pH- und pKa-Beziehung: Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung

Definition und Beispiel

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Das pH-Wert ist ein Maß für die Konzentration von Wasserstoffionen in einer wässrigen Lösung. pKa ( Säuredissoziationskonstante ) und pH hängen zusammen, aber pKa ist insofern spezifischer, als es Ihnen hilft, vorherzusagen, was ein Molekül bei a tun wird spezifischer pH-Wert . Im Wesentlichen sagt Ihnen pKa, wie hoch der pH-Wert sein muss, damit eine chemische Spezies ein Proton abgeben oder aufnehmen kann.

Die Beziehung zwischen pH und pKa wird durch die beschrieben Henderson-Hasselbalch-Gleichung .

pH, pKa und Henderson-Hasselbalch-Gleichung

• Der pKa ist der pH-Wert, bei dem eine chemische Spezies ein Proton aufnimmt oder abgibt.
• Je niedriger der pKa-Wert, desto stärker die Säure und desto größer die Fähigkeit, in wässriger Lösung ein Proton abzugeben.
• Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung setzt pKa und pH in Beziehung. Es ist jedoch nur eine Annäherung und sollte nicht für konzentrierte Lösungen oder für Säuren mit extrem niedrigem pH-Wert oder Basen mit hohem pH-Wert verwendet werden.

pH und pKa

Sobald Sie pH- oder pKa-Werte haben, wissen Sie bestimmte Dinge über eine Lösung und wie sie im Vergleich zu anderen Lösungen abschneidet:

• Je niedriger der pH-Wert, desto höher die Konzentration an Wasserstoffionen [H⁺].
• Je niedriger der pKa-Wert, desto stärker die Säure und desto größer ihre Fähigkeit, Protonen abzugeben.
• Der pH-Wert hängt von der Konzentration der Lösung ab. Dies ist wichtig, weil es bedeutet, dass eine schwache Säure tatsächlich einen niedrigeren pH-Wert haben kann als eine verdünnte starke Säure. Zum Beispiel könnte konzentrierter Essig (Essigsäure, eine schwache Säure) einen niedrigeren pH-Wert haben als eine verdünnte Salzsäurelösung (eine starke Säure).
• Andererseits ist der pKa-Wert für jeden Molekültyp konstant. Es ist unbeeinflusst von der Konzentration.
• Sogar eine Chemikalie, die normalerweise als Base betrachtet wird, kann einen pKa-Wert haben, da sich die Begriffe „Säuren“ und „Basen“ einfach darauf beziehen, ob eine Spezies Protonen abgibt (Säure) oder entfernt (Base). Wenn Sie beispielsweise eine Base Y mit einem pKa-Wert von 13 haben, nimmt sie Protonen auf und bildet YH, aber wenn der pH-Wert 13 übersteigt, wird YH deprotoniert und zu Y. Weil Y Protonen bei einem pH-Wert entfernt, der größer als der ist pH-Wert von neutralem Wasser (7) wird es als Base betrachtet.

Beziehung von pH und pKa mit der Henderson-Hasselbalch-Gleichung

Wenn Sie entweder den pH-Wert oder den pKa-Wert kennen, können Sie den anderen Wert mithilfe einer Näherung namens Henderson-Hasselbalch-Gleichung auflösen:

pH = pKa + log ([konjugierte Base]/[schwache Säure])
pH = pka+log ([A^-]/[ER HAT])

Der pH-Wert ist die Summe aus dem pKa-Wert und dem Logarithmus der Konzentration der konjugierten Base dividiert durch die Konzentration der schwachen Säure.

Am halben Äquivalenzpunkt:

pH = pKa

Es ist erwähnenswert, dass diese Gleichung manchmal für das K geschrieben wird_aWert statt pKa, also sollten Sie die Beziehung kennen:

pKa = -logK_a

Annahmen für die Henderson-Hasselbalch-Gleichung

Der Grund, warum die Henderson-Hasselbalch-Gleichung eine Annäherung ist, liegt darin, dass sie die Wasserchemie aus der Gleichung herausnimmt. Dies funktioniert, wenn Wasser das Lösungsmittel ist und in einem sehr großen Anteil an [H+] und Säure/konjugierter Base vorhanden ist. Sie sollten nicht versuchen, die Näherung für konzentrierte Lösungen anzuwenden. Verwenden Sie die Näherung nur, wenn die folgenden Bedingungen erfüllt sind:

• −1
• Die Molarität von Puffern sollte 100-mal größer sein als die der Säureionisationskonstante K_a.
• Benutz nur starke Säuren oder starke Basen wenn die pKa-Werte zwischen 5 und 9 liegen.

Beispiel pKa- und pH-Problem

Finden Sie [H⁺] für eine Lösung von 0,225 M NaNO_zweiund 1,0 M HNO_zwei. Das K_aWert ( von einem Tisch ) von HNO_zweiist 5,6 x 10^-4.

pKa = −log K_a= −log(7,4×10⁻⁴) = 3,14

pH = pka + log ([A^-]/[ER HAT])

pH = pKa + log([NR_zwei^-]/[HNO_zwei])

pH = 3,14 + log(1/0,225)

pH = 3,14 + 0,648 = 3,788

[H+] = 10^−pH= 10^−3.788= 1,6×10⁻⁴

Quellen

• de Levie, Robert. Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung: Ihre Geschichte und Grenzen. Zeitschrift für chemische Bildung , 2003.
• Hasselbalch, K. A. 'Die Berechnung der Wasserstoffzahl des Blutes aus der freien und gebundenen Kohlensäure desselben, und die Sauerstoffbindung des Blutes als Funktion der Wasserstoffzahl.' Biochemische Zeitschrift, 1917 , S. 112–144.
• Henderson, Lawrence J. 'Über die Beziehung zwischen der Stärke von Säuren und ihrer Fähigkeit, die Neutralität zu bewahren.' American Journal of Physiology-Legacy-Inhalt , Bd. 21, Nr. 2, Februar 1908, p. 173–179.
• Po, Henry N. und N. M. Senozan. Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung: Ihre Geschichte und Grenzen. Zeitschrift für chemische Bildung , Bd. 78, Nr. 11, 2001, p. 1499.