Calcula els valors de pKa per a compostos químics introduint la seva fórmula. Essencial per entendre la força àcida, els buffers de pH i l'equilibri químic.
Introdueix una fórmula química per calcular el seu valor de pKa. El valor de pKa indica la força d'un àcid en solució.
El valor de pKa és una mesura quantitativa de la força d'un àcid en solució. És el logaritme negatiu en base 10 de la constant de dissociació àcida (Ka) d'una solució.
Introdueix una fórmula química al camp d'entrada anterior. La calculadora mostrarà el valor de pKa corresponent si el compost es troba a la nostra base de dades.
La calculadora de valors de pKa és una eina essencial per a químics, bioquímics, farmacòlegs i estudiants que treballen amb àcids i bases. El pKa (constant de dissociació àcida) és una propietat fonamental que quantifica la força d'un àcid en solució mesurant la seva tendència a cedir un protó (H⁺). Aquesta calculadora et permet determinar ràpidament el valor de pKa d'un compost químic simplement introduint la seva fórmula química, ajudant-te a entendre la seva acidesa, preveure el seu comportament en solució i dissenyar experiments adequadament.
Ja sigui que estiguis estudiant equilibris àcid-base, desenvolupant solucions tampó o analitzant interaccions de fàrmacs, conèixer el valor de pKa d'un compost és crucial per entendre el seu comportament químic. La nostra calculadora fàcil d'usar proporciona valors de pKa precisos per a una àmplia gamma de compostos comuns, des d'àcids inorgànics simples com HCl fins a molècules orgàniques complexes.
El pKa és el logaritme negatiu (base 10) de la constant de dissociació àcida (Ka). Matemàticament, s'expressa com:
La constant de dissociació àcida (Ka) representa la constant d'equilibri per a la reacció de dissociació d'un àcid en aigua:
On HA és l'àcid, A⁻ és la seva base conjugada, i H₃O⁺ és l'ió hidròni.
El valor de Ka es calcula com:
On [A⁻], [H₃O⁺] i [HA] representen les concentracions molars de les respectives espècies en equilibri.
L'escala de pKa normalment varia de -10 a 50, amb valors més baixos que indiquen àcids més forts:
El valor de pKa és igual al pH al qual exactament la meitat de les molècules d'àcid estan dissociades. Aquest és un punt crític per a solucions tampó i molts processos bioquímics.
La nostra calculadora de pKa està dissenyada per ser intuïtiva i senzilla. Segueix aquests passos simples per determinar el valor de pKa del teu compost:
La calculadora proporciona:
Per a àcids polipròtics (aquells amb múltiples protons dissociables), la calculadora normalment mostra el primer constant de dissociació (pKa₁). Per exemple, l'àcid fosfòric (H₃PO₄) té tres valors de pKa (2.12, 7.21 i 12.67), però la calculadora mostrarà 2.12 com el valor primari.
Els valors de pKa tenen nombroses aplicacions a través de la química, bioquímica, farmacologia i ciència ambiental:
Una de les aplicacions més comunes del pKa és en la preparació de solucions tampó. Una solució tampó resisteix canvis en el pH quan s'afegeixen petites quantitats d'àcid o base. Les solucions tampó més efectives es creen utilitzant àcids febles i les seves bases conjugades, on el pKa de l'àcid és a prop del pH desitjat de la solució tampó.
Exemple: Per crear una solució tampó a pH 4.7, l'àcid acètic (pKa = 4.76) i l'acetat de sodi serien una excel·lent opció.
Els valors de pKa són crucials per entendre l'estructura i la funció de les proteïnes:
Exemple: La histidina té un pKa al voltant de 6.0, la qual cosa la converteix en un excel·lent sensor de pH en proteïnes, ja que pot estar protonada o desprotonada a pH fisiològic.
Els valors de pKa impacten significativament el comportament dels fàrmacs al cos:
Exemple: L'aspirina (àcid acetilsalicílic) té un pKa de 3.5. En l'entorn àcid de l'estómac (pH 1-2), roman majoritàriament no ionitzada i pot ser absorbida a través de la paret de l'estómac. En el torrent sanguini més bàsic (pH 7.4), es torna ionitzada, afectant la seva distribució i activitat.
