- Balance d'ionisation
- Ka
- Équation de Henderson-Hasselbalch
- Utilisation
- Exercices constants d'ionisation
- Exercice 1
- Exercice 2
- Exercice 3
- Références
La constante d' ionisation, constante de dissociation ou constante d'acidité, est une propriété qui reflète la tendance d'une substance à libérer des ions hydrogène; c'est-à-dire qu'il est directement lié à la force d'un acide. Plus la valeur de la constante de dissociation (Ka) est élevée, plus la libération d'ions hydrogène par l'acide est importante.
En ce qui concerne l'eau, par exemple, son ionisation est appelée «autoprotolyse» ou «autoionisation». Ici, une molécule d'eau donne un H + à une autre, produisant les ions H 3 O + et OH -, comme le montre l'image ci-dessous.
Source: Cdang, de Wikimedia Commons
La dissociation d'un acide d'une solution aqueuse peut être décrite de la manière suivante:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
Où HA représente l'acide ionisé, H 3 O + l'ion hydronium et A - sa base conjuguée. Si le Ka est élevé, plus de HA se dissociera et il y aura donc une concentration plus élevée de l'ion hydronium. Cette augmentation de l'acidité peut être déterminée en observant un changement du pH de la solution, dont la valeur est inférieure à 7.
Balance d'ionisation
Les doubles flèches dans l'équation chimique supérieure indiquent qu'un équilibre est établi entre les réactifs et le produit. Comme tout équilibre a une constante, la même chose se produit avec l'ionisation d'un acide et s'exprime comme suit:
K = /
Thermodynamiquement, la constante Ka est définie en termes d'activités et non de concentrations. Cependant, dans les solutions aqueuses diluées, l'activité de l'eau est d'environ 1, et les activités de l'ion hydronium, de la base conjuguée et de l'acide non dissocié sont proches de leurs concentrations molaires.
Pour ces raisons, l'utilisation de la constante de dissociation (ka) a été introduite qui n'inclut pas la concentration en eau. Cela permet de schématiser la dissociation des acides faibles de manière plus simple et la constante de dissociation (Ka) est exprimée sous la même forme.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
La constante de dissociation (Ka) est une forme d'expression d'une constante d'équilibre.
Les concentrations de l'acide non dissocié, de la base conjuguée et de l'ion hydronium ou hydrogène restent constantes une fois que la condition d'équilibre est atteinte. Par contre, la concentration de la base conjuguée et celle de l'ion hydronium sont exactement les mêmes.
Leurs valeurs sont données en puissances de 10 avec des exposants négatifs, donc une forme d'expression de Ka plus simple et plus gérable a été introduite, qu'ils ont appelée pKa.
pKa = - log Ka
PKa est communément appelée constante de dissociation acide. La valeur pKa est une indication claire de la force d'un acide.
Les acides qui ont une valeur de pKa inférieure ou supérieure à -1,74 (pKa de l'ion hydronium) sont considérés comme des acides forts. Alors que les acides qui ont un pKa supérieur à -1,74, ils sont considérés comme des acides non forts.
Équation de Henderson-Hasselbalch
Une équation est dérivée de l'expression Ka qui est extrêmement utile dans les calculs analytiques.
Ka = /
Prendre des logarithmes, log Ka = log H + + log A - - log HA
Et en résolvant le log H +:
-log H = - log Ka + log A - - log HA
Puis en utilisant les définitions de pH et pKa, et en regroupant les termes:
pH = pKa + log (A - / HA)
C'est la fameuse équation Henderson-Hasselbalch.
Utilisation
L'équation Henderson-Hasselbach est utilisée pour estimer le pH des tampons, ainsi que la manière dont les concentrations relatives de base conjuguée et d'acide influencent le pH.
Lorsque la concentration de la base conjuguée est égale à la concentration de l'acide, la relation entre les concentrations des deux termes est égale à 1; et donc son logarithme est égal à 0.
En conséquence, le pH = pKa, ce qui est très important, car dans cette situation, l'efficacité du tampon est maximale.
La zone de pH où il y a la capacité tampon maximale est généralement prise, celle où le pH = pka ± 1 unité de pH.
Exercices constants d'ionisation
Exercice 1
La solution diluée d'un acide faible a les concentrations suivantes à l'équilibre: acide non dissocié = 0,065 M et concentration en base conjuguée = 9 · 10 -4 M. Calculer le Ka et le pKa de l'acide.
La concentration de l'ion hydrogène ou de l'ion hydronium est égale à la concentration de la base conjuguée, puisqu'ils proviennent de l'ionisation du même acide.
Substituer dans l'équation:
Ka = / HA
En remplaçant dans l'équation leurs valeurs respectives:
Ka = (9 10 -4 M) (9 10 -4 M) / 65 10 -3 M
= 1 246 10 -5
Et puis calculer son pKa
pKa = - log Ka
= - log 1,246 10-5
= 4 904
Exercice 2
Un acide faible avec une concentration de 0,03 M a une constante de dissociation (Ka) = 1,5 · 10 -4. Calculez: a) le pH de la solution aqueuse; b) le degré d'ionisation de l'acide.
A l'équilibre, la concentration de l'acide est égale à (0,03 M - x), où x est la quantité d'acide qui se dissocie. Par conséquent, la concentration d'hydrogène ou d'ion hydronium est x, tout comme la concentration de la base conjuguée.
Ka = / = 1,5 10 -6
= = x
Y = 0,03 M - x. La faible valeur de Ka indique que l'acide s'est probablement très peu dissocié, donc (0,03 M - x) est approximativement égal à 0,03 M.
Remplacer en Ka:
1,5 10 -6 = x 2/3 10 -2
x 2 = 4,5 10 -8 M 2
x = 2,12 x 10 -4 M
Et puisque x =
pH = - log
= - journal
pH = 3,67
Et enfin, concernant le degré d'ionisation: il peut être calculé à l'aide de l'expression suivante:
o / HA] x 100%
(2,12 10 -4 / 3 10 -2) x 100%
0,71%
Exercice 3
Je calcule Ka à partir du pourcentage d'ionisation d'un acide, sachant qu'il s'ionise de 4,8% à partir d'une concentration initiale de 1,5 · 10 -3 M.
Pour calculer la quantité d'acide ionisé, ses 4,8% sont déterminés.
Quantité ionisée = 1,5 · 10-3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10 -5 M
Cette quantité d'acide ionisé est égale à la concentration de la base conjuguée et à la concentration de l'ion hydronium ou hydrogène à l'équilibre.
La concentration d'acide à l'équilibre = concentration d'acide initiale - la quantité d'acide ionisé.
= 1,5 10 -3 M - 7,2 10 -5 M
= 1 428 x 10 -3 M
Et puis résoudre avec les mêmes équations
Ka = /
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
Références
- Chimie LibreTexts. (sf). Constante de dissociation. Récupéré de: chem.libretexts.org
- Wikipédia. (2018). Constante de dissociation. Récupéré de: en.wikipedia.org
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP et Stanley, GG Chemistry. (2008) Huitième édition. Apprentissage Cengage.
- Segel IH (1975). Calculs biochimiques. 2ème. Édition. John Wiley et fils. INC.
- Kabara E. (2018). Comment calculer la constante d'ionisation acide. Étude. Récupéré de: study.com.