Constante de disociación ácida

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La constante de disociación ácida Ka (también conocida como constante de acidez ) es la constante de equilibrio de la reacción de disociación de un ácido en un catión de hidrógeno y un anión de un residuo ácido. Para los ácidos polibásicos, cuya disociación tiene lugar en varias etapas, operan con constantes separadas para diferentes etapas de disociación, denotándolas como K a1 , K a2 , etc. Cuanto mayor sea el valor de K a , más moléculas se disocian en solución y, por lo tanto, el ácido es más fuerte.

Ejemplos de cálculo

Ácido monobásico

Reacción	Ka _
${\ce {HA <=> A^- + H^+))$	$K_{{\ce {a}}}={\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}} }$

donde A - es el símbolo del anión ácido, [HA] es la concentración de equilibrio en la solución de la partícula HA.

Ácido dibásico

Reacción	Ka _
$H_2A = H^+ + HA^-$	$K_{a1} = {\izquierda[ H^+ \derecha] \izquierda[ HA^- \derecha] \sobre \izquierda[ H_2A \derecha]}$
$HA^- = H^+ + A^{2-}$	$K_{a2} = {\left[ H^+ \right] \left[ A^{2-} \right] \over \left[ HA^- \right]}$

La concentración de [H 2 A] que aparece en las expresiones es la concentración de equilibrio del ácido no disociado, y no la concentración inicial del ácido antes de su disociación.

Valores de pKa y pH

Más a menudo, en lugar de la propia constante de disociación (constante de acidez), se utiliza un valor (un indicador de la constante de acidez), que se define como el logaritmo decimal negativo de la propia constante , expresado en mol/l. El valor de pH se puede expresar de manera similar . ${\displaystyle K_{\mathrm {a} ))$ $\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$ ${\displaystyle K_{\mathrm {a} ))$

\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)

{\ce {pH}}=-\lg[{\ce {H+}}]

Los valores de pKa y pH están relacionados por la ecuación de Henderson-Hasselbach.

La ecuación de Henderson-Hasselbach

{\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \Correcto)

Transformación de ecuaciones

Dejar

${\ estilo de visualización c}$ - concentración molar inicial de ácido

${\ estilo de visualización \ alfa \ aproximadamente {\ sqrt {K_ {a} \ sobre c))}$ - grado de disociación

${\ce {HA}}$	${\ estilo de visualización {\ ce {<=>}}}$	${\ce {A^-}}$	${\ estilo de visualización {\ ce {+))}$	${\ estilo de visualización {\ ce {H^+))}$
${\ estilo de visualización \ mathrm {cc \ alfa}}$		$\mathrm {c\alfa}$		$\mathrm {c\alfa}$

Transformemos la ecuación

${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \Correcto)$

${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }-\lg \left(\mathrm {\frac {c(1-\alpha )}{c\alpha }} \Correcto)$

${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }-\lg \left(\mathrm {{\frac {1}{\alpha }}-1} \right)$

Se puede ver que cuando tenemos , entonces muestra un valor en el que el ácido se disocia a la mitad. ${\ estilo de visualización \ alfa = 0,5}$ ${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$ $pK_{a}$ ${\ estilo de visualización {\ ce {pH}}}$

${\ estilo de visualización \ alfa <0.5}$	${\ce {pH}}<\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$	En un ambiente más ácido, la disociación ácida disminuye.	$[A^{-}]<[HA]$
${\ estilo de visualización \ alfa = 0,5}$	${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$	Equilibrio de las concentraciones de un ácido y su sal	$[A^{-}]=[HA]$
${\ estilo de visualización \ alfa > 0,5}$	${\ce {pH}}>\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }$	En un ambiente más alcalino, la disociación del ácido aumenta	$[A^{-}]>[HA]$

Otra relación entre pKa y pH

${\ce {HA}}$	${\ estilo de visualización {\ ce {<=>}}}$	${\ce {A^-}}$	${\ estilo de visualización {\ ce {+))}$	${\ estilo de visualización {\ ce {H^+))}$
${\ estilo de visualización \ mathrm {cc \ alfa}}$		$\mathrm {c\alfa}$		$\mathrm {c\alfa}$

$K={[A^{-}][H^{+}] \sobre [HA]}={[H^{+}]^{2} \sobre [HA]},\ \ \ [ H^{+}]={\sqrt {\mathrm {K_{a}c} }}$

${\ce {pH}}=-\lg \left(\mathrm {\alpha c} \right)=-\lg \left(\mathrm ({\sqrt {K_{a} \over c)) c} \right)=-\lg \left(\mathrm {\sqrt {K_{a}c}} \right)={-\lg \left(\mathrm {K_{a}} \right)-\lg (\mathrm {c} ) \sobre 2}$

ejemplo de encontrar pH

Encuentre el pH de una solución de 0.1 M Na 2 CO 3

pK a1 (H 2 CO 3 ) = 6,3696

pK a2 (H 2 CO 3 ) = 10,3298

Solución:

Na2CO3 + H2O \ u003d NaOH + NaHCO3

${\begin{bmatrix}{\ce {pOH}}={-\lg \left(\mathrm {K_{b)) \right)-\lg(\mathrm {c} ) \over 2}\ \-\lg \left(K_{b}\right)=pK_{b}=14-pK_{a}\\{\ce {pH}}=14-{\ce {pOH}}\end{bmatrix} }\$

donde conseguimos

${\ce {pH}}=14-{14-{\ce {pK}}_{a}\ -\ \lg(\mathrm {c} ) \over 2}$

${\ce {pH}}=14-{14-10.3298\ -\ \lg(0.1) \over 2}=11.66$

Un valor de pH > 7 significa que la sal de Na 2 CO 3 da un ambiente alcalino

Constante de disociación base K b

$\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)$ - un indicador de la constante de acidez (del inglés acid - acid), que caracteriza la reacción de eliminación de un protón del ácido HA.

