Киселини, основи и pH: пренос на протон и логаритмичната скала

От киселините на Арениус до преноса на протон по Бренстед–Лоури

Арениус определя киселината като съединение, което образува водородни йони във вода, а основата – като такова, което образува хидроксидни йони. Определението важи за солната киселина и натриевия хидроксид, но не може да обясни защо амонякът, NH₃, който не съдържа хидроксид, прави водата основна.

Определението на Бренстед–Лоури поправя това, като се фокусира върху протона. Киселината е донор на протони, а основата – акцептор на протони, така че всяка киселинно-основна реакция е пренос на протон от една частица към друга. Амонякът е основа, защото приема протон от водата: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Гол протон не съществува свободен във водата. Той се свързва с водна молекула и образува хидрониевия йон, H₃O⁺. Химиците често записват H⁺(aq) като съкращение и двата записа означават едно и също при изчисления на pH.

Намиране на спрегнати киселинно-основни двойки

Когато киселина отдава протон, това, което остава, е нейната спрегната основа; когато основа приема протон, тя става своята спрегната киселина. Двата члена на спрегнатата двойка се различават точно с един H⁺. В HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) двойките са HF/F⁻ и H₃O⁺/H₂O.

Водата се появява като основа в реакцията на HF и като киселина в реакцията на амоняка. Частица, която може да отдава или да приема протон, се нарича амфипротна. Хидрогенкарбонатът, HCO₃⁻, е друг пример: той може да загуби протон и да стане CO₃²⁻ или да получи такъв и да стане H₂CO₃.

• Запишете уравнението и намерете частицата, която губи H⁺ при преминаване отляво надясно. Тя е киселината.
• Намерете частицата, която получава H⁺. Тя е основата.
• Сдвоете всеки реагент с продукта, който се различава от него с един H⁺, и проверете дали зарядите се различават с единица.

„Силен“ и „слаб“ описват степента, а не концентрацията

Силната киселина се йонизира почти напълно във вода, така че всяка разтворена молекула киселина дава H₃O⁺ и своята спрегната основа. Обичайните силни киселини са HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ и H₂SO₄ (за първия ѝ протон). Обичайните силни основи са хидроксидите на металите от група 1 и на калция, стронция и бария. Слабата киселина се йонизира само отчасти и се установява равновесие между молекулата и йоните ѝ.

Силата и концентрацията са различни понятия. Разреден разтвор на силна киселина може да има по-малко хидрониеви йони от концентриран разтвор на слаба. При равна концентрация обаче разликата е голяма. Разтвор на HCl с концентрация 0.10 mol/L има [H₃O⁺] = 0.10 mol/L и pH 1.00. Оцетната киселина, с константа на киселинна йонизация Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (Приложение H на OpenStax), е йонизирана само около 1 процент при 0.10 mol/L и pH ѝ е около 2.9. Изчисленията на равновесието на слаби киселини са отделна тема; това ръководство използва само сравнението.

Силата на киселината и на нейната спрегната основа са свързани. Спрегнатите основи на силните киселини, като Cl⁻ и NO₃⁻, имат пренебрежима склонност да приемат протон във вода.

Йонно произведение на водата, pH и pOH

Дори чистата вода съдържа малко йони, защото водните молекули си предават протони: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Равновесната константа на тази автойонизация е Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ при 25 °C. В чиста вода двете концентрации са равни, по 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. Във всеки воден разтвор при 25 °C, ако знаете едната концентрация, можете да намерите другата, като разделите Kw на нея.

Тъй като тези концентрации обхващат много степени на десет, химиците използват логаритми: pH = −log[H₃O⁺] и pOH = −log[OH⁻]. Вземането на отрицателния логаритъм на израза за Kw дава pH + pOH = 14.00 при 25 °C. Промяна от една единица pH е десетократна промяна в концентрацията на хидроний, така че разтвор с pH 3 има 100 пъти по-голямо [H₃O⁺] от разтвор с pH 5.

Неутрално означава [H₃O⁺] = [OH⁻], което е pH 7.00 само при 25 °C. Kw нараства с температурата; OpenStax дава около 5.6 × 10⁻¹³ при 100 °C, където неутралната вода има pH близо до 6.1. При логаритми броят на десетичните знаци в pH е равен на броя на значещите цифри в концентрацията.

Изчисляване на pH за силни киселини и силни основи

Решен пример 1. Намерете pH на азотна киселина с концентрация 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ е силна, така че [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Концентрацията има две значещи цифри, така че pH има два десетични знака. После [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, мъничко, както се очаква в кисел разтвор.

Решен пример 2. 0.350 g калиев хидроксид се разтварят до 750.0 mL разтвор. Със стандартните атомни тегла на IUPAC, закръглени до два десетични знака (K 39.10, O 16.00, H 1.01), M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, а [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, а pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ограничено до два десетични знака от 14.00.

Решен пример 3. Намерете pH на стронциев хидроксид с концентрация 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ отделя два хидроксидни йона на формулна единица, така че [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 и pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Забравянето на множителя 2 би дало pH с около 0.30 по-ниско.

Решен пример 4. Разтвор има pH 4.62. Обърнете логаритъма: [H₃O⁺] = 10 на степен −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Двата десетични знака в pH позволяват две значещи цифри в концентрацията. pOH е 14.00 − 4.62 = 9.38, така че [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Грешки с логаритъма и стехиометрията при работа с pH

Повечето грешки с pH идват от логаритъма или от формулата на киселината или основата. Бърза проверка на здравия разум улавя много от тях: киселите разтвори при 25 °C имат pH под 7, основните – над 7, а всеки множител десет в концентрацията премества pH с една единица.

Бъдете внимателни с много разредените силни киселини. Разтвор на HCl с концентрация 1.0 × 10⁻⁸ mol/L не е с pH 8, което би било основно. При такива ниски концентрации хидрониевите йони от собствената йонизация на водата не са пренебрежими и пълното третиране дава pH около 6.98, малко под неутралното.

• Изпускане на знака минус: −log на число под 1 е положителен. Отрицателно pH от обикновен разреден разтвор сигнализира грешка в знака.
• Забравяне на стехиометрията: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ и Ba(OH)₂ отделят по два OH⁻ на формулна единица.
• Използване на pH, когато основата дава pOH: първо намерете pOH от [OH⁻], после преобразувайте.
• Третиране на слаба киселина като силна: [H₃O⁺] е равно на концентрацията на киселината само за силни киселини.
• Прилагане на pH + pOH = 14.00 при температури, далеч от 25 °C.