Vysvetlenie rovnice Henderson-Haselbalch, príklady, cvičenie

Ten Henderson-Haselbalchova rovnica Je to matematický výraz, ktorý umožňuje výpočet pH tlmiča nárazu alebo tlmenia roztoku. Je založená na PKA kyseliny a vzťahu medzi konjugátom alebo koncentráciami soli a kyselín, prítomných v tlmenom roztoku.

Rovnicu pôvodne vyvinula Lawrence Joseph Henderson (1878-1942) v roku 1907. Tento chemik stanovil komponenty svojej rovnice na základe kyseliny uhličitej ako pufra alebo roztoku tlmivého roztoku.

Henderson-Haselbalchova rovnica. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Následne Karl Albert Hasselbalch (1874-1962) predstavuje v roku 1917 použitie logaritmov na doplnenie Hendersonovej rovnice. Dánsky chemik študoval krvné reakcie s kyslíkom a vplyv na jeho pH.

Roztok pufra je schopný minimalizovať zmeny pH, ktoré trpia roztokom pridaním silného objemu kyseliny alebo bázy. Tvorí sa slabá kyselina a jej silná konjugovaná báza, ktorá sa rýchlo disociuje.

[TOC]

Vysvetlenie

Matematický rozvoj

Slabá kyselina vo vodnom roztoku sa disociuje podľa zákona o hromadnom konaní podľa nasledujúcej schémy:

Ha +h₂Alebo ⇌ h⁺    +     Do^-

Ha je slabá kyselina a^- Vaša konjugovaná základňa.

Táto reakcia je reverzibilná a má rovnovážnu konštantu (KA):

Ka = [h⁺] · [K^-] / [Ha]

Užívanie logaritmov:

log ka = log [h⁺] +Protokol [a^-] -log [ha]

Ak sa každý termín rovnice vynásobí (-1), vyjadruje sa nasledujúcim spôsobom:

- log ka = - log [h⁺] -log [a] +log [ha]

- log ka je definovaný ako pka a - log [h⁺] je definovaný ako pH. Po náležitej substitúcii sa matematický výraz zredukuje na:

pka = ph -log [a^-] +Log [ha]

Vyčistenie podmienok pH a preskupenia je rovnica vyjadrená nasledujúcim spôsobom:

Môže vám slúžiť: trojitý kovalentný odkaz

pH = pKa +log [a^-] / [Ha]

Toto je Henderson-Haselbalchova rovnica pre tlmič nárazu vytvorenej slabinou kyselinou.

Rovnica pre slabú základňu

Podobne môže slabá báza tvoriť roztok pufra a Henderson-Haselbalchova rovnica pre ňu je nasledovná:

Poh = pkb +log [hb] / [b^-]

Väčšina tlmených roztokov však pochádza, vrátane roztokov fyziologického významu, od disociácie slabej kyseliny. Preto najpoužívanejším výrazom pre Henderson-Haselbalchovu rovnicu je:

pH = pKa +log [a^-] / [Ha]

Ako koná riešenie vyrovnávacej pamäte?

Akcia tlmiča

Henderson-Haselbalchova rovnica naznačuje, že tento roztok je tvorený slabou kyselinou a silnou konjugovanou bázou vyjadrenou ako soľ. Toto zloženie umožňuje, aby roztok tlmenia zostal so stabilným pH, hoci sa pridávajú silné kyseliny alebo bázy.

Pridaním silnej kyseliny do tlmiča nárazov reaguje s konjugovanou bázou za vzniku soli a vody. To neutralizuje kyselinu a umožňuje minimálnu zmenu pH.

Teraz, ak sa do tlmiča nárazu pridá silná báza, reaguje so slabým tvarom kyseliny a vody a soľou, čo neutralizuje pôsobenie pridanej bázy na pH. Preto je variácia pH minimálna.

PH roztoku pufra závisí od vzťahu konjugovaných koncentrácií bázy a slabej kyseliny, a nie od absolútnej hodnoty koncentrácií týchto komponentov. Tlmiaci roztok s vodou sa môže zriediť a pH sa prakticky nemení.

Kapacita tlmiča

Tlžovacia kapacita tiež závisí od PKA slabej kyseliny, ako aj od koncentrácií slabej kyseliny a konjugovanej bázy. Čím bližšie k kyseline PKA je pH tlmiaceho roztoku, tým väčšia je jeho tlmiaca kapacita.

Môže vám slúžiť: Le Châtelier princíp

Čím väčšia bude koncentrácia komponentov roztoku pufra, tým väčšia bude jeho tlmiaca kapacita.

