Sure, basisse en pH: protonoordrag en die logaritmiese skaal

Van Arrhenius-sure na Brønsted–Lowry-protonoordrag

Arrhenius het 'n suur gedefinieer as 'n verbinding wat waterstofione in water produseer en 'n basis as een wat hidroksiedione produseer. Die definisie werk vir soutsuur en natriumhidroksied, maar dit kan nie verduidelik hoekom ammoniak, NH₃, wat geen hidroksied bevat nie, water basies maak nie.

Die Brønsted–Lowry-definisie herstel dit deur op die proton te fokus. 'n Suur is 'n protonskenker en 'n basis is 'n protonontvanger, dus is elke suur-basisreaksie 'n protonoordrag van een spesie na 'n ander. Ammoniak is 'n basis omdat dit 'n proton van water ontvang: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

'n Kaal proton bestaan nie vry in water nie. Dit bind aan 'n watermolekuul om die hidroniumioon, H₃O⁺, te vorm. Chemici skryf dikwels H⁺(aq) as kortskrif, en die twee notasies beteken dieselfde in pH-berekeninge.

Gekonjugeerde suur-basispare vind

Wanneer 'n suur 'n proton skenk, is wat oorbly sy gekonjugeerde basis; wanneer 'n basis 'n proton ontvang, word dit sy gekonjugeerde suur. Die twee lede van 'n gekonjugeerde paar verskil met presies een H⁺. In HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) is die pare HF/F⁻ en H₃O⁺/H₂O.

Water verskyn as 'n basis in die HF-reaksie en as 'n suur in die ammoniakreaksie. 'n Spesie wat 'n proton kan skenk of ontvang word amfiprotiese genoem. Waterstofkarbonaat, HCO₃⁻, is nog 'n voorbeeld: dit kan 'n proton verloor om CO₃²⁻ te word of een wen om H₂CO₃ te word.

• Skryf die vergelyking en vind die spesie wat 'n H⁺ verloor van links na regs. Dit is die suur.
• Vind die spesie wat 'n H⁺ wen. Dit is die basis.
• Paar elke reaktant met die produk wat daarvan met een H⁺ verskil, en kontroleer dat die ladings met een verskil.

Sterk en swak beskryf omvang, nie konsentrasie nie

'n Sterk suur ioniseer in wese volledig in water, dus gee elke suurmolekuul wat oplos H₃O⁺ en sy gekonjugeerde basis. Die algemene sterk sure is HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ en H₂SO₄ (vir sy eerste proton). Die algemene sterk basisse is die hidroksiede van die groep 1-metale en van kalsium, strontium en barium. 'n Swak suur ioniseer slegs gedeeltelik, en 'n ewewig tussen die molekuul en sy ione word gevestig.

Sterkte en konsentrasie is afsonderlike idees. 'n Verdunde oplossing van 'n sterk suur kan minder hidroniumione hê as 'n gekonsentreerde oplossing van 'n swak een. By gelyke konsentrasie is die verskil egter groot. 'n HCl-oplossing van 0.10 mol/L het [H₃O⁺] = 0.10 mol/L en pH 1.00. Asynsuur, met 'n suurioniseringskonstante Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Aanhangsel H), is slegs ongeveer 1 persent geïoniseer by 0.10 mol/L, en sy pH is ongeveer 2.9. Swaksuurewewigsberekeninge is 'n afsonderlike onderwerp; hierdie gids gebruik slegs die vergelyking.

Die sterkte van 'n suur en sy gekonjugeerde basis is gekoppel. Die gekonjugeerde basisse van sterk sure, soos Cl⁻ en NO₃⁻, het weglaatbare neiging om 'n proton in water te ontvang.

Water se ioonproduk, pH en pOH

Selfs suiwer water bevat 'n paar ione, omdat watermolekule protone aan mekaar oordra: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Die ewewigskonstante vir hierdie outo-ionisasie is Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ by 25 °C. In suiwer water is die twee konsentrasies gelyk, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L elk. In enige waterige oplossing by 25 °C, as jy een konsentrasie ken, kan jy die ander vind deur Kw daardeur te deel.

Omdat hierdie konsentrasies baie magte van tien oorspan, gebruik chemici logaritmes: pH = −log[H₃O⁺] en pOH = −log[OH⁻]. Die negatiewe logaritme van die Kw-uitdrukking gee pH + pOH = 14.00 by 25 °C. 'n Verandering van een pH-eenheid is 'n tienvoudige verandering in hidroniumkonsentrasie, dus het 'n oplossing by pH 3 100 keer die [H₃O⁺] van een by pH 5.

Neutraal beteken [H₃O⁺] = [OH⁻], wat slegs by 25 °C pH 7.00 is. Kw neem met temperatuur toe; OpenStax gee ongeveer 5.6 × 10⁻¹³ by 100 °C, waar neutrale water 'n pH naby 6.1 het. Vir logaritmes is die aantal desimale plekke in 'n pH gelyk aan die aantal beduidende syfers in die konsentrasie.

pH bereken vir sterk sure en sterk basisse

Uitgewerkte voorbeeld 1. Vind die pH van 4.6 × 10⁻³ mol/L salpetersuur. HNO₃ is sterk, dus [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Die konsentrasie het twee beduidende syfers, dus het die pH twee desimale plekke. Dan is [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, piepklein soos verwag in 'n suur oplossing.

Uitgewerkte voorbeeld 2. 0.350 g kaliumhidroksied word opgelos om 750.0 mL oplossing te maak. Met IUPAC-standaardatoomgewigte afgerond tot twee desimale (K 39.10, O 16.00, H 1.01) is M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, en [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, en pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, beperk tot twee desimale plekke deur die 14.00.

Uitgewerkte voorbeeld 3. Vind die pH van 3.60 × 10⁻³ mol/L strontiumhidroksied. Sr(OH)₂ stel twee hidroksiedione per formule-eenheid vry, dus [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 en pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Om die faktor 2 te vergeet sou 'n pH van ongeveer 0.30 te laag gee.

Uitgewerkte voorbeeld 4. 'n Oplossing het pH 4.62. Keer die logaritme om: [H₃O⁺] = 10 tot die mag −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Die twee desimale plekke in die pH laat twee beduidende syfers in die konsentrasie toe. Die pOH is 14.00 − 4.62 = 9.38, dus [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Logaritme- en stoïgiometriefoute in pH-werk

Die meeste pH-foute kom van die logaritme of van die formule van die suur of basis. 'n Vinnige gesondheidskontrole vang baie van hulle: suur oplossings by 25 °C het pH onder 7, basiese bo 7, en elke faktor tien in konsentrasie skuif die pH met een eenheid.

Wees versigtig met baie verdunde sterk sure. 'n HCl-oplossing van 1.0 × 10⁻⁸ mol/L het nie pH 8 nie, wat basies sou wees. By so lae konsentrasies is die hidroniumione van water se eie ionisering nie weglaatbaar nie, en 'n volledige behandeling gee 'n pH van ongeveer 6.98, net onder neutraal.

• Die minusteken weglaat: −log van 'n getal onder 1 is positief. 'n Negatiewe pH van 'n gewone verdunde oplossing dui op 'n tekenfout.
• Stoïgiometrie vergeet: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ en Ba(OH)₂ stel elk twee OH⁻ per formule-eenheid vry.
• pH gebruik wanneer die basis pOH gee: vind eers pOH uit [OH⁻], skakel dan om.
• 'n Swak suur as sterk behandel: [H₃O⁺] is slegs vir sterk sure gelyk aan die suurkonsentrasie.
• pH + pOH = 14.00 toepas by temperature ver van 25 °C.