Kiseline, baze i pH: prijenos protona i logaritamska skala

Od Arrheniusovih kiselina do Brønsted–Lowryjevog prijenosa protona

Arrhenius je kiselinu definirao kao spoj koji u vodi daje vodikove ione, a bazu kao spoj koji daje hidroksidne ione. Definicija radi za hlorovodičnu kiselinu i natrij-hidroksid, ali ne može objasniti zašto amonijak, NH₃, koji ne sadrži hidroksid, čini vodu baznom.

Brønsted–Lowryjeva definicija to ispravlja usredotočujući se na proton. Kiselina je donor protona, a baza akceptor protona, pa je svaka kiselinsko-bazna reakcija prijenos protona s jedne vrste na drugu. Amonijak je baza jer prima proton od vode: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Goli proton ne postoji slobodan u vodi. Veže se za molekulu vode i tvori hidronijev ion, H₃O⁺. Hemičari često pišu H⁺(aq) kao skraćenicu, a ova dva zapisa znače isto u proračunima pH.

Pronalaženje konjugiranih kiselinsko-baznih parova

Kada kiselina preda proton, ono što ostane je njena konjugirana baza; kada baza primi proton, postaje njena konjugirana kiselina. Dva člana konjugiranog para razlikuju se za tačno jedan H⁺. U HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) parovi su HF/F⁻ i H₃O⁺/H₂O.

Voda se u reakciji s HF javlja kao baza, a u reakciji s amonijakom kao kiselina. Vrsta koja može ili predati ili primiti proton naziva se amfiprotska. Hidrogenkarbonat, HCO₃⁻, još je jedan primjer: može izgubiti proton i postati CO₃²⁻ ili ga primiti i postati H₂CO₃.

• Napišite jednačinu i pronađite vrstu koja gubi H⁺ idući slijeva nadesno. To je kiselina.
• Pronađite vrstu koja dobija H⁺. To je baza.
• Uparite svaki reaktant s produktom koji se od njega razlikuje za jedan H⁺ i provjerite da se naboji razlikuju za jedan.

Jako i slabo opisuju opseg, a ne koncentraciju

Jaka kiselina u vodi ionizira u suštini potpuno, pa svaka otopljena molekula kiseline daje H₃O⁺ i svoju konjugiranu bazu. Uobičajene jake kiseline su HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ i H₂SO₄ (za njen prvi proton). Uobičajene jake baze su hidroksidi metala 1. grupe te kalcija, stroncija i barija. Slaba kiselina ionizira samo djelimično, a uspostavlja se ravnoteža između molekule i njenih iona.

Jačina i koncentracija su odvojene ideje. Razblažen rastvor jake kiseline može imati manje hidronijevih iona od koncentriranog rastvora slabe. Pri jednakoj koncentraciji, međutim, razlika je velika. Rastvor HCl od 0.10 mol/L ima [H₃O⁺] = 0.10 mol/L i pH 1.00. Octena kiselina, s konstantom kiselinske ionizacije Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Dodatak H), ionizirana je samo oko 1 procent pri 0.10 mol/L, a njen pH je oko 2.9. Proračuni ravnoteže slabih kiselina su zasebna tema; ovaj vodič koristi samo poređenje.

Jačina kiseline i njene konjugirane baze povezane su. Konjugirane baze jakih kiselina, poput Cl⁻ i NO₃⁻, imaju zanemarivu sklonost primanju protona u vodi.

Ionski proizvod vode, pH i pOH

Čak i čista voda sadrži nekoliko iona, jer molekule vode prenose protone jedna na drugu: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Konstanta ravnoteže za ovu autoionizaciju je Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ na 25 °C. U čistoj vodi obje koncentracije su jednake, po 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. U svakom vodenom rastvoru na 25 °C, ako znate jednu koncentraciju, drugu možete naći dijeljenjem Kw njome.

Pošto se ove koncentracije protežu kroz mnogo potencija broja deset, hemičari koriste logaritme: pH = −log[H₃O⁺] i pOH = −log[OH⁻]. Uzimanje negativnog logaritma izraza za Kw daje pH + pOH = 14.00 na 25 °C. Promjena od jedne jedinice pH je desetostruka promjena koncentracije hidronijuma, pa rastvor pH 3 ima 100 puta veći [H₃O⁺] od rastvora pH 5.

Neutralno znači [H₃O⁺] = [OH⁻], što je pH 7.00 samo na 25 °C. Kw raste s temperaturom; OpenStax navodi oko 5.6 × 10⁻¹³ na 100 °C, gdje neutralna voda ima pH blizu 6.1. Za logaritme, broj decimalnih mjesta u pH jednak je broju značajnih cifara u koncentraciji.

Izračunavanje pH za jake kiseline i jake baze

Riješeni primjer 1. Pronađite pH dušične kiseline od 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ je jaka, pa je [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentracija ima dvije značajne cifre, pa pH ima dva decimalna mjesta. Zatim [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, sićušno kako se i očekuje u kiselom rastvoru.

Riješeni primjer 2. 0.350 g kalij-hidroksida otopljeno je da se dobije 750.0 mL rastvora. Uz IUPAC standardne atomske mase zaokružene na dvije decimale (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, a [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, a pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ograničeno na dva decimalna mjesta brojem 14.00.

Riješeni primjer 3. Pronađite pH stroncij-hidroksida od 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ oslobađa dva hidroksidna iona po formulskoj jedinki, pa je [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143, a pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Zaboravljanje faktora 2 dalo bi pH oko 0.30 prenizak.

Riješeni primjer 4. Rastvor ima pH 4.62. Obrnite logaritam: [H₃O⁺] = 10 na stepen −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Dva decimalna mjesta u pH dopuštaju dvije značajne cifre u koncentraciji. pOH je 14.00 − 4.62 = 9.38, pa je [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Greške s logaritmima i stehiometrijom pri radu s pH

Većina grešaka s pH potiče od logaritma ili od formule kiseline ili baze. Brza provjera zdravog razuma hvata mnoge od njih: kiseli rastvori na 25 °C imaju pH ispod 7, bazni iznad 7, a svaki faktor deset u koncentraciji pomjera pH za jednu jedinicu.

Budite oprezni s veoma razblaženim jakim kiselinama. Rastvor HCl od 1.0 × 10⁻⁸ mol/L nema pH 8, što bi bilo bazno. Pri tako niskim koncentracijama hidronijevi ioni iz vlastite ionizacije vode nisu zanemarivi, a potpun tretman daje pH od oko 6.98, tik ispod neutralnog.

• Izostavljanje znaka minus: −log broja manjeg od 1 je pozitivan. Negativan pH običnog razblaženog rastvora ukazuje na grešku u predznaku.
• Zaboravljanje stehiometrije: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ i Ba(OH)₂ svaki oslobađaju po dva OH⁻ po formulskoj jedinki.
• Upotreba pH kada baza daje pOH: prvo pronađite pOH iz [OH⁻], zatim pretvorite.
• Tretiranje slabe kiseline kao jake: [H₃O⁺] jednak je koncentraciji kiseline samo za jake kiseline.
• Primjena pH + pOH = 14.00 na temperaturama daleko od 25 °C.