آشنایی با قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید و روش محاسبه آنها

قدرت اسید و ثابت تفکیک اسید معیاری است که نشان می ‌دهد وقتی یک اسید به یک حلال اضافه می ‌شود چگونه به یون‌ های سازنده تقسیم می ‌شود. ترکیباتی که دارای ثابت تفکیک بالایی هستند به سمت راست تعادل یعنی تشکیل یون ها کمک می کنند. رایج ترین استفاده از ثابت های تفکیک برای تعیین قدرت اسیدها و بازها در محلول های آبی است.

یوهانس نیکولاس برونستد و توماس مارتین لوری اسیدها را به عنوان دهنده پروتون و بازها را به عنوان پذیرنده پروتون تعریف کردند. یک ترکیب اسیدی هنگامی که به آب اضافه می شود، به راحتی یونیزه شده و یک اتم هیدروژن یا پروتون با بار مثبت اهدا می کند. قدرت اسیدی معمولا مربوط به پایداری یونی است که هنگام اهدای اتم هیدروژن اتفاق می‌ افتد.

اسیدی با فرمول عمومی HA همانطور که با معادله HA + H_۲O -> H⁺ (aq) + A^– (aq) نشان داده شده است، در آب تفکیک می شود. +H پروتون نیز نامیده می شود و A^–  یون منفی است که هنگام اهدای پروتون تشکیل می شود. ثابت تفکیک اسید در علم شیمی به ثابت تفکیک اسید Ka و همچنین به pH و قدرت اسیدها مربوط می شود. به نوعی، pKa و Ka هر دو اطلاعات یکسانی را به شما می دهند، اما مقدار Ka یک عدد اعشاری کوچک است که کار با آن آسان است، در حالی که Ka دارای توان است و از نماد علمی استفاده می کند. برای کسب اطلاعات بیشتر در این رابطه لطفا تا انتها با ما در این مقاله از نشریه جهان شیمی همراه باشید.

روش دسته بندی اسیدها

اسیدها یک مولکول یا گونه ای از مولکول ها هستند که می توانند یک پروتون اهدا کنند یا یک جفت الکترون را در واکنش ها دریافت کنند. هنگامی که اسیدها با آب واکنش می دهند، یون هیدروژن ایجاد می کنند. قدرت یک اسید با غلظت یون هیدروژن آزاد شده در یک محلول تعیین می شود. تعداد بیشتر یون های هیدروژن نشان دهنده قوی تر بودن اسید است، در حالی که تعداد کمتر یون های هیدروژن نشان دهنده ضعیف بودن اسید است.

در شیمی، اسیدهای قوی و ضعیف مفاهیم مهمی برای درک هستند. تعداد کمی اسید قوی نسبت به اسید ضعیف در جهان وجود دارد. سهولت حل شدن اسیدها برای ایجاد یون، قوی یا ضعیف بودن آنها را تعیین می کند. اسیدها در آب حل می شوند و یون هیدروژن تولید می کنند، در حالی که بازها حل می شوند و یون هیدروکسید تشکیل می دهند. یون های اسید و باز قوی به سرعت تجزیه می شوند تا به طور کامل در آب حل شوند و یون های هیدروژن H با بار مثبت یا یون های هیدروکسید OH با بار منفی ایجاد می کنند.

قدرت اسیدی چیست

قدرت اسیدی به عنوان درصدی تعریف می ‌شود که یک اسید می ‌تواند برای تولید یون هیدروژن در یک محلول آبی تجزیه شود. ماده ای که در محلول آبی، یون هیدروژن تولید می کند اسید نامیده می شود. بسته به قدرت، اسیدها را می توان به اسیدهای ضعیف و اسیدهای قوی تقسیم کرد. در یک محیط آبی، اسیدهای ضعیف به طور کامل به یون های خود تجزیه نمی شوند، در حالی که اسیدهای قوی به طور کامل به یون های مربوطه تجزیه می شوند.

