Persamaan ionisasi konstan oleh Henderson Hasselbalch dan latihan

itu konstanta ionisasi (atau disosiasi) adalah sifat yang mencerminkan kecenderungan suatu zat untuk melepaskan ion hidrogen; yaitu, secara langsung berkaitan dengan kekuatan asam. Semakin besar nilai konstanta disosiasi (Ka), semakin besar pelepasan ikatan hidrogen oleh asam.

Ketika datang ke air, misalnya, ionisasinya dikenal sebagai 'autoprotolisis' atau 'autoionisasi'. Di sini, molekul air menghasilkan H⁺ ke yang lain, menghasilkan ion H₃O⁺ dan OH^-, seperti yang Anda lihat pada gambar di bawah ini.

Pemisahan asam dari larutan berair dapat direncanakan menurut cara berikut:

HA + H₂O    <=>  H₃O⁺     +       A^-

Dimana HA mewakili asam yang terionisasi, H₃O⁺ ke ion hidronium, dan A^- basis konjugasinya. Jika Ka tinggi, sebagian besar HA akan berdisosiasi dan akibatnya akan ada konsentrasi ion hidronium yang lebih besar. Peningkatan keasaman ini dapat ditentukan dengan mengamati perubahan pH larutan, yang nilainya di bawah 7..

Indeks

• 1 Saldo ionisasi
  • 1.1 Ka
• 2 persamaan Henderson-Hasselbalch
  • 2.1 Penggunaan
• 3 Latihan konstan ionisasi
  • 3.1 Latihan 1
  • 3.2 Latihan 2
  • 3.3 Latihan 3
• 4 Referensi

Saldo ionisasi

Panah ganda dalam persamaan kimia atas menunjukkan bahwa keseimbangan terbentuk antara reaktan dan produk. Karena semua kesetimbangan memiliki konstanta, hal yang sama terjadi dengan ionisasi asam dan dinyatakan sebagai berikut:

K = [H₃O⁺] [A^-] / [HA] [H₂O]

Secara termodinamik, konstanta Ka didefinisikan dari segi aktivitas, bukan konsentrasi. Namun, dalam larutan encer, aktivitas air adalah sekitar 1, dan aktivitas ion hidronium, basa konjugat dan asam yang tidak terdisosiasi dekat dengan konsentrasi molar mereka..

Untuk alasan ini, penggunaan konstanta disosiasi (ka) yang tidak termasuk konsentrasi air diperkenalkan. Hal ini memungkinkan bahwa disosiasi asam lemah dapat diatur dengan cara yang lebih sederhana, dan konstanta disosiasi (Ka) diekspresikan dengan cara yang sama..

HA  <=> H⁺     +      A^-

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Ka

Konstanta disosiasi (Ka) adalah bentuk ekspresi dari konstanta kesetimbangan.

Konsentrasi asam yang tidak terdisosiasi, basa konjugat dan ion hidronium atau hidrogen tetap konstan setelah kondisi kesetimbangan tercapai. Di sisi lain, konsentrasi basa konjugat dan ion hidronium persis sama.

Nilai-nilai mereka diberikan dalam kekuatan 10 dengan eksponen negatif, sehingga bentuk ekspresi Ka yang lebih sederhana dan terkelola diperkenalkan, yang mereka sebut pKa.

pKa = - log Ka

PKa umumnya disebut sebagai konstanta disosiasi asam. Nilai pKa adalah indikasi yang jelas dari kekuatan asam.

Asam-asam yang memiliki nilai pKa lebih rendah atau lebih negatif dari -1,74 (pKa dari ion hidronium) dianggap sebagai asam kuat. Sementara asam yang memiliki pKa lebih besar dari -1,74, dianggap sebagai asam tidak kuat.

Persamaan Henderson-Hasselbalch

Dari ekspresi Ka, persamaan diturunkan yang sangat berguna dalam perhitungan analitik.

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Mengambil logaritma,

log Ka = log H⁺  +   log A^-   -   log HA

Dan menghapus log H⁺:

-log H = - log Ka + log A^-   -   log HA

Dengan menggunakan definisi pH dan pKa, dan istilah pengelompokan kembali:

pH = pKa + log (A^- / HA)

Ini adalah persamaan Henderson-Hasselbalch yang terkenal.

Gunakan

Persamaan Henderson-Hasselbach digunakan untuk memperkirakan pH larutan buffer, serta bagaimana mereka mempengaruhi konsentrasi relatif dari basa konjugat dan asam dalam pH.