$\mathrm {p} K_{\mathrm {b} }=-\lg \left(K_{\mathrm {b} }\right)$ - un indicador de la constante de basicidad (de la base inglesa - base), que caracteriza la reacción de la adición de un protón a la base B.

Reacción	k
${\ce {HA <=> A^- + H^+))$	$K_{{\ce {a}}}={\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}} }$
${\mathsf {B+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {BH^{+}+OH^{-}}}$	$K_{b}={\frac {[{\mathsf {BH^{+}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {B}} ]}}$

$pK_{{\ce {a}}}+pK_{{\ce {b}}}=14=pK_{{\ce {W}}}(25^{\circ }C)$ es el producto ionico del agua

$pK_{{\ce {a}}}=14-pK_{{\ce {b}}}$

${\displaystyle pK_{{\ce {BH^+))}=14-pK_({\ce {B))))$

Constantes de disociación de algunos compuestos

Acidez del agua pK a (H 2 O) = 15,74

Cuanto mayor es el pKa , más básico es el compuesto; cuanto menor es el pKa , más ácido es el compuesto.

Por ejemplo, por el valor de pK a , se puede entender que los alcoholes exhiben propiedades básicas (su pK a es mayor que el del agua), y los fenoles exhiben propiedades ácidas.

Además, de acuerdo con pK a , puede establecer una serie de concentraciones de ácido que se dan en los libros de texto escolares rusos.

Una serie de puntos fuertes de los ácidos [1]

	Nombre	Ácido	pK a1	pKa2 _	pK a3	${\ estilo de visualización \ alfa _ {1}}$ en С = 1 mol/l, %
Fuerte ácidos	hidroyodo	HOLA	-diez			100
	Clórico	HClO4 _	-diez			100
	bromhídrico	HBr	-9			100
	sal (clorhidrica)	HCl	-7			100
	sulfúrico	H2SO4 _ _ _	-3	1.92		99.90
	selénico	H2SeO4 _ _ _	-3	1.9		99.90
	hidronio	H3O + _ _	-1.74	15.74	21	98.24
	Nitrógeno	HNO3 _	-1.4			96.31
	Cloro	HClO3 _	-una			91.61
	Yodo	HÍO 3	0.8			32.67
Medio ácidos	sulfámico	NH2SO3H _ _ _ _	0.99			27.28
	Alazán	H 2 C 2 O 4	1.42	4.27		17.69
	Yodo	H5IO6 _ _ _	1.6			14.64
	Fosforoso	H3PO3 _ _ _	1.8	6.5		11.82
	sulfúrico	H2SO3 _ _ _	1.92	7.20		10.38
	hidrosulfato	HSO 4- _	1.92			10.38
	Fosforoso	H3PO2 _ _ _	2.0			9.51
	Cloruro	HClO2 _	2.0			9.51
	Fosfórico	H3PO4 _ _ _	2.1	7.12	12.4	8.52
	Catión hexaqua hierro (III)	[Fe(H 2 O) 6 ] 3 +	2.22			7.47
	Arsénico	H 3 AsO 4	2.32	6.85	11.5	6.68
	selenista	H2SeO3 _ _ _	2.6	7.5		4.89
	telúrico	H2TeO3 _ _ _	2.7	7.7		4.37
	Hidrofluorico (hidrofluorico)	AF	3			3.11
	telúrico	H 2 Te	3	12.16		3.11
Débil ácidos	nitrogenado	HNO2 _	3.35			2.09
	Acético	CH3COOH _ _	4.76			0.4160
	Catión hexaaquaaluminio (III)	[Al(H 2 O) 6 ] 3+	4.85			0.3751
	Carbón	H2CO3 _ _ _	6.37	10.33		0.0653
	Sulfuro de hidrógeno	H 2 S	6.92	13		0.0347
	fosfato de dihidrógeno	H2PO4- _ _ _ _	7.12	12.4		0.0275
	hipocloroso	HClO	7.25			0.0237
	ortogermanio	H 4 Ge O 4	8.6	12.7		0.0050
	Bromoso	HBrO	8.7			0.0045
	ortotelúrico	H 6 TeO 6	8.8	once	quince	0.0040
	Arsénico	H 3 AsO 3	9.2			0.0025
	hidrociánico (hidrociánico)	HCN	9.21			0.0025
	ortonato	H3BO3 _ _ _	9.24			0.0024
	Amonio	NH4 + _	9.25			0.0024
	ortosilicio	H4SiO4 _ _ _	9.5	11.7	12	0.0018
	Bicarbonato	HCO3 2- _	10.4			6,31*10^-4
	yodado	hola	11.0			3,16*10^-4
	Peróxido de hidrógeno	H2O2 _ _ _	11.7			1,41*10^-4
	hidrofosfato	HPO 4 2-	12.4			6,31*10^-5
	hidrosulfato	HS- _	14.0			1*10^-5
	Agua	H2O _ _	15.7	21		1,41*10^-6
Cimientos	Hidróxido	oh- _	21			3,16*10^-9
	fosfina	PH 3	27			0
	Amoníaco	NH3 _	33			0
	Metano	Canal 4	34			0
	Hidrógeno	H2 _	38.6			0

Véase también

Notas

↑ Primchem 2002 . Consultado el 14 de octubre de 2021. Archivado desde el original el 23 de octubre de 2021. (Ruso)