اسیدها اهداکنندگان پروتون خوبی هستند. pH محلول، ماهیت اسیدی یا بازی بودن یک ماده را تعیین می کند. اسیدهای ضعیف معمولا PH بالاتری نسبت به اسیدهای قوی دارند. تفکیک یک اسید معمولی به عنوان مثال HA در آب به صورت زیر است.

HA–+H_۲O→H_۳O⁺+A

در معادله بالا، مولکول ‌های آب (H_۲O) به‌ عنوان یک باز عمل می ‌کنند و با HA واکنش می‌ دهند و یون‌ های هیدرونیوم H_۳O⁺ و A^– را به عنوان باز مزدوج HA تولید می‌ کنند. pH اسیدهای قوی تک پروتیک (مانند HCl، HNO_۳) را می توان با در نظر گرفتن لگاریتم منفی مولاریته آن محاسبه کرد، زیرا به طور کامل به باز مزدوج و یون های هیدرونیوم تجزیه می شود. در مورد اسیدهای ضعیف، چون تفکیک ۱۰۰ درصد نیست، pH محلول به ثابت تفکیک اسید بستگی دارد.

مقادیر ثابت تفکیک اسید، قدرت اسید (Ka) را مشخص می کند. اسیدهای قوی اغلب مقدار Ka بسیار بالایی دارند. هر چه اسید قوی تر باشد، پروتون ها را راحت تر از دست می دهد. به دلیل قطبیت بالا و اتصال بین اتم H و باقی مانده مولکول، این پروتون ها به راحتی آزاد می شوند. الکترونگاتیوی دو اتم درگیر در این اتصال قطبیت آن را تعیین می کند. قطبیت و اندازه آنیونی که پروتون به آن متصل است، پروتون زدایی (حذف یک پروتون) یک اسید قوی را تعیین می کند.

از طرفی اسیدهای قوی تاثیر زیادی بر pH یک محلول دارند زیرا یون های H⁺ را در آن آزاد می کنند. pH با غلظت H⁺ تعیین می شود و ارتباط بین غلظت H⁺ و pH در زیر نشان داده شده است.

pH = -log [H⁺]

اگر اسید واقعا قوی باشد، مقدار pH بسیار پایین است. به عنوان مثال، اگر یک اسید مونوپروتیک قوی در آب با غلظت ۰.۱ molL-1 حل شود، pH محلول به صورت زیر نمایش داده خواهد شد:

pH = -log [0.1]= 1

نمونه هایی از اسیدهای عبارتند از:

• اسید کلریک (HClO_۳)
• اسید هیدروکلریک (HCl)
• اسید سولفوریک (H_۲SO_۴)
• اسید هیدرویدیک (HI)
• اسید هیدروبرومیک (HBr)
• اسید پرکلریک (HClO_۴)
• اسید نیتریک (HNO_۳)

اسید ضعیف چیست

اسیدهای ضعیف تا حدی در آب تجزیه می شوند و در حالت تعادلی اسید ضعیف و یون ها را ایجاد می کنند. به عنوان مثال، اسید هیدروفلوئوریک (HF)، به عنوان یک اسید ضعیف طبقه بندی می شود، زیرا برخی از مولکول های آن، علاوه بر یون های H⁺ و ^–F در محلول آبی باقی می مانند.

در محلول های آبی، اسیدهای ضعیف ترکیباتی هستند که تا حدی به یون های سازنده تجزیه می شوند. ثابت تفکیک اسیدهای ضعیف بسیار کمتر از اسیدهای قوی است و pH محلول حدود ۳-۵ است. یک اسید ضعیف، محتوای H⁺ یک محلول را به همان روشی که یک اسید قوی انجام می دهد، افزایش نمی دهد. هنگام نشان دادن تفکیک اسیدهای ضعیف، باید به جای یک فلش، از فلش های دوقلو استفاده شود. این کار برای نشان دادن اینکه واکنش در حالت تعادل است، انجام می شود. به عنوان مثال، تفکیک استیک اسید حاوی که کاتیون هیدرونیوم و آنیون استات است به شکل زیر است.

