Syrer, baser og pH: protonoverførsel og den logaritmiske skala

Fra Arrhenius-syrer til Brønsted–Lowry-protonoverførsel

Arrhenius definerede en syre som en forbindelse, der danner hydrogenioner i vand, og en base som en, der danner hydroxidioner. Definitionen virker for saltsyre og natriumhydroxid, men den kan ikke forklare, hvorfor ammoniak, NH₃, som ikke indeholder hydroxid, gør vand basisk.

Brønsted–Lowry-definitionen løser dette ved at fokusere på protonen. En syre er en protondonor, og en base er en protonacceptor, så enhver syre–base-reaktion er en protonoverførsel fra én art til en anden. Ammoniak er en base, fordi det optager en proton fra vand: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

En bar proton findes ikke frit i vand. Den binder sig til et vandmolekyle og danner oxoniumionen, H₃O⁺. Kemikere skriver ofte H⁺(aq) som stenografi, og de to skrivemåder betyder det samme i pH-beregninger.

At finde konjugerede syre–base-par

Når en syre afgiver en proton, er det, der bliver tilbage, dens konjugerede base; når en base optager en proton, bliver den til sin konjugerede syre. De to medlemmer af et konjugeret par adskiller sig med præcis én H⁺. I HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) er parrene HF/F⁻ og H₃O⁺/H₂O.

Vand optræder som base i HF-reaktionen og som syre i ammoniakreaktionen. En art, der enten kan afgive eller optage en proton, kaldes amfiprotisk. Hydrogencarbonat, HCO₃⁻, er et andet eksempel: det kan miste en proton og blive til CO₃²⁻ eller optage en og blive til H₂CO₃.

• Skriv ligningen, og find den art, der mister en H⁺ fra venstre mod højre. Det er syren.
• Find den art, der optager en H⁺. Det er basen.
• Par hver reaktant med det produkt, der adskiller sig fra den med én H⁺, og kontrollér, at ladningerne adskiller sig med én.

Stærk og svag beskriver omfang, ikke koncentration

En stærk syre ioniserer stort set fuldstændigt i vand, så hvert opløst syremolekyle giver H₃O⁺ og sin konjugerede base. De almindelige stærke syrer er HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ og H₂SO₄ (for dens første proton). De almindelige stærke baser er hydroxiderne af gruppe 1-metallerne og af calcium, strontium og barium. En svag syre ioniserer kun delvist, og der indstilles en ligevægt mellem molekylet og dets ioner.

Styrke og koncentration er to forskellige ting. En fortyndet opløsning af en stærk syre kan have færre oxoniumioner end en koncentreret opløsning af en svag. Ved samme koncentration er forskellen dog stor. En HCl-opløsning på 0.10 mol/L har [H₃O⁺] = 0.10 mol/L og pH 1.00. Eddikesyre, med syreioniseringskonstanten Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Appendix H), er kun omkring 1 procent ioniseret ved 0.10 mol/L, og dens pH er omkring 2.9. Ligevægtsberegninger for svage syrer er et særskilt emne; denne vejledning bruger kun sammenligningen.

En syres styrke og styrken af dens konjugerede base hænger sammen. De konjugerede baser af stærke syrer, såsom Cl⁻ og NO₃⁻, har ubetydelig tendens til at optage en proton i vand.

Vands ionprodukt, pH og pOH

Selv rent vand indeholder nogle få ioner, fordi vandmolekyler overfører protoner til hinanden: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Ligevægtskonstanten for denne autoprotolyse er Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ ved 25 °C. I rent vand er de to koncentrationer ens, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L hver. I enhver vandig opløsning ved 25 °C kan du, hvis du kender den ene koncentration, finde den anden ved at dividere Kw med den.

Fordi disse koncentrationer spænder over mange tierpotenser, bruger kemikere logaritmer: pH = −log[H₃O⁺] og pOH = −log[OH⁻]. Tages den negative logaritme af Kw-udtrykket, fås pH + pOH = 14.00 ved 25 °C. En ændring på én pH-enhed er en tidobling af oxoniumkoncentrationen, så en opløsning ved pH 3 har 100 gange så meget [H₃O⁺] som en ved pH 5.

Neutral betyder [H₃O⁺] = [OH⁻], hvilket kun er pH 7.00 ved 25 °C. Kw stiger med temperaturen; OpenStax angiver omkring 5.6 × 10⁻¹³ ved 100 °C, hvor neutralt vand har en pH nær 6.1. For logaritmer er antallet af decimaler i en pH lig med antallet af betydende cifre i koncentrationen.

Beregning af pH for stærke syrer og stærke baser

Gennemregnet eksempel 1. Find pH af 4.6 × 10⁻³ mol/L salpetersyre. HNO₃ er stærk, så [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentrationen har to betydende cifre, så pH har to decimaler. Så er [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, ganske lille som forventet i en sur opløsning.

Gennemregnet eksempel 2. 0.350 g kaliumhydroxid opløses til 750.0 mL opløsning. Med IUPAC's standardatomvægte afrundet til to decimaler (K 39.10, O 16.00, H 1.01) er M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, og [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, og pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, begrænset til to decimaler af 14.00.

Gennemregnet eksempel 3. Find pH af 3.60 × 10⁻³ mol/L strontiumhydroxid. Sr(OH)₂ frigiver to hydroxidioner pr. formelenhed, så [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 og pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Hvis faktoren 2 glemmes, bliver pH omkring 0.30 for lav.

Gennemregnet eksempel 4. En opløsning har pH 4.62. Vend logaritmen om: [H₃O⁺] = 10 opløftet i potensen −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. De to decimaler i pH giver mulighed for to betydende cifre i koncentrationen. pOH er 14.00 − 4.62 = 9.38, så [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Fejl med logaritmer og støkiometri i arbejdet med pH

De fleste pH-fejl skyldes logaritmen eller syrens eller basens formel. En hurtig fornuftskontrol fanger mange af dem: sure opløsninger ved 25 °C har pH under 7, basiske over 7, og hver faktor ti i koncentration flytter pH med én enhed.

Vær forsigtig med meget fortyndede stærke syrer. En HCl-opløsning på 1.0 × 10⁻⁸ mol/L har ikke pH 8, som ville være basisk. Ved så lave koncentrationer er oxoniumionerne fra vands egen ionisering ikke ubetydelige, og en fuld behandling giver en pH på omkring 6.98, lige under neutral.

• At droppe minustegnet: −log af et tal under 1 er positivt. En negativ pH fra en almindelig fortyndet opløsning tyder på en fortegnsfejl.
• At glemme støkiometrien: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ og Ba(OH)₂ frigiver hver to OH⁻ pr. formelenhed.
• At bruge pH, når basen giver pOH: find først pOH ud fra [OH⁻], og omregn derefter.
• At behandle en svag syre som stærk: [H₃O⁺] er kun lig med syrekoncentrationen for stærke syrer.
• At anvende pH + pOH = 14.00 ved temperaturer langt fra 25 °C.