Ketika konsentrasi basa konjugat sama dengan konsentrasi asam, perbandingan antara konsentrasi kedua istilah sama dengan 1; dan karenanya, logaritma-nya sama dengan 0.

Akibatnya pH = pKa, memiliki ini sangat penting, karena dalam situasi ini efisiensi buffer maksimum.

Biasanya mengambil zona pH di mana kapasitas buffer maksimum ada, yaitu di mana pH = pka ± 1 unit pH.

Latihan konstan ionisasi

Latihan 1

Larutan asam lemah yang diencerkan memiliki konsentrasi berikut pada kesetimbangan: asam tidak terdisosiasi = 0,065 M dan konsentrasi basa konjugasi = 9 · 10^-4 M. Hitung Ka dan pKa asam.

Konsentrasi ion hidrogen atau ion hidronium sama dengan konsentrasi basa konjugat, karena mereka berasal dari ionisasi asam yang sama..

Mengganti dalam persamaan:

Ka = [H⁺] [A^-] / HA

Mengganti dalam persamaan untuk nilai masing-masing:

Ka = (9 · 10^-4 M) (9 · 10^-4 M) / 65 · 10^-3 M.

= 1.246 · 10^-5

Dan menghitung maka pKa-nya

pKa = - log Ka

= - log 1,246 · 10^-5

= 4,904

Latihan 2

Asam lemah dengan konsentrasi 0,03 M, memiliki konstanta disosiasi (Ka) = 1,5 · 10^-4. Hitung: a) pH larutan berair; b) tingkat ionisasi asam.

Pada kesetimbangan konsentrasi asam sama dengan (0,03 M - x), di mana x adalah jumlah asam yang terdisosiasi. Oleh karena itu, konsentrasi ion hidrogen atau hidronium adalah x, seperti konsentrasi basa terkonjugasi.

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA] = 1,5 · 10^-6

[H⁺] = [A^-] = x

Y [HA] = 0,03 M - x. Nilai Ka yang kecil menunjukkan bahwa asam kemungkinan terdisosiasi sangat sedikit, sehingga (0,03 M - x) kira-kira sama dengan 0,03 M.

Mengganti di Ka:

1,5 · 10^-6 = x² / 3 · 10^-2

x² = 4.5 · 10^-8 M.²

x = 2.12 x 10^-4 M.

Dan sebagai x = [H⁺]

pH = - log [H⁺]

= - log [2,12 x 10^-4]

pH = 3,67

Dan akhirnya mengenai tingkat ionisasi: dapat dihitung dengan menggunakan ungkapan berikut:

[H⁺] atau [A^-] / HA] x 100%

(2.12 · 10^-4 / 3 · 10^-2) x 100%

0,71%

Latihan 3

Saya menghitung Ka dari persentase ionisasi asam, mengetahui bahwa itu terionisasi sebesar 4,8% dari konsentrasi awal 1,5 · 10^-3 M..

Untuk menghitung jumlah asam yang terionisasi ditentukan 4,8% nya.

Kuantisasi terionisasi = 1,5 · 10^-3 M (4,8 / 100)

= 7.2 x 10^-5 M.

Jumlah asam terionisasi ini sama dengan konsentrasi basa konjugat dan konsentrasi ion hidronium atau ion hidrogen dalam kesetimbangan.

Konsentrasi asam dalam kesetimbangan = konsentrasi awal asam - jumlah asam terionisasi.

[HA] = 1,5 · 10^-3 M - 7.2 · 10^-5 M.

= 1.428 x 10^-3 M.

Dan memecahkannya dengan persamaan yang sama

Ka = [H⁺] [A^-] / [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

= - log 3,63 x 10^-6

= 5.44

Referensi

1. Teks Libre Kimia. (s.f.). Konstanta disosiasi. Diperoleh dari: chem.libretexts.org
2. Wikipedia. (2018). Konstanta disosiasi. Diperoleh dari: en.wikipedia.org
3. Whitten, K. W., Davis, R.E., Peck, L. P. dan Stanley, G. G. Kimia. (2008) Edisi Kedelapan. Belajar Cengage.
4. Segel I. H. (1975). Perhitungan Biokimia. Ke-2 Edisi. John Wiley & Sons. INC.
5. Kabara E. (2018). Cara Menghitung Konstan Ionisasi Asam. Belajar. Diperoleh dari: study.com.