CH_۳COOH + H_۲O ⇆ H_۳O⁺ + CH_۳COO^–

نمونه هایی از اسیدهای ضعیف عبارتند از:

• نیترو اسید (HNO_۲)
• سولفورو اسید (H_۲SO_۳)
• هیدروفلوریک اسید (HF)
• اسید فرمیک (HCOOH)
• اسید فسفریک (H_۳PO_۴)
• بنزوئیک اسید (C_۶H_۵COOH)
• اسید استیک (CH_۳COOH)

ثابت تفکیک اسید چیست

ثابت تعادل تفکیک اسید نقش مهمی در تعیین قدرت اسید دارد. ثابت تعادل تفکیک اسید به عنوان ثابت یونیزاسیون اسید نیز شناخته می شود و با نماد Ka نشان داده می شود. با در نظر گرفتن معادله کلی برای تفکیک اسید، ثابت یونیزاسیون اسید را می توان به صورت زیر نشان داد:

HA–+H_۲O→H_۳O⁺+A

ثابت تفکیک اسید در واقع نسبت غلظت محصولات به واکنش دهنده است. معادله ثابت تفکیک اسید به صورت زیر نمایش داده می شود:

آب در حالت خالص خود بخشی از رابطه تعادلی نخواهد بود. اگر اسید قوی باشد، تعادل در جهت جلو حرکت می کند و یون های A^– و H_۳O⁺ بیشتری تولید می کند؛ بنابراین مقدار Ka بالاتری دارد. اگر اسید ضعیف باشد، تمام گونه های HA، H_۳O⁺، A^– و H_۲O در محلول آبی در حالت تعادل وجود دارند. بنابراین، مقدار Ka کمتری نسبت به یک اسید قوی دارد. در زیر مقادیر ثابت های یونیزاسیون اسیدی که قدرت اسیدها را نشان می دهند، آورده شده است:

HNO–_۲+H_۲O⇌H_۳O⁺+NO_۲

Ka=4.6×۱۰^−۴

CH_۳COOH+H_۲O⇌H_۳O⁺+CH_۳COO^–

Ka=1.8×۱۰^−۵

با نگاه کردن به مقادیر، می توان نتیجه گرفت که HNO_۲ اسید قوی تر از CH_۳COOH است.

عوامل موثر بر قدرت یک اسید

انرژی تفکیک

باز مزدوج یک گونه شیمیایی است که هنگام واکنش اسید با آب تشکیل می شود. قدرت نسبی یک باز مزدوج با استفاده از مقدار Ka ماده تعیین می شود. از آنجایی که ثابت یونیزاسیون آب برابر با حاصل ضرب Ka و Kb است، اسیدهای قوی تر همیشه مقادیر Ka بالاتر و اسیدهای ضعیف همیشه مقادیر Ka کمتری دارند.

چگالی بار

چگالی بار نسبت بار یونی به اندازه یونی است. هنگامی که یک یون دارای بار یونی بالاتر با اندازه کوچکتر است، میل ترکیبی چنین یون هایی با مولکول های آب نسبتا بیشتر است. این باعث افزایش اسیدیته محلول با آزاد شدن یون های بیشتر در محلول می شود.

رزونانس

جابجایی الکترون های پی در یک سیستم مزدوج به عنوان رزونانس شناخته می شود. این اثر به بهبود بار گونه های شیمیایی مربوطه کمک می کند. اگر دو مولکول با یون هیدروژن قابل یونیزاسیون وجود داشته باشد و رزونانس یک مولکول با حذف یک اسید تثبیت شود، در مقایسه با مولکول دیگر به شدت مانند یک اسید رفتار می کند.

اثر القایی

اثر القایی نقش مهمی در تعیین قدرت اسیدی نسبی دو مولکول دارد. به دلیل وجود یک گروه الکترون ‌کشنده در یک مولکول، حذف اتم ‌های هیدروژن آسان می‌ شود، زیرا گروه الکترون ‌کشنده چگالی الکترون را با جذب جفت الکترون ‌های مشترک پیوند کاهش می ‌دهد. به همین دلیل اسیدیته یک مولکول افزایش می یابد.