Els valors de pKa ajuden a predir:
Exemple: El pKa de l'hidrogen sulfurat (H₂S, pKa = 7.0) ajuda a predir la seva toxicitat en entorns aquàtics a diferents nivells de pH.
Els valors de pKa són essencials per:
Exemple: Quan es realitza una titulació àcid-base, s'ha de triar un indicador amb un pKa a prop del pH del punt d'equivalència per obtenir els resultats més precisos.
Si bé el pKa és la mesura més comuna de la força àcida, hi ha paràmetres alternatius utilitzats en contextos específics:
pKb (Constant de Dissociació de Bases): Mesura la força d'una base. Està relacionada amb el pKa per l'equació pKa + pKb = 14 (en aigua a 25°C).
Funció d'Acidesa de Hammett (H₀): Utilitzada per àcids molt forts on l'escala de pH és inadequada.
Teoria HSAB (Àcid-Base Dura-Suau): Classifica àcids i bases com a "durs" o "suau" basant-se en la seva polaritzabilitat en lloc de només en la donació de protons.
Acidesa de Lewis: Mesura la capacitat d'acceptar un parell d'electrons en lloc de cedir un protó.
El desenvolupament del concepte de pKa està estretament relacionat amb l'evolució de la teoria àcid-base en química:
La comprensió dels àcids i les bases va començar amb el treball d'Antoine Lavoisier a finals del segle XVIII, qui va proposar que els àcids contenien oxigen (cosa que era incorrecta). El 1884, Svante Arrhenius va definir els àcids com a substàncies que produeixen ions d'hidrogen (H⁺) en aigua i les bases com a substàncies que produeixen ions d'hidroxid (OH⁻).
El 1923, Johannes Brønsted i Thomas Lowry van proposar independentment una definició més general d'àcids i bases. Van definir un àcid com un donador de protons i una base com un acceptor de protons. Aquesta teoria va permetre un enfocament més quantitatiu de la força àcida a través de la constant de dissociació àcida (Ka).
La notació de pKa es va introduir per simplificar el maneig dels valors de Ka, que sovint abasten molts ordres de magnitud. En prendre el logaritme negatiu, els científics van crear una escala més manejable semblant a l'escala de pH.
Avui dia, la química computacional permet predir valors de pKa basats en l'estructura molecular, i tècniques experimentals avançades permeten mesures precises fins i tot per a molècules complexes. Les bases de dades de valors de pKa continuen expandint-se, millorant la nostra comprensió de la química àcid-base a través de les disciplines.
Si bé la nostra calculadora proporciona valors de pKa d'una base de dades, de vegades potser necessitaràs calcular el pKa a partir de dades experimentals o estimar-lo mitjançant diversos mètodes.
Si mesures el pH d'una solució i coneixes les concentracions d'un àcid i la seva base conjugada, pots calcular el pKa:
Això es deriva de l'equació de Henderson-Hasselbalch.
