Tabla de Contenidos
pKa mierzy „siłę” kwasu Bronsteda, to znaczy substancji, która przekazuje jon H+ (proton), tworząc sprzężoną zasadę. Proton H+ jest silnym kwasem Lewisa, który bardzo skutecznie przyciąga pary elektronów, tak skutecznie, że prawie zawsze wiąże się z donorem elektronów. Silny kwas Bronsteda to związek, który bardzo łatwo oddaje swój proton. Z kolei słaby kwas Bronsteda jest związkiem, który z większym trudem oddaje swój proton. W skrajnym przypadku związek, z którego bardzo, bardzo trudno jest usunąć proton, w ogóle nie jest uważany za kwas.
Kiedy związek oddaje proton, zachowuje parę elektronów, którą wcześniej dzielił z tym protonem, stając się w ten sposób sprzężoną zasadą. Z innego punktu widzenia silny kwas Bronsteda z łatwością oddaje proton i staje się słabą zasadą Bronsteda. Zasada Bronsteda nie tworzy łatwo wiązania z protonem i nie jest dobra w przekazywaniu swojej pary elektronów protonowi. Dlatego robi to słabo.
Podobnie, jeśli związek oddaje proton i staje się mocną zasadą, zasada z łatwością odzyska proton. W rzeczywistości mocna zasada tak bardzo konkuruje z protonem, że związek pozostaje protonowany. Tutaj związek jest nadal kwasem Bronsteda, zamiast jonizować, aby stać się silną sprzężoną zasadą, co czyni go słabym kwasem Bronsteda.
Musisz więc wziąć pod uwagę, że:
- Niskie pKa oznacza, że proton nie jest stabilny.
- Czasami pKa może być tak niskie, że jest liczbą ujemną.
- Wysokie pKa oznacza, że proton jest silnie utrzymywany.
Równanie Hendersona-Hasselbalcha
Równanie Hendersona-Hasselbalcha zostało opracowane niezależnie przez amerykańskiego chemika biologicznego LJ Hendersona i szwedzkiego fizjologa KA Hasselbalcha w celu powiązania pH z układem buforu wodorowęglanowego krwi. W swojej ogólnej postaci równanie Hendersona-Hasselbalcha jest użytecznym wyrażeniem do obliczania kapitalizacji. Można to wyprowadzić z wyrażenia stałej równowagi dla ogólnej reakcji dysocjacji słabego kwasu (HA) w równaniu:
gdzie K a jest stałą równowagi w danej temperaturze. Dla określonego zestawu warunków eksperymentalnych ta stała równowagi jest oznaczana jako Ka i nazywana pozorną stałą dysocjacji. Im wyższa wartość Ka , tym większa liczba jonów H+ uwalnianych na mol kwasu w roztworze, a tym samym mocniejszy kwas. K a jest zatem miarą mocy kwasu. Przekształcając równanie i rozwiązując stężenie jonów wodorowych otrzymujemy:
Ponieważ log [H+] = pH i log (Ka) = pK a i stosując logarytmy do powyższych równań otrzymujemy:
albo
Gdzie:
[A – ] to stężenie sprzężonej zasady,
[HA] to stężenie (niezdysocjowanego) kwasu,
pK a jest ujemnym logarytmem wartości K a
a Ka jest stałą dysocjacji kwasu.
Omówienie wartości pH i pKa
Równanie Hendersona-Hasselbalcha jest często używane do określenia stosunku sprzężonej zasady [A-] do sprzężonego kwasu [HA], jaki należy zastosować, aby uzyskać określoną wartość pH buforu. Aby to zrobić, musimy znać wartość pKa sprzężonego kwasu, którego zamierzasz użyć. Jednak powyższe równanie zawiera dodatkowe informacje, które musimy zrozumieć.
Chociaż pojęcie pKa zostało wyjaśnione powyżej, funkcjonalna definicja pKa jest często błędnie rozumiana. Należy zapamiętać z tego tematu, że gdy pH jest równe pKa kwasu, stężenie sprzężonej zasady i sprzężonego kwasu są równe, co oznacza, że istnieje stosunek 50% sprzężonej zasady do 50% stosunku 50 % kwasu sprzężonego.
Tak więc, jeśli wstawimy stężenia sprzężonej zasady i sprzężonego kwasu do równania Hendersona-Hasselbacha (nie ma znaczenia, jakie jest stężenie) i są one równe, ich stosunek wyniesie 1: 1, co oznacza, że logarytm tej proporcji wynosi zero (0). Niezależnie od tego, który kwas (reprezentowany jako donor protonów [H+]) jest obserwowany, powyższa zależność jest zachowana.
Na przykład, ponieważ kwas octowy ma wartość pKa około 4,7, gdy pH jest równe tej wartości pKa, stosunek octanu do kwasu octowego wynosiłby 1:1. Dla innego kwasu, takiego jak fluorowodorowy (HF), który ma wartość pKa około 4,0, gdy pH wynosi 4,0, stosunek jonów fluorkowych do kwasu fluorowodorowego wynosiłby 1:1.
Roztwory buforowe
Roztwory buforowe to roztwory wodne składające się z mieszaniny słabego kwasu i sprzężonej z nim zasady lub słabej zasady i sprzężonego z nią kwasu. Ważną właściwością roztworów buforowych jest ich zdolność do utrzymywania względnie stałej wartości pH w odpowiedzi na dodanie niewielkiej ilości kwasu lub zasady. Ponadto pH roztworów buforowych pozostaje względnie stabilne nawet podczas rozcieńczania.
Z tego powodu bufory są wykorzystywane w szerokim zakresie zastosowań chemicznych, przede wszystkim jako odczynniki utrzymujące stałą wartość pH. Na przykład w produkcji barwników, w procesach fermentacji, a także do regulacji pH żywności, kosmetyków i leków. Wartość pH buforu zależy od pKa kwasu (lub pKb zasady ) oraz stosunku stężeń kwasu (zasady) do sprzężonej z nim zasady (kwasu). Zależność tę opisuje przedstawione powyżej równanie Hendersona-Hasselbalcha.
Źródła
- Garritz, M. (2005). Równowaga kwasowo-zasadowa .
- Pardo, J. i Matus, D. (2014). Wykorzystanie równania Hendersona-Hasselbalcha do obliczenia pH krwi.
- Vásquez, E. i Rojas, G. (2016). pH : teoria i 132 problemy.
. Dowiedz się, do czego służy i jak wykorzystuje się go w chemii.){kind=link}