Konstanta disocijacije kiseline

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Jump to navigation Jump to search
Preferences-system.svg Ovom članku potrebna je jezička standardizacija, preuređivanje ili reorganizacija.
Pogledajte kako poboljšati članak, kliknite na link uredi i doradite članak vodeći računa o standardima Wikipedije.
Gnome-edit-clear.svg Ovaj članak zahtijeva čišćenje.
Molimo Vas da pomognete u poboljšavanju članka pišući ili ispravljajući ga u enciklopedijskom stilu.
Spelling icon.svg Moguće je da ovaj članak ne poštuje standarde Wikipedije na bosanskom jeziku
kao što su upotreba afrikata, pravopis, pisanje riječi u skladu sa standardima, te način pisanja članaka.
Acetatna kiselina, CH3COOH, ikoja sadrži metil grupu, CH3, veže se hemijski za karboksilatnu grupu, COOH. Karboksilatna grupa može izgubiti proton i donirati ga molekuli vode, H2O, otpuštajući acetatni anion CH3COO− i stvarajući hidronijski kation H3O. To je ravnotežna reakcija, tako daje moguć i povratni proces Acetatna kiselina, koja je slaba kiselina, donira proton (hydrogen ion, highlighted in green) to water in an equilibrium reaction to give the acetate ion and hidronijevom ionu. Crveno: kisik, crno: ugljik, bijelo: vodik.

Šablon:Kiseline i baze

Kiselinska disocijacijska konstanta, Kax – poznata i kao konstanta kiselosti ili kiselinsko-ionizacijska konstanta i konstanta kiselinske ionizacije – je količinska mjera jačine kiseline u rastvoru. To je ravnotežna konstanta za hemijsku reakciju koja je poznata kao disocijacija u oblasti kiselinsko-baznih reakcija. U vodenoj otopini, ravnoteža kiselinske disocijacije pože se predstaviti kao:

gdje HA = generička kiselina koja disocira u A, poznatu kao konjugatna baza kiseline i vodikov ion koji se kombinira sa molekulom vode, tvoreći ion hidronija. U prikazanom primjeru, HA predstavlja acetatnu kiselinu, a A je acetatni ion, konjugatna baza.

Za hemijske oblike HA, A i H3O+ kaže se da su u ravnoteži kada se njihova koncentracija ne mijenjaju s protokom vremena. Konstanta disocijacije izražava se običnokao kao količnik ravnotežnih koncentracija (u mol/L), a označava kao [HA], [A] i [H3O+]

U svim ili većini koncentracija vodene otopine kiseline, koncentracija vode može se uzeti kao konstanta i može se zanemariti. Onda definicija može se pisati poednostavljeno, kao:

Ove definicije su u uobičajenoj upotrebi. Za praktičnije namjene, pogodnije su u obliku logaritamske konstante pKa

Veći pKa, znači manji stepen disocijacije u svakom pH (vidi: Henderson-Hasselbalchova jednadžba) – to jest, slabija kiselina. Slaba kiselina ima pKa vrijednosti u opsegu od –2 do 12 u vodi. Kiseline s pKa vrijednosti koja je manja od oko –2 kaže se da su jake kiseline; disocijacije jake kiseline je praktično potpuna tako da koncentracija nediocirane kiseline je premala da se može mjeriti. pKa vrijednosti za jake kiseline mogu, međutim, biti procijenjena i putem teorijskih formulacija. Definicija može se proširiti i na nevodene rastvarače, kao što su acetonitrilski i dimetilsulfoksid. Označavajući molekulu rastvarača sa S,

tada se koncentracija molekula otapala može uzeti kao konstanta, , kao prije.

