Relation pH et pKa : l'équation de Henderson-Hasselbalch

Définition et exemple

Un scientifique à l

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La pH est une mesure de la concentration d'ions hydrogène dans une solution aqueuse. pKa ( constante de dissociation acide ) et le pH sont liés, mais le pKa est plus spécifique en ce sens qu'il vous aide à prédire ce qu'une molécule fera à un pH spécifique . Essentiellement, le pKa vous indique quel doit être le pH pour qu'une espèce chimique donne ou accepte un proton.

La relation entre le pH et le pKa est décrite par la Équation de Henderson-Hasselbalch .



pH, pKa et équation de Henderson-Hasselbalch

  • Le pKa est la valeur de pH à laquelle une espèce chimique acceptera ou donnera un proton.
  • Plus le pKa est bas, plus l'acide est fort et plus la capacité de donner un proton en solution aqueuse est grande.
  • L'équation de Henderson-Hasselbalch relie le pKa et le pH. Cependant, il ne s'agit que d'une approximation et ne doit pas être utilisé pour des solutions concentrées ou pour des acides à pH extrêmement bas ou des bases à pH élevé.

pH et pKa

Une fois que vous avez des valeurs de pH ou de pKa, vous savez certaines choses sur une solution et comment elle se compare à d'autres solutions :

  • Plus le pH est bas, plus la concentration en ions hydrogène [H+].
  • Plus le pKa est bas, plus l'acide est fort et plus sa capacité à donner des protons est grande.
  • Le pH dépend de la concentration de la solution. Ceci est important car cela signifie qu'un acide faible pourrait en fait avoir un pH inférieur à celui d'un acide fort dilué. Par exemple, le vinaigre concentré (l'acide acétique, qui est un acide faible) pourrait avoir un pH plus bas qu'une solution diluée d'acide chlorhydrique (un acide fort).
  • En revanche, la valeur du pKa est constante pour chaque type de molécule. Il n'est pas affecté par la concentration.
  • Même un produit chimique habituellement considéré comme une base peut avoir une valeur de pKa parce que les termes «acides» et «bases» indiquent simplement si une espèce abandonnera des protons (acide) ou les éliminera (base). Par exemple, si vous avez une base Y avec un pKa de 13, elle acceptera des protons et formera YH, mais lorsque le pH dépasse 13, YH sera déprotoné et deviendra Y. Parce que Y élimine les protons à un pH supérieur au pH de l'eau neutre (7), il est considéré comme une base.

Relier le pH et le pKa avec l'équation de Henderson-Hasselbalch

Si vous connaissez le pH ou le pKa, vous pouvez résoudre l'autre valeur en utilisant une approximation appelée l'équation de Henderson-Hasselbalch :



pH = pKa + log ([base conjuguée]/[acide faible])
pH = pka+log ([A-]/[IL A])

Le pH est la somme de la valeur pKa et du log de la concentration de la base conjuguée divisée par la concentration de l'acide faible.

A la moitié du point d'équivalence :

pH = pKa



Il convient de noter que parfois cette équation est écrite pour le Kunplutôt que pKa, vous devez donc connaître la relation :

pKa = -logKun



Hypothèses pour l'équation de Henderson-Hasselbalch

La raison pour laquelle l'équation de Henderson-Hasselbalch est une approximation est qu'elle élimine la chimie de l'eau de l'équation. Cela fonctionne lorsque l'eau est le solvant et est présente en très grande proportion par rapport au [H+] et à l'acide/base conjuguée. Vous ne devriez pas essayer d'appliquer l'approximation pour les solutions concentrées. Utilisez l'approximation uniquement lorsque les conditions suivantes sont remplies :

  • −1
  • La molarité des tampons doit être 100 fois supérieure à celle de la constante d'ionisation acide Kun.
  • Usage unique acides forts ou bases fortes si les valeurs de pKa se situent entre 5 et 9.

Exemple de problème de pKa et de pH

Trouver [H+] pour une solution de NaNO 0,225 Mdeuxet 1,0 M HNOdeux. Le Kunévaluer ( d'un tableau ) de HNOdeuxest de 5,6 x 10-4.



pKa = −logKun= −log(7.4×10−4) = 3,14

pH = pka + log ([A-]/[IL A])



pH = pKa + log([NOdeux-]/[HNOdeux])

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

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

[H+] = 10−pH= 10−3 788= 1,6×10−4

Sources

  • de Lévie, Robert. L'équation de Henderson-Hasselbalch : son histoire et ses limites. Journal de l'éducation chimique , 2003.
  • Hasselbalch, KA 'Le calcul du nombre d'hydrogène du sang à partir de l'acide carbonique libre et lié de celui-ci, et la liaison à l'oxygène du sang en fonction du nombre d'hydrogène.' Journal biochimique, 1917 , pp.112–144.
  • Henderson, Lawrence J. 'Concernant la relation entre la force des acides et leur capacité à préserver la neutralité.' American Journal of Physiology-Legacy Content , vol. 21, non. 2, février 1908, p. 173–179.
  • Po, Henry N. et N.M. Senozan. L'équation de Henderson-Hasselbalch : son histoire et ses limites. Journal de l'éducation chimique , vol. 78, non. 11, 2001, p. 1499.