deux
Xdeux = 4,5 10-8 Mdeux
x = 2,12 x 10-4 M
Et puisque x = [H+]
pH = - log [H+]
= - log [2,12 x 10-4]
pH = 3,67
Et enfin, concernant le degré d'ionisation: il peut être calculé à l'aide de l'expression suivante:
[H+] ou [A-] / HA] x 100%
(2,12 10-4 / 3 10-deux) x 100%
0,71%
Je calcule Ka à partir du pourcentage d'ionisation d'un acide, sachant qu'il s'ionise de 4,8% à partir d'une concentration initiale de 1,5 · 10-3 M.
Pour calculer la quantité d'acide ionisé, ses 4,8% sont déterminés.
Quantité ionisée = 1,5 · 10-3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10-5 M
Cette quantité d'acide ionisé est égale à la concentration de la base conjuguée et à la concentration de l'ion hydronium ou hydrogène à l'équilibre..
La concentration d'acide à l'équilibre = concentration d'acide initiale - la quantité d'acide ionisé.
[HA] = 1,5 · 10-3 M - 7,2 10-5 M
= 1 428 x 10-3 M
Et puis résoudre avec les mêmes équations
Ka = [H+][À-] / [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
= - journal 3,63 x 10-6
= 5,44
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