پایداری گونه مزدوج

توانایی یک املاح اسیدی برای انتقال یک پروتون به یک حلال استاندارد با مقدار pKa آن اندازه گیری می شود. اگر پایداری گونه مزدوج بیشتر باشد، به عنوان یک اسید قوی طبقه بندی می شود. اگر پایداری گونه مزدوج کمتر باشد، به عنوان یک اسید ضعیف طبقه بندی می شود.

رابطه بین pKa و Ka

pKa در علم شیمی به ثابت تفکیک اسید و همچنین به pH و قدرت اسیدها مربوط می شود. pKa در اصل لگاریتم منفی ۱۰ ثابت تفکیک اسید است. pKa و Ka هر دو اطلاعات یکسانی را به شما می دهند، اما مقدار Ka یک عدد اعشاری کوچک یا نسبتا بزرگ است که کار با آن تا حدودی مشکل است، در حالی که pKa دارای توان است و از نماد علمی استفاده می کند و برای انجام محاسبات بسیار راحت استفاده می شود. در زیر معادله ای است که pKa و Ka را به هم مرتبط می کند، برای شما آورده شده است:

pKa = -log 10^Ka

از طرف دیگر، می توانید برای محاسبه Ka فرمول زیر را استفاده کرد.

Ka = 10 ^-pKa

برخی از pKa اسید های رایج عبارتند از:

اسید	فرمول	pKa
استیک	CH۳COOH	۴.۷۶
فرمیک	HCOOH	۳.۷۵
هیدروفلوریک	HF	۳.۲۰
فسفریک	H۳PO۴	۲.۱۶
تری فلورواستیک	CF۳COOH	۰.۵۲
نیتریک	HNO۳	-۱.۴
سولفوریک	H۲SO۴	-۲
هیدروکلریک	HCl	-۷
پرکلریک	HClO۴	-۱۰

 

pKa و قدرت اسیدی

مقدار pKa کوچکتر نشان دهنده اسید قوی تر است، در حالی که مقدار pKa بزرگتر نشان دهنده اسید ضعیف تر است. اسیدهای قوی در واقع مقادیر pKa منفی دارند و اسیدهای ضعیف دارای pKa مثبت هستند.

به عنوان مثال، اسید استیک دارای مقدار pKa 4.8 است، در حالی که اسید لاکتیک دارای pKa 3.8 است. هر دو عدد مثبت هستند؛ بنابراین می دانید که اسید استیک و اسید لاکتیک هر دو اسیدهای ضعیفی هستند. اما pKa اسید لاکتیک کمتر است؛ بنابراین اسید قوی‌ تری نسبت به اسید استیک است.

رابطه بین pH و pka

pH اندازه گیری غلظت یون هیدروژن در یک محلول آبی است. هر چه مقدار pH کمتر باشد، غلظت یون هیدروژن بیشتر و اسید قوی تر خواهد بود. pKa و pH بر اساس غلظت یک اسید و باز مزدوج آن با هم مرتبط هستند. رابطه بین pKa و pH با فرمول زیر نمایش داده می شود.

pH = pKa + log 10 ^[A-]/[HA]

pKa مقدار pH را در جایی که یک گونه شیمیایی یک پروتون یا یون هیدروژن اهدا می کند یا می پذیرد، پیش بینی می کند.

انتخاب مناسب بافر بر اساس ثابت تفکیک اسید

علاوه بر استفاده از pKa برای پیش‌ بینی قدرت اسید، محاسبه pKa و یافتن pH، به انتخاب بافر بسیار کمک می ‌کند. برای محاسبه pH می توانید از فرمول زیر استفاده کنید.

pH = pKa + log 10 ^{([A– ]/[AH])}

بافر به حفظ pH محلول بسیار کمک می کند. بهترین ظرفیت بافر زمانی اتفاق می افتد که pH و pKa تقریبا با یکدیگر یکسان باشند. این به این دلیل است که برای تغییر pH زمانی که نزدیک pKa است، مقدار زیادی اسید یا باز اضافه می ‌شود. هنگامی که نیمی از اسید تجزیه می شود، pH و pKa برابر می شوند.