Poliprotonske kiseline[uredi | uredi izvor]

Kiseline sa više atoma vodika koji se mogu ionizirati zovu se poliprotonske kiseline koje imaju višestruka stanje deprotonizacije, zvana vrste. Na slici je prikaz relativnih procentnih raznih protonacijskih vrsta fosforne kiseline H3PO4 u funkciji pH rastvora. Fosforna kiselina ima atom vodika koji se mogu ionizirati, čiji pKA su oko 2,7 i 12. Ispod pH 2, dominira trostruko protonirana vrsta H3PO4; dvostruko protonirana vrsta H3PO4 dominira u blizini pH 5; jednostruko protonirana vrsta HPO 42– dominira u blizini pH 9 i neprotoniran PO43– dominira iznad pH 12

Poliprotonske kiseline mogu izgubiti više od jednog protona. Konstanta za disocijaciju prvog protona fmože se označiti kao Ka1 a konstanta disocijacije narednog kao Ka2, itd. Primjer ovakve kiseline je fosforna kiselina, H3PO4, koja može izgubiti tri protona.

Ravnoteža pKavrijednost[1]
H3PO4 H2PO
4
+ H+
pKa1 = 2,14
H2PO
4
HPO2−
4
+ H+
pKa2 = 7,20
HPO2−
4
PO3−
4
+ H+
pKa3 = 12,37

Kada je razlika između uzastopnih vrijednosti pK oko četiri ili više, u ovom primjeru, svaka vrsta može podrazumijevati kao posebna kiselina;[2] U stvari, soli H2PO
4
mogu biti kristalizirani iz rastvora podešavanjem pH na oko 5,5 i soli OVP2−
4
može biti kristalizirana iz rastvora podešavanjem pH na oko 10. Vrsta dijagrama distribucije pokazuje da je maksimum koncentracija dva iona su na pH 5,5 i 10.

Prikaz relativne procentne protonacije vrsta limunske kiseline u funkciji pH.
Limunska kiselina ima tri jonizirajuća atoma vodika i takve pKA vrijednosti. Najniži pKA preovladava kod trostruko protonirane vrste; između najnižeg i srednjeg pKA, preovladava dvostruko protonirani oblik; između srednjeg i najvišeg pKA, dominira pojedinačno protonirani oblik; i iznad najvišeg pKA, dominantan je neprotonirani oblik limunske kiseline.

Kada je razlika između uzastopnih pK vrijednosti manja od oko četiri, postoji preklapanje između održavanja pH vrste u ravnoteži. Što je manja razlika, to se više preklapanja. Slučaj limunske kiseline je prikazan na desnoj strani; rastcvori limunske kiseline su duž cijelog raspona pH  2,5-7,5.

Prema prvom Paulingovom pravilu, sukcesivne pK vrijednosti povećavaju dati kiselinski (<pKA2.[3]

Za oksi-kiseline sa više od jednog ioniozirajućeg vodika na istom atomu, vrijednosti pKa često rastu za oko 5 jedinica po svakom uklonjenom protonu,[4][5] kao u primjeru fosforne kiseline iznad.

U slučajevima diprotonskih kiselina, H2A, postoje dvije ravnoteže:

H2A HA + H+
HA A2− + H+

Može se uočiti da je drugi proton uklonjen iz negativno nabijenih vrsta. S obzirom da proton nosi pozitivan naboj potrebna je dodatna aktivnost za uklanjanje. Vrijednosti fosforne kiseline (gore) ilustruju ovo pravilo, kao i vrijednosti za vanadijsku kiselinu,H3VO4. Kada se utvrdi, izuzetak od pravila ukazuje da se dešava velika promena u strukturi. U slučaju VO2+ (aq), vanadij je oktaedarno, 6-koordinatan, dok vanadijska kiselina je tetraedarska, 4-koordinatnaa. To je osnova za objašnjenje zašto pK a1 > pKA2 za vanadijeve (V) oksokiseline.