Diversos enfocaments computacionals poden estimar valors de pKa:
Aquí hi ha exemples de codi per calcular pKa en diferents llenguatges de programació:
1# Python: Calcular pKa a partir de mesures de pH i concentracions
2import math
3
4def calculate_pka_from_experiment(pH, acid_concentration, conjugate_base_concentration):
5 """
6 Calcular pKa a partir de la mesura experimental de pH i concentracions
7
8 Args:
9 pH: pH mesurat de la solució
10 acid_concentration: Concentració de l'àcid no dissociat [HA] en mol/L
11 conjugate_base_concentration: Concentració de la base conjugada [A-] en mol/L
12
13 Returns:
14 Valor de pKa
15 """
16 if acid_concentration <= 0 or conjugate_base_concentration <= 0:
17 raise ValueError("Les concentracions han de ser positives")
18
19 ratio = conjugate_base_concentration / acid_concentration
20 pKa = pH - math.log10(ratio)
21
22 return pKa
23
24# Exemple d'ús
25pH = 4.5
26acid_conc = 0.05 # mol/L
27base_conc = 0.03 # mol/L
28
29pKa = calculate_pka_from_experiment(pH, acid_conc, base_conc)
30print(f"pKa calculat: {pKa:.2f}")
311// JavaScript: Calcular pH a partir de pKa i concentracions (Henderson-Hasselbalch)
2function calculatePH(pKa, acidConcentration, baseConcentration) {
3 if (acidConcentration <= 0 || baseConcentration <= 0) {
4 throw new Error("Les concentracions han de ser positives");
5 }
6
7 const ratio = baseConcentration / acidConcentration;
8 const pH = pKa + Math.log10(ratio);
9
10 return pH;
11}
12
13// Exemple d'ús
14const pKa = 4.76; // Àcid acètic
15const acidConc = 0.1; // mol/L
16const baseConc = 0.2; // mol/L
17
18const pH = calculatePH(pKa, acidConc, baseConc);
19console.log(`pH calculat: ${pH.toFixed(2)}`);
201# R: Funció per calcular la capacitat tampó a partir de pKa
2calculate_buffer_capacity <- function(pKa, total_concentration, pH) {
3 # Calcular la capacitat tampó (β) en mol/L
4 # β = 2.303 * C * Ka * [H+] / (Ka + [H+])^2
5
6 Ka <- 10^(-pKa)
7 H_conc <- 10^(-pH)
8
9 buffer_capacity <- 2.303 * total_concentration * Ka * H_conc / (Ka + H_conc)^2
10
11 return(buffer_capacity)
12}
13
14# Exemple d'ús
15pKa <- 7.21 # Segon constant de dissociació de l'àcid fosfòric
16total_conc <- 0.1 # mol/L
17pH <- 7.0
18
19buffer_cap <- calculate_buffer_capacity(pKa, total_conc, pH)
20cat(sprintf("Capacitat tampó: %.4f mol/L\n", buffer_cap))
211public class PKaCalculator {
2 /**
3 * Calcular la fracció d'àcid desprotonat a un pH donat
4 *
5 * @param pKa El valor de pKa de l'àcid
6 * @param pH El pH de la solució
7 * @return La fracció d'àcid en forma desprotonada (0 a 1)
8 */
9 public static double calculateDeprotonatedFraction(double pKa, double pH) {
10 // Henderson-Hasselbalch reorganitzat per donar fracció
11 // fracció = 1 / (1 + 10^(pKa - pH))
12
13 double exponent = pKa - pH;
14 double denominator = 1 + Math.pow(10, exponent);
15
16 return 1 / denominator;
17 }
18
19 public static void main(String[] args) {
20 double pKa = 4.76; // Àcid acètic
21 double pH = 5.0;
22
23 double fraction = calculateDeprotonatedFraction(pKa, pH);
24 System.out.printf("A pH %.1f, %.1f%% de l'àcid està desprotonat%n",
25 pH, fraction * 100);
26 }
27}
281' Fórmula d'Excel per calcular pH a partir de pKa i concentracions
2' A la cel·la A1: valor de pKa (per exemple, 4.76 per l'àcid acètic)
3' A la cel·la A2: concentració d'àcid en mol/L (per exemple, 0.1)
4' A la cel·la A3: concentració de base conjugada en mol/L (per exemple, 0.05)
5' A la cel·la A4, introdueix la fórmula:
6=A1+LOG10(A3/A2)
7
8' Fórmula d'Excel per calcular la fracció d'àcid desprotonat
9' A la cel·la B1: valor de pKa
10' A la cel·la B2: pH de la solució
11' A la cel·la B3, introdueix la fórmula:
12=1/(1+10^(B1-B2))
13pKa és una propietat d'un àcid específic i representa el pH al qual exactament la meitat de les molècules d'àcid estan dissociades. És una constant per a un àcid donat a una temperatura específica. pH mesura l'acidesa o l'alcalinitat d'una solució i representa el logaritme negatiu de la concentració d'ions d'hidrogen. Mentre que el pKa és una propietat d'un compost, el pH és una propietat d'una solució.
La temperatura pot afectar significativament els valors de pKa. En general, a mesura que la temperatura augmenta, el pKa de la majoria d'àcids disminueix lleugerament (al voltant de 0.01-0.03 unitats de pKa per grau Celsius). Això ocorre perquè la dissociació dels àcids és típicament endotèrmica, així que temperatures més altes afavoreixen la dissociació segons el principi de Le Chatelier. La nostra calculadora proporciona valors de pKa a la temperatura estàndard de 25°C (298.15 K).