Príklady Hendersonových rovníc

Acetát

pH = pKa +log [choto₃Coo^-] / [Cho₃Cooh]

pka = 4,75

Amortid kyseliny uhlíka

pH = pKA +log [HCO₃^-] / [H₂Co₃]

Pka = 6.11

Globálny proces, ktorý vedie k vytvoreniu iónov hydrogenuhličitanu v živom organizme, je však nasledujúci:

Co₂   +    H₂Alebo ⇌ HCO₃^-   +    H⁺

Byť CO₂ Plyn, jeho koncentrácia v roztoku je vyjadrená podľa jeho čiastočného tlaku.

pH = pKA +log [HCO₃^-] / · PCO₂

a = 0,03 (mmol/l)/mmhg

PCO₂ je čiastočný tlak CO₂

A potom by rovnica bola ako:

pH = pKA +log [HCO₃^-] / 0,03 · PCO₂

Tlmič na laktát

pH = pKa +log [laktát ión] / [kyselina mliečna]

pka = 3,86

Tlmič šokov fosfátov

pH = pKA +log [dibasický fosfát] / [monobazický fosfát]]

pH = pKA +log [HPO₄^2-] / [H₂Po₄^-]

PKA = 6,8

Oxihemoglobín

pH = pKA +log [HBO₂^-] / [HHBO₂]

Pka = 6,62

Deklór

pH = pKa +log [hb^-] / Hbh

PKA = 8,18

Vyriešené cvičenia

Cvičenie 1

Fosfátový tlmič je dôležitý pri regulácii pH tela, pretože jeho PKA (6.8) je blízko pH v tele (7,4). Aká bude hodnota vzťahu [na₂HPO₄^2-] / [Nie₂Po₄^-] z Henderson-Haselbalchovej rovnice pre hodnotu pH = 7,35 a PKA = 6,8?

NAHova disociačná reakcia₂Po₄^- je:

Nie₂Po₄^-  (kyselina) ⇌ NAHPO₄^2- (Základňa) +h⁺

pH = pKa +log [na₂HPO₄^2-] / [Nie₂Po₄^-]

Vyčistenie vzťahu [konjugovaného / kyseliny] pre roztok tlmenia fosfátu máme:

7,35 - 6,8 = log [NA₂HPO₄^2-] / [Nie₂Po₄^-]

0,535 = log [NA₂HPO₄^2-] / [Nie₂Po₄^-]

10^0,535 = 10^{log [Na2HPO4] / [NAH2PO4]}

Môže vám slúžiť: difenylamín

3,43 = [NA₂HPO₄^2-] / [Nie₂Po₄^-]

Cvičenie 2

Roztok acetátového pufra má koncentráciu kyseliny octovej 0,0135 M a koncentráciu octatu sodného 0,0260 M sodný. Vypočítajte pH roztoku tlmiča, s vedomím, že PKA pre tlmič octanu je 4,75.

Disociačná rovnováha kyseliny octovej je:

Chvály₃Cooh ⇌ ch₃Coo^-   +    H⁺

pH = pKa +log [choto₃Coo^-] / [Cho₃Cooh]

Výmena hodnôt, ktoré máme:

[Ch₃Coo^-] / [Cho₃COOH] = 0,0260 m / 0,0135 m

[Ch₃Coo^-] / [Cho₃COOH] = 1 884

log 1,884 = 0,275

pH = 4,75 +0,275

pH = 5,025

Cvičenie 3

Acetátový šokový tlmič obsahuje 0,1 M kyseliny octovej a 0,1 M octanu sodným. Vypočítajte pH tlmiaceho roztoku po pridaní 5 ml 0,05 m pri 10 ml kyseliny chlorovodíkovej.

Prvým krokom je výpočet konečnej koncentrácie HCl pri miešaní s roztokom pufra:

VI · CI = VF · CF

CF = VI · (CI / VF)

= 5 ml · (0,05 m / 15 ml)

= 0,017 m

Kyselina chlorovodíková reaguje s octivom sodným za vzniku kyseliny octovej. Koncentrácia octanu sodného sa preto znižuje o 0,017 M a koncentrácia kyseliny octovej sa zvyšuje o rovnaké množstvo:

pH = pKa +log (0,1 m - 0,017 m) /(0,1 m +0,017 m)

 pH = pKA +log 0,083 / 0,017

= 4,75 -0,149

= 4 601

Odkazy

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chémia. (8. vydanie.). Učenie sa.
2. Jimenez Vargas a J. Mª macarulla. (1984). Fyziologická a fyzikálno -chemická. 6. vydanie. Inter -American Editorial.
3. Wikipedia. (2020). Henderson-Hasselbalchova rovnica. Zdroj: In.Wikipedia.orgán
4. Gurinder Khaira a Alexander Kot. (5. júna 2019). Henderson-Hasselbalch aproximácia. Chémia librettexts. Získané z: Chem.Librettexts.orgán
5. HelMestine, Anne Marie, PH.D. (29. januára 2020). Definícia rovnice Henderson Hasselbalch. Zotavené z: Thoughtco.com
6. Redaktori Enyclopaedia Britannica. (6. februára 2020). Lawrence Joseph Henderson. Encyclopædia Britannica. Získané z: Britannica.com