Ravnoteža Vrijednost pKa
[VO2(H2O)4]+ H3VO4 + H+ + 2H2O pKa1 = 4,2
H3VO4 H2VO
4
+ H+
pKa2 = 2,60
H2VO
4
HVO2−
4
+ H+
pKa3 = 7,92
HVO2−
4
VO3−
4
+ H+
pKa4 = 13,27

Vrijednosti uobičajenih supstanci[uredi | uredi izvor]

Postoji više hemijskih tehnika za određivanje pKa, što je dovelo do nekih neslaganja između različitih izvora. Izmjerene vrijednosti se obično međusobno razlikuju oko 0,1 jedinice. Podaci koji su ovdje predstavljeni su uzeti u vodi na 25 °C.[6]

Hemijsko ime Ravnoteža pKa
BH = Adenin B + H+ 4,17
BH+
2
< BH + H+
9,65
H3A = Arsenska kiselina H3A H2A + H+ 2,22
H2A HA2− + H+ 6,98
HA2− A3− + H+ 11,53
HA = Benzenska kiselina HA H+ + A 4,204
HA = Buterna kiselina HA H+ + A 4,82
H2A = Hromna kiselina H2A HA + H+ 0,98
HA A2− + H+ 6.5
B = Kodein BH+ B + H+ 8,17
HA = Krezol HA H+ + A 10,29
HA = Mravlja kiselina HA H+ + A 3,751
HA = Hidrofluorna kiselina HA H+ + A 3,17
HA = Hidrocijanska kiselina HA H+ + A 9,21
HA = Vodik-selenid HA H+ + A 3,89
HA = Vodik-peroksid (90%) HA H+ + A 11,7
HA = Mliječna kiselina HA H+ + A 3,86
HA = Propionska kiselina HA H+ + A 4,87
HA = Fenol HA H+ + A 9,99
H2A = L-(+)-Askorbinska kiselina H2A HA + H+ 4.17
HA A2− + H+ 11,57

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Iznos na 25°C i nultoj iondkoj jačini — Powell, Kipton J.; Brown, Paul L.; Byrne, Robert H.; Gajda, Tamás; Hefter, Glenn; Sjöberg, Staffan; Wanner, Hans (2005). "Chemical speciation of environmentally significant heavy metals with inorganic ligands. Part 1: The Hg2+, Cl, OH, CO2−
    3
    , SO2−
    4
    , and PO3−
    4
    aqueous systems". Pure Appl. Chem. 77 (4): 739–800. doi:10.1351/pac200577040739.
     
  2. ^ Brown, T.E.; Lemay, H.E.; Bursten,B.E.; Murphy, C.; Woodward, P. (2008). Chemistry: The Central Science (11th iz.). New York: Prentice-Hall. str. 689. ISBN 0-13-600617-5. 
  3. ^ Greenwood, N.N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd iz.). Oxford: Butterworth-Heinemann. str. 50. ISBN 0-7506-3365-4. 
  4. ^ Miessler, Gary L.; Tarr Donald A. (1999). Inorganic Chemistry (2nd iz.). Prentice Hall. str. 164. ISBN 0-13-465659-8. 
  5. ^ Huheey, James E. (1983). Inorganic Chemistry (3rd iz.). Harper & Row. str. 297. ISBN 0-06-042987-9. 
  6. ^ Speight, J.G. (2005). Lange's Handbook of Chemistry (18th iz.). McGraw–Hill. ISBN 0-07-143220-5.  Chapter 8


Dopunska literatura[uredi | uredi izvor]

  • Albert, A.; Serjeant, E.P. (1971). The Determination of Ionization Constants: A Laboratory Manual. Chapman & Hall. ISBN 0-412-10300-1. 
  • Atkins, P.W.; Jones, L. (2008). Chemical Principles: The Quest for Insight (4th iz.). W.H. Freeman. ISBN 1-4292-0965-8. 
  • Hulanicki, A. (1987). Reactions of Acids and Bases in Analytical Chemistry. Horwood. ISBN 0-85312-330-6.  (translation editor: Mary R. Masson)
  • Perrin, D.D.; Dempsey, B.; Serjeant, E.P. (1981). pKa Prediction for Organic Acids and Bases. Chapman & Hall. ISBN 0-412-22190-X. 
  • Reichardt, C. (2003). Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry (3rd iz.). Wiley-VCH. ISBN 3-527-30618-8.  Chapter 4: Solvent Effects on the Position of Homogeneous Chemical Equilibria.
  • Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, J.F.; Crouch, S.R. (2004). Fundamentals of Analytical Chemistry (8th iz.). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0. 

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]

Šablon:Hemijske ravnoteže