Henderson Hasselbalchによる定イオン化方程式と演習



の イオン化定数 （または解離）は、物質が水素イオンを放出する傾向を反映する特性です。つまり、酸の強さに直接関係しています。解離定数（Ｋａ）の値が大きいほど、酸による水素結合の放出が大きい。.

例えば、水になると、そのイオン化は 'autoprotolisis'または '自動イオン化'として知られています。ここで、水分子はHを生成します+ Hイオンを生成する3○+ そしてOH-, あなたが下の画像で見ることができるように.

水溶液からの酸の解離は、次のように図式化することができます。

HA + H2○    <=>  H3○+     +       A-

HAがイオン化されている酸を表す場合、Hは3○+ ヒドロニウムイオン、およびA- その共役塩基Ｋａが高いと、ＨＡの大部分が解離し、その結果、ヒドロニウムイオンの濃度が高くなる。この酸性度​​の増加は、その値が７未満である溶液のｐＨの変化を観察することによって決定することができる。.

索引

  • 1イオン化バランス
    • 1.1カ
  • 2ヘンダーソン - ハッセルバルヒ方程式
    • 2.1使用
  • 3イオン化定数演習
    • 3.1演習1
    • 3.2演習2
    • 3.3演習3
  • 4参考文献

イオン化バランス

上の化学式の二重矢印は、反応物と生成物の間にバランスが取れていることを示しています。すべての平衡は定数であるため、酸のイオン化でも同じことが起こり、次のように表されます。

K = [H3○+] [A-] / [HA] [H2O]

熱力学的には、定数Kaは濃度ではなく活性に関して定義されます。しかしながら、希薄水溶液中では水の活性は約１でありそしてヒドロニウムイオン、共役塩基および解離していない酸の活性はそれらのモル濃度に近い。.

これらの理由から、水分濃度を含まない解離定数（ka）の使用が導入された。これは、弱酸の解離がより簡単な方法で図式化されることを可能にし、そして解離定数（Ｋａ）は同じ方法で表されることを可能にする。.

HA  <=> H+     +      A-

Ka = [H+] [A-] / [HA]

Ka

解離定数（Ka）は平衡定数の表現の形です.

平衡条件に達すると、非解離酸、共役塩基およびヒドロニウムまたは水素イオンの濃度は一定のままである。一方、共役塩基とヒドロニウムイオンの濃度はまったく同じです。.

それらの値は負の指数で10のべき乗で与えられるので、より単純で扱いやすい形のKa式が導入されました。それらをpKaと呼びました。.

pKa = - log Ka

ｐＫａは一般に酸解離定数と呼ばれる。 pKaの値は酸の強さを明確に示しています.

－１．７４（ヒドロニウムイオンのｐＫａ）よりも低いか又はより負であるｐＫａ値を有するそれらの酸は強酸と考えられる。一方、pKaが-1.74を超える酸は、非強酸と見なされます。.

ヘンダーソン - ハッセルバルヒ方程式

Kaの式から、解析計算において非常に有用な方程式が導き出されます。.

Ka = [H+] [A-] / [HA]

対数をとる,

log Ka = log H+  +   ログA-   -   ログHA

そしてログHをクリア+：

-log H = - log Ka + log A-   -   ログHA

pHとpKaの定義を使用して、用語を再グループ化します。

pH = pKa + log（A- / HA）

これは有名なHenderson-Hasselbalch方程式です。.

使用する

Henderson-Hasselbachの式は、緩衝液のpHを推定するために使用されます。また、緩衝液がpHでの共役塩基と酸の相対濃度に与える影響.

共役塩基の濃度が酸の濃度に等しいとき、両方の項の濃度間の比は１に等しい。したがって、その対数は0になります。.

結果として、ｐＨ ＝ ｐＫａであり、これが非常に重要である。なぜなら、この状況では緩衝液効率が最大であるからである。.

最大緩衝容量が存在するpHゾーン、pH = pka±1 pH単位のpHゾーンを採用するのが一般的です。.

イオン化定数演習

演習1

弱酸の希釈溶液は、平衡状態で以下の濃度を有する：解離していない酸＝ ０．０６５Ｍおよび共役塩基濃度＝ ９・１０-4 M.酸のKaとpKaを計算する.

水素イオンまたはヒドロニウムイオンの濃度は、それらが同じ酸のイオン化に由来するので、共役塩基の濃度に等しい。.

方程式に代入する：

Ka = [H+] [A-] / HA

それぞれの値を式に代入します。

Ka =（9・10-4 M）（9・10-4 M）/ 65・10-3 M

= 1,246・10-5

そしてそのpKaを計算する

pKa = - log Ka

= - log 1,246・10-5

= 4,904

演習2

濃度0.03 Mの弱酸は、解離定数（Ka）= 1.5・10を持ちます。-4. 以下を計算する：ａ）水溶液のｐＨ。 ｂ）酸のイオン化度.

平衡状態では、酸の濃度は（0.03 M - x）に等しく、ここでxは解離する酸の量です。したがって、水素またはヒドロニウムイオンの濃度は、共役塩基の濃度と同様に、ｘである。.

Ka = [H+] [A-] / [HA] = 1.5・10-6

[H+] = [A-] = x

Ｙ ［ＨＡ］ ＝ ０．０３Ｍ − ｘ。 Kaの値が小さいということは、酸がほとんど解離していないことを示しているので、（0.03 M - x）は0.03 Mにほぼ等しい。.

Kaに置き換える：

1,5・10-6 = x2 / 3・10-2

×2 = 4.5・10-8 M2

x = 2.12 x 10-4 M

そしてx = [Hとして+]

pH = - log [H+]

= - log [2.12 x 10-4]

pH = 3.67

そして最後にイオン化の程度に関して：それは次の式によって計算することができます：

[H+]または[A-] / HA]×100％

（2.12・10-4 / 3・10-2）×100％

0.71％

演習3

初期濃度1.5・10から4.8％イオン化していることがわかっているので、酸のイオン化率からKaを計算します。-3 M.

イオン化される酸の量を計算するには、その4.8％を決定します。.

イオン化量＝ 1.5・10-3 M（4.8 / 100）

= 7.2×10-5 M

この量のイオン化酸は、共役塩基の濃度および平衡状態のヒドロニウムイオンまたは水素イオンの濃度に等しい。.

平衡状態にある酸の濃度＝酸の初期濃度 - イオン化された酸の量.

[HA] = 1.5・10-3 M - 7.2・10-5 M

= 1,428×10-3 M

そして同じ方程式を使って解く

Ka = [H+] [A-] / [HA]

Ka =（7.2・10-5 M×7.2・10-5 M）/ 1,428・10-3 M

= 3.63×10-6

pKa = - log Ka

= - log 3.63 x 10-6

= 5.44

参考文献

  1. 化学ライブラリテキスト。 （Ｓ．Ｆ．）。解離定数取得元：chem.libretexts.org
  2. ウィキペディア（２０１８）。解離定数取得元：en.wikipedia.org
  3. Ｗ．、Ｄａｖｉｓ、Ｒ．Ｅ．、Ｐｅｃｋ、Ｌ．Ｐ。およびＳｔａｎｌｅｙ、Ｇ．Ｇ．Ｃｈｅｍｉｓｔｒｙ。 （2008）第8版。 Cengage Learning.
  4. Segel I. H.（1975）。生化学的計算第二。エディションジョンワイリー＆サンズ。 INC.
  5. Kabara E.（2018）。酸性イオン化定数の計算方法勉強します。取得元：study.com.