Diferència clau: pKa vs pKb
pKa i pKb són termes comuns en química que es coneixen com a constants de dissociació. pKa és constant de dissociació àcida i pKb és constant de dissociació de bases. Aquests termes s'utilitzen per facilitar el treball amb valors molt grans o molt petits. La "p" en aquests termes significa "logaritme negatiu". La diferència clau entre pKa i pKb és que pKa és el logaritme negatiu de Ka mentre que pKb és el logaritme negatiu de Kb.
Què és pKa?
pKa és el logaritme negatiu de Ka. Ka és la constant de dissociació àcida d'una solució. És una mesura quantitativa de la força d'un àcid en una solució. Els àcids són compostos químics que poden alliberar un o més ions d'hidrogen (protons) a una solució. Si la constant de dissociació àcida; Ka és més alt, vol dir que l'àcid està completament (o gairebé completament) dissociat en ions formant ions d'hidrogen. Aleshores, indica que l'àcid és un àcid fort. Com que el pKa és el valor logarítmic negatiu de Ka, pKa és un valor més petit per a l'àcid fort.
pKa=-log10Ka
Baixeu el pKa vlaue, més fort és l'àcid. De la mateixa manera, com més gran sigui el valor de pKa, més feble és l'àcid. Mirant els valors de pKa de diferents àcids, es poden comparar les forces relatives de l'àcid. En lloc d'utilitzar valors Ka, els valors pKa s'utilitzen en comú perquè facilita el treball amb nombres molt grans o molt petits amb decimals petits.
Figura 01: els valors de pKa del fenol i el nitrofenol: el nitrofenol és un àcid més fort que el fenol a causa del seu valor de pKa més petit en comparació amb el nitrofenol.
A més de comparar la força de l'àcid, els valors de pKa també s'utilitzen per seleccionar tampons adequats. Segons l'equació de Henderson-Hasselbalch, hi ha una relació entre el pH i el pKa d'un sistema.
pH=pKa + registre10([A–]/[AH])
per a la dissociació de l'àcid HA. Aquesta equació es pot tornar a escriure com a continuació.
Ka/[H+]=[A–]/[AH]
Segons aquesta equació, els valors de pKa i pH d'un mateix sistema són iguals quan la meitat de l'àcid s'ha dissociat. Com que la capacitat d'amortiment d'un sistema és la seva capacitat per mantenir el pH d'una solució, s'hauria de seleccionar el tampó en què el pKa i el pH estiguin molt a prop l'un de l' altre.
Què és pKb?
pKb és el logaritme negatiu de Kb. Kb és la constant de dissociació de la base. S'utilitza per determinar quantitativament la força d'una base. Quan una base es dissol en aigua, es dissocia en ions formant una solució bàsica. Les bases fortes es dissocien completament. Les bases febles es dissocien parcialment.
pKb=-log10Kb
La "p" a pKb significa "logaritme negatiu". Com que la majoria dels valors de Kb són molt grans o molt petits, s'utilitzen logaritmes negatius d'aquests valors per facilitar-ne el tractament. Per tant, un valor de Kb gran es pot caracteritzar per un valor de pKb petit amb decimals petits.
Quina relació hi ha entre pKa i pKb?
La relació entre Ka i Kb s'indica a continuació.
Kw=Ka. Kb
Llavors la relació entre pKa i pKb es dóna com, (a 25oC)
pKa + pKb=14
Quina diferència hi ha entre pKa i pKb?
pKa vs pKb |
|
| pKa és el logaritme negatiu de Ka. | pKb és el logaritme negatiu de Kb. |
| Natura | |
| Es dóna pKa per als àcids. | Es dóna pKb per a les bases. |
| Relació amb la constant de dissociació | |
| pKa està relacionat amb la constant de dissociació àcida. | pKb està relacionat amb la constant de dissociació de la base. |
| Indicacions | |
| Més petit és el valor de pKa, més fort és l'àcid. | Més petit és el valor de pKb, més feble és la base. |
Resum: pKa vs pKb
pKa i pKb s'utilitzen per comparar la força dels àcids i les bases respectivament. El pKa es dóna per a les dissociacions àcides. pKb es dóna per a la dissociació de bases. La diferència entre pKa i pKb és que pKa és el logaritme negatiu de Ka mentre que pKb és el logaritme negatiu de Kb.
Descarregueu el PDF de pKa vs pKb
Podeu descarregar la versió PDF d'aquest article i utilitzar-la per a finalitats fora de línia segons la nota de citació. Descarregueu la versió PDF aquí: Diferència entre pKa i pKb
