Vad är pKa? Samband med pH

pK _a mäter ”styrkan” hos en Bronsted-syra, det vill säga hos en substans som donerar en H+-jon (proton) för att bilda en konjugerad bas. En H+-proton är en stark Lewis-syra som attraherar elektronpar mycket effektivt, så effektivt att den nästan alltid är bunden till en elektrondonator. En stark Bronsted-syra är en förening som mycket lätt ger upp sin proton. En svag Bronsted-syra är å sin sida en förening som avstår från sin proton med svårare. I ett extremt fall anses en förening från vilken det är väldigt, väldigt svårt att ta bort en proton inte alls anses vara en syra.

När en förening donerar en proton behåller den det elektronpar som den tidigare delade med den protonen och blir på så sätt en konjugerad bas. Ur en annan synvinkel donerar en stark Bronsted-syra lätt en proton och blir en svag Bronsted-bas. Bronstedbasen bildar inte lätt en bindning med protonen och är inte bra på att ge sitt elektronpar till en proton. Därför gör det så svagt.

På liknande sätt, om en förening ger upp en proton och blir en stark bas, kommer basen lätt att återta protonen. Faktum är att den starka basen konkurrerar så mycket med protonen att föreningen förblir protonerad. Här är föreningen fortfarande en Bronsted-syra istället för att jonisera för att bli den starka konjugerade basen, vilket gör den till en svag Bronsted-syra.

Därför måste du ta hänsyn till att:

• Ett lågt pKa betyder att protonen inte håller sig stadigt.
• Ibland kan pKa vara så lågt att det är ett negativt tal.
• Ett högt pKa betyder att protonen hålls starkt.

Henderson-Hasselbalchs ekvation

Henderson-Hasselbalch-ekvationen utvecklades oberoende av den amerikanske biologiska kemisten LJ Henderson och den svenska fysiologen KA Hasselbalch, för att relatera pH till blodets bikarbonatbuffertsystem. I sin allmänna form är Henderson-Hasselbalch-ekvationen ett användbart uttryck för beräkning av tak. Det kan härledas från uttrycket av jämviktskonstanten för en allmän svag syra (HA) dissociationsreaktion i ekvationen:

där Ka _är jämviktskonstanten vid en given temperatur. För en definierad uppsättning experimentella förhållanden betecknas denna jämviktskonstant Ka _och kallas den skenbara dissociationskonstanten. Ju högre värdet på K _a är, desto större antal H+-joner frigörs per mol syra i lösningen, och därför desto starkare är syran. Ka är därför _ett mått på styrkan hos en syra. Om vi ​​arrangerar om ekvationen och löser koncentrationen av vätejoner får vi:

Eftersom log [H+] = pH och log (Ka) = pK _a och genom att tillämpa logaritmer på ekvationerna ovan får vi:

antingen

Var:

[A ^– ] är koncentrationen av den konjugata basen,

[HA] är koncentrationen av den (odissocierade) syran,

pKa är den negativa logaritmen för Ka _{– värdet}

och Ka _är dissociationskonstanten för syran.

Diskussion av pH- och pKa-värden

Henderson-Hasselbalch-ekvationen används ofta för att bestämma förhållandet mellan konjugatbas [A-] och konjugatsyra [HA] som måste användas för att uppnå ett givet pH-värde i en buffert. För att göra detta måste vi veta pKa-värdet för den konjugatsyra som du ska använda. Ovanstående ekvation har dock ytterligare information som vi måste förstå.

Medan begreppet pKa _förklaras ovan, missförstås ofta den funktionella definitionen av _{pKa .} Saken att komma ihåg från detta ämne är att när pH är lika med pKa för en syra, är koncentrationen av konjugatbasen och konjugatsyran lika, vilket betyder att det finns ett förhållande på 50 % av konjugatbas till ett förhållande på 50 % av 50 % konjugerad syra.

Om vi ​​alltså pluggar in koncentrationerna av konjugatbasen och konjugatsyran i Henderson-Hasselbachs ekvation (det spelar ingen roll vad koncentrationen är) och de är desamma, blir deras förhållande 1:1, vilket betyder att logaritmen för denna proportion är noll (0). Oavsett vilken syra (representerad som en protondonator [H+]) som observeras, gäller ovanstående förhållande.

Till exempel, eftersom ättiksyra har ett pK-värde _på ungefär 4,7, när pH är lika med det pKa, skulle förhållandet mellan acetat och ättiksyra vara 1:1. För en annan syra, såsom fluorväte (HF), som har ett pKa-värde på cirka 4,0, när pH är lika med 4,0, skulle förhållandet mellan fluoridjon och fluorvätesyra vara 1:1.

Buffertlösningar

Buffertlösningar är vattenlösningar som består av en blandning av en svag syra och dess konjugerade bas eller en svag bas och dess konjugerade syra. En viktig egenskap hos buffertlösningar är deras förmåga att upprätthålla ett relativt konstant pH-värde som svar på tillsatsen av en liten mängd syra eller bas. Dessutom förblir buffertlösningarnas pH relativt stabilt även under utspädning.

Av denna anledning används buffertar i ett brett spektrum av kemiska tillämpningar, främst som reagens för att upprätthålla ett konstant pH-värde. Till exempel vid tillverkning av färgämnen, i jäsningsprocesser, samt för att justera pH i livsmedel, kosmetika och läkemedel. Buffertens pH beror på pKa _för syran (eller pKb _för basen) och förhållandet mellan koncentrationerna av syran (bas) och dess konjugerade bas (syra). Detta beroende beskrivs av Henderson-Hasselbalch-ekvationen som presenteras ovan.

Källor

• Garritz, M. (2005). Syra-bas balanserar .
• Pardo, J. och Matus, D. (2014). Användningen av Henderson-Hasselbalchs ekvation för beräkning av blodets pH.
• Vásquez, E. och Rojas, G. (2016). pH : teori och 132 problem.