Rūgščių ir bazių disociacijos konstantos

Šioje temoje nagrinėjama, kaip apskaičiuoti tirpalų pH, remiantis stiprių bazių disociacija. Taip pat susipažįstama su rūgščių ir bazių disociacijos konstantomis (Ka ir Kb) bei jų panaudojimu, apibūdinant silpnųjų rūgščių ir bazių jonizaciją vandenyje. Sužinoma, kad pKa yra neigiamas dešimtainis Ka logaritmas.

Rūgščių ir bazių disociacijos konstantos
Brønsted-Lowry teorija apibrėžia rūgštis kaip protonų (\(H^+\)) donorus, o bazes – kaip protonų akceptorius. Amfoterinės dalelės gali veikti ir kaip rūgštys, ir kaip bazės. Rūgščiai (\(HA\)) reaguojant su vandeniu, susidaro hidronio jonai (\(H_3O^+\)) ir konjuguota bazė (\(A^-\)). Bazei (pvz., \(NH_3\)) reaguojant su vandeniu, susidaro amonio jonai (\(NH_4^+\)) ir hidroksido jonai (\(OH^-\)). Silpnųjų rūgščių ir bazių pusiausvyra apibūdinama disociacijos konstantomis: rūgšties disociacijos konstanta (\(K_a = [H_3O^+][A^-] / [HA]\)) ir bazės disociacijos konstanta (\(K_b = [OH^-][NH_4^+] / [NH_3]\)). Vandens koncentracija neįtraukiama į \(K_a\) ir \(K_b\) išraiškas, nes praskiestuose tirpaluose ji yra beveik pastovi.
Rūgščių jonizacijos konstantų pavyzdžiai
Rūgščių jonizacijos konstantos (\(K_a\)) ir \(pK_a\) reikšmės suteikia informacijos apie rūgšties stiprumą vandeniniame tirpale. \(pK_a\) yra neigiamas dešimtainis \(K_a\) logaritmas (\(pK_a = -\log(K_a)\)). Kuo didesnė \(K_a\) reikšmė (arba kuo mažesnė \(pK_a\) reikšmė), tuo stipresnė rūgštis. Pavyzdžiui, HI (\(K_a = 3,16 \times 10^9\), \(pK_a = -9,50\)) yra stipresnė rūgštis nei HF (\(K_a = 6,3 \times 10^{-4}\), \(pK_a = 3,2\)).

Prisijungti

arba
Real 2
„X“ yra inovatyvi mokymosi platforma, kurios tikslas – teikti aukštos kokybės mokymo medžiagą įvairiausių klasių mokiniams. Patyrusių specialistų parengtas turinys skatina smalsumą, padeda išsamiau ir giliau suprasti mokomus dalykus bei sėkmingai pasiruošti akademiniams iššūkiams.
Atsisiųsk programėlę:
Susisiek su mumis: info@knowledgenestapp.com