Kyseliny, zásady a pH: přenos protonu a logaritmická stupnice

Od Arrheniových kyselin k Brønstedovu–Lowryho přenosu protonu

Arrhenius definoval kyselinu jako sloučeninu, která ve vodě vytváří vodíkové ionty, a zásadu jako sloučeninu, která vytváří hydroxidové ionty. Definice funguje pro kyselinu chlorovodíkovou a hydroxid sodný, ale nedokáže vysvětlit, proč amoniak, NH₃, který neobsahuje žádný hydroxid, činí vodu zásaditou.

Brønstedova–Lowryho definice to napravuje tím, že se soustředí na proton. Kyselina je donor protonu a zásada akceptor protonu, takže každá acidobazická reakce je přenos protonu z jedné částice na druhou. Amoniak je zásada, protože přijímá proton od vody: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Holý proton ve vodě volně neexistuje. Naváže se na molekulu vody a vytvoří oxoniový ion, H₃O⁺. Chemici často píší H⁺(aq) jako zkratku a oba zápisy znamenají při výpočtech pH totéž.

Hledání konjugovaných acidobazických párů

Když kyselina odevzdá proton, to, co zbude, je její konjugovaná zásada; když zásada přijme proton, stane se její konjugovanou kyselinou. Dva členové konjugovaného páru se liší přesně o jeden H⁺. V HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) jsou páry HF/F⁻ a H₃O⁺/H₂O.

Voda se v reakci s HF objevuje jako zásada a v reakci s amoniakem jako kyselina. Částice, která může proton odevzdat i přijmout, se nazývá amfiprotická. Dalším příkladem je hydrogenuhličitan, HCO₃⁻: může ztratit proton a stát se CO₃²⁻, nebo jeden získat a stát se H₂CO₃.

• Napište rovnici a najděte částici, která při přechodu zleva doprava ztrácí H⁺. To je kyselina.
• Najděte částici, která získává H⁺. To je zásada.
• Spárujte každý reaktant s produktem, který se od něj liší o jeden H⁺, a zkontrolujte, že se náboje liší o jedničku.

Silný a slabý popisují rozsah, nikoli koncentraci

Silná kyselina ve vodě ionizuje v podstatě úplně, takže každá rozpuštěná molekula kyseliny dává H₃O⁺ a svou konjugovanou zásadu. Běžné silné kyseliny jsou HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ a H₂SO₄ (pro první proton). Běžné silné zásady jsou hydroxidy kovů 1. skupiny a vápníku, stroncia a barya. Slabá kyselina ionizuje jen částečně a ustaví se rovnováha mezi molekulou a jejími ionty.

Síla a koncentrace jsou oddělené pojmy. Zředěný roztok silné kyseliny může mít méně oxoniových iontů než koncentrovaný roztok slabé. Při stejné koncentraci je však rozdíl velký. Roztok HCl o koncentraci 0.10 mol/L má [H₃O⁺] = 0.10 mol/L a pH 1.00. Kyselina octová s konstantou kyselé ionizace Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Příloha H) je při 0.10 mol/L ionizována jen asi z 1 procenta a její pH je asi 2.9. Rovnovážné výpočty slabých kyselin jsou samostatné téma; tento průvodce používá jen toto srovnání.

Síla kyseliny a síla její konjugované zásady jsou propojeny. Konjugované zásady silných kyselin, například Cl⁻ a NO₃⁻, mají zanedbatelnou tendenci přijímat ve vodě proton.

Iontový součin vody, pH a pOH

I čistá voda obsahuje několik iontů, protože molekuly vody si navzájem předávají protony: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Rovnovážná konstanta této autoionizace je Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ při 25 °C. V čisté vodě jsou obě koncentrace stejné, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L každá. V jakémkoli vodném roztoku při 25 °C, znáte-li jednu koncentraci, najdete druhou vydělením Kw touto koncentrací.

Protože tyto koncentrace pokrývají mnoho mocnin deseti, chemici používají logaritmy: pH = −log[H₃O⁺] a pOH = −log[OH⁻]. Záporný logaritmus výrazu pro Kw dává pH + pOH = 14.00 při 25 °C. Změna o jednu jednotku pH je desetinásobná změna koncentrace oxoniových iontů, takže roztok s pH 3 má 100krát větší [H₃O⁺] než roztok s pH 5.

Neutrální znamená [H₃O⁺] = [OH⁻], což je pH 7.00 jen při 25 °C. Kw roste s teplotou; OpenStax uvádí asi 5.6 × 10⁻¹³ při 100 °C, kde má neutrální voda pH blízké 6.1. U logaritmů se počet desetinných míst pH rovná počtu platných číslic v koncentraci.

Výpočet pH silných kyselin a silných zásad

Řešený příklad 1. Najděte pH kyseliny dusičné o koncentraci 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ je silná, takže [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentrace má dvě platné číslice, takže pH má dvě desetinná místa. Potom [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, nepatrná hodnota, jak se v kyselém roztoku očekává.

Řešený příklad 2. 0.350 g hydroxidu draselného se rozpustí na 750.0 mL roztoku. Při použití standardních atomových hmotností IUPAC zaokrouhlených na dvě desetinná místa (K 39.10, O 16.00, H 1.01) je 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, omezeno na dvě desetinná místa hodnotou 14.00.

Řešený příklad 3. Najděte pH hydroxidu strontnatého o koncentraci 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ uvolňuje dva hydroxidové ionty na vzorcovou jednotku, takže [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 a pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Zapomenutí faktoru 2 by dalo pH asi o 0.30 příliš nízké.

Řešený příklad 4. Roztok má pH 4.62. Obraťte logaritmus: [H₃O⁺] = 10 na mocninu −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Dvě desetinná místa v pH dovolují dvě platné číslice v koncentraci. pOH je 14.00 − 4.62 = 9.38, takže [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Chyby v logaritmech a stechiometrii při práci s pH

Většina chyb v pH pochází z logaritmu nebo ze vzorce kyseliny či zásady. Mnohé z nich zachytí rychlá kontrola zdravého rozumu: kyselé roztoky mají při 25 °C pH pod 7, zásadité nad 7 a každý desetinásobek koncentrace posune pH o jednu jednotku.

Buďte opatrní u velmi zředěných silných kyselin. Roztok HCl o koncentraci 1.0 × 10⁻⁸ mol/L nemá pH 8, které by bylo zásadité. Při tak nízkých koncentracích nejsou oxoniové ionty z vlastní ionizace vody zanedbatelné a úplné zpracování dává pH asi 6.98, těsně pod neutrální hodnotou.

• Vynechání znaménka minus: −log čísla menšího než 1 je kladný. Záporné pH u běžného zředěného roztoku signalizuje chybu znaménka.
• Zapomenutí stechiometrie: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ a Ba(OH)₂ uvolňují každý dva OH⁻ na vzorcovou jednotku.
• Použití pH, když zásada dává pOH: nejprve najděte pOH z [OH⁻] a pak převeďte.
• Zacházení se slabou kyselinou jako se silnou: [H₃O⁺] se rovná koncentraci kyseliny jen u silných kyselin.
• Použití pH + pOH = 14.00 při teplotách daleko od 25 °C.