Como você determina o pH de pKa?

Vou discutir como determinar pH dado $"pKa"$ para uma ácido monoprótico, que é um ácido que doa apenas um próton por molécula quando colocado em solução aquosa.

A equação geral para um ácido monoprótico em solução aquosa é

$HA_((aq)) rightleftharpoons H_(aq)^(+) + A_(aq)^(-)$

Se você está lidando com um amortecer, então você está lidando com um ácido fraco. Nesse caso, o Equação de Henderson-Hasselbalch pode levá-lo diretamente de $"pKa"$ para a solução pH (supondo que você conheça o Concentrações do ácido fraco e sua base conjugada)

$pH = pKa + log(([A^(-)])/([HA]))$

Se você não está lidando com um buffer, deve usar o constante de dissociação ácida, $"K"_a$ , para ajudar a determinar o pH da solução. Nesse caso, você precisa determinar $[H^(+)]$ para determinar o pH, uma vez que

$pH = -log([H^(+)])$

O valor da constante de dissociação ácida pode ser derivado de $"pKa"$

$K_a = 10^("-pKa")$

Para um ácido forte, $"pKa" <1$ e $"K"_a>1$ ; ácidos fortes se dissociam completamente em solução aquosa, $[H^(+)]$ = $[HA]$ , O que significa

$pH = -log([HA])$

Se você estiver lidando com um ácido fraco, precisará usar o Mesa ICE método (mais aqui: http://en.wikipedia.org/wiki/RICE_chart) A concentração inicial do ácido é $C$ , assim

...... $HA rightleftharpoons H^(+) + A^(-)$
I: ...... C ......... 0 ......... 0
C: ... (- x) ......... (+ x) ...... (+ x)
E: .. (Cx) ....... (x) ....... (x)

Lembre-se que $"K"_a$ é definido como

$K_a = ([H^(+)] * [A^(-)])/([HA])$ , o que significa que você receberá

$K_a = (x * x)/(C-x) = x^(2)/(C-x)$

Neste ponto, o único desconhecido que você normalmente terá é $x$ ; resolva para $x$ e escolha o solução positiva (lembre-se disso $x$ representa a concentração de $H^(+)$ e $A^(-)$ , portanto, deve ser um número positivo).

Como resultado, $[H^(+)] = x => pH = -log([H^(+)])$