Sí, els compostos amb múltiples àtoms d'hidrogen ionitzables (àcids polipròtics) tenen múltiples valors de pKa. Per exemple, l'àcid fosfòric (H₃PO₄) té tres valors de pKa: pKa₁ = 2.12, pKa₂ = 7.21 i pKa₃ = 12.67. Cada valor correspon a la pèrdua seqüencial de protons. En general, es fa cada vegada més difícil eliminar protons, així que pKa₁ < pKa₂ < pKa₃.
El pKa i la força àcida són inversament relacionats: com més baix és el valor de pKa, més fort és l'àcid. Això es deu al fet que un pKa més baix indica un Ka (constant de dissociació àcida) més alt, la qual cosa significa que l'àcid cedeix protons més fàcilment en solució. Per exemple, l'àcid clorhídric (HCl) amb un pKa de -6.3 és un àcid molt més fort que l'àcid acètic (CH₃COOH) amb un pKa de 4.76.
La nostra calculadora inclou molts compostos comuns, però l'univers químic és vast. Si el teu compost no es troba, podria ser degut a:
El pH d'una solució tampó es pot calcular utilitzant l'equació de Henderson-Hasselbalch:
On [base] és la concentració de la base conjugada i [àcid] és la concentració de l'àcid feble. Aquesta equació funciona millor quan les concentracions estan dins d'un factor de 10 les unes de les altres.
Una solució tampó té la màxima capacitat tampó (resistència als canvis de pH) quan el pH és igual al pKa de l'àcid feble. En aquest punt, les concentracions de l'àcid i la seva base conjugada són iguals, i el sistema té la màxima capacitat per neutralitzar àcids o bases afegits. L'interval de tamponatge efectiu es considera generalment pKa ± 1 unitat de pH.
Sí, els valors de pKa poden ser negatius o superiors a 14. L'escala de pKa no està limitada a l'interval de 0-14 de l'escala de pH. Àcids molt forts com l'HCl tenen valors de pKa negatius (al voltant de -6.3), mentre que àcids molt febles com el metà (CH₄) tenen valors de pKa per sobre de 40. L'escala de pH està limitada per les propietats de l'aigua, però l'escala de pKa no té límits teòrics.
Per crear un buffer efectiu, tria un àcid feble amb un pKa a prop del pH desitjat. Per exemple:
Això assegura que el teu buffer tindrà una bona capacitat per resistir canvis de pH.
Els valors de pKa es mesuren típicament en aigua, però poden canviar dràsticament en diferents solvents. En general:
Per exemple, l'àcid acètic té un pKa de 4.76 en aigua però aproximadament 12.3 en DMSO.
Clayden, J., Greeves, N., & Warren, S. (2012). Química Orgànica (2a ed.). Oxford University Press.
Harris, D. C. (2015). Anàlisi Química Quantitativa (9a ed.). W. H. Freeman and Company.
Po, H. N., & Senozan, N. M. (2001). L'equació de Henderson-Hasselbalch: La seva història i limitacions. Revista d'Educació Química, 78(11), 1499-1503. https://doi.org/10.1021/ed078p1499
Bordwell, F. G. (1988). Acideses d'equilibri en solució de dimetil sulfoxid. Accounts of Chemical Research, 21(12), 456-463. https://doi.org/10.1021/ar00156a004
Lide, D. R. (Ed.). (2005). Manual CRC de Química i Física (86a ed.). CRC Press.
Brown, T. E., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., & Stoltzfus, M. W. (2017). Química: La Ciència Central (14a ed.). Pearson.
National Center for Biotechnology Information. Base de dades de compostos PubChem. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/
Perrin, D. D., Dempsey, B., & Serjeant, E. P. (1981). Predicció de pKa per a Àcids i Bases Orgàniques. Chapman and Hall.
Prova ara la nostra Calculadora de Valors de pKa per trobar ràpidament la constant de dissociació àcida del teu compost i entendre millor el seu comportament químic en solució!
Descobreix més eines que podrien ser útils per al teu flux de treball