Οξέα, βάσεις και pH: μεταφορά πρωτονίων και λογαριθμική κλίμακα

Από τα οξέα κατά Arrhenius στη μεταφορά πρωτονίων κατά Brønsted–Lowry

Ο Arrhenius ορίστε ως οξύ μια ένωση που παράγει ιόντα υδρογόνου στο νερό και ως βάση μια ένωση που παράγει ιόντα υδροξειδίου. Ο ορισμός λειτουργεί για το υδροχλωρικό οξύ και το υδροξείδιο του νατρίου, αλλά δεν μπορεί να εξηγήσει γιατί η αμμωνία, NH₃, που δεν περιέχει υδροξείδιο, κάνει το νερό βασικό.

Ο ορισμός κατά Brønsted–Lowry το διορθώνει εστιάζοντας στο πρωτόνιο. Οξύ είναι ο δότης πρωτονίου και βάση είναι ο δέκτης πρωτονίου, άρα κάθε αντίδραση οξέος–βάσης είναι μεταφορά πρωτονίου από ένα είδος σε άλλο. Η αμμωνία είναι βάση επειδή δέχεται πρωτόνιο από το νερό: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Ένα γυμνό πρωτόνιο δεν υπάρχει ελεύθερο στο νερό. Ενώνεται με ένα μόριο νερού και σχηματίζει το ιόν υδροξωνίου, H₃O⁺. Οι χημικοί συχνά γράφουν H⁺(aq) ως συντομογραφία και οι δύο συμβολισμοί σημαίνουν το ίδιο πράγμα στους υπολογισμούς pH.

Εύρεση συζυγών ζευγών οξέος–βάσης

Όταν ένα οξύ δίνει ένα πρωτόνιο, αυτό που απομένει είναι η συζυγής βάση του· όταν μια βάση δέχεται ένα πρωτόνιο, γίνεται το συζυγές οξύ της. Τα δύο μέλη ενός συζυγούς ζεύγους διαφέρουν κατά ακριβώς ένα H⁺. Στην HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), τα ζεύγη είναι HF/F⁻ και H₃O⁺/H₂O.

Το νερό εμφανίζεται ως βάση στην αντίδραση της HF και ως οξύ στην αντίδραση της αμμωνίας. Ένα είδος που μπορεί είτε να δώσει είτε να δεχτεί πρωτόνιο ονομάζεται αμφιπρωτικό. Το όξινο ανθρακικό, HCO₃⁻, είναι ένα ακόμη παράδειγμα: μπορεί να χάσει ένα πρωτόνιο και να γίνει CO₃²⁻ ή να κερδίσει ένα και να γίνει H₂CO₃.

• Γράψτε την εξίσωση και βρείτε το είδος που χάνει ένα H⁺ καθώς πηγαίνετε από τα αριστερά προς τα δεξιά. Αυτό είναι το οξύ.
• Βρείτε το είδος που κερδίζει ένα H⁺. Αυτό είναι η βάση.
• Συζεύξτε κάθε αντιδρών με το προϊόν που διαφέρει από αυτό κατά ένα H⁺ και ελέγξτε ότι τα φορτία διαφέρουν κατά ένα.

Το ισχυρό και το ασθενές περιγράφουν την έκταση και όχι τη συγκέντρωση

Ένα ισχυρό οξύ ιοντίζεται ουσιαστικά πλήρως στο νερό, άρα κάθε μόριο οξέος που διαλύεται δίνει H₃O⁺ και τη συζυγή βάση του. Τα συνηθισμένα ισχυρά οξέα είναι τα HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ και H₂SO₄ (για το πρώτο πρωτόνιό του). Οι συνηθισμένες ισχυρές βάσεις είναι τα υδροξείδια των μετάλλων της ομάδας 1 και του ασβεστίου, του στροντίου και του βαρίου. Ένα ασθενές οξύ ιοντίζεται μόνο εν μέρει και εγκαθίσταται ισορροπία ανάμεσα στο μόριο και στα ιόντα του.

Η ισχύς και η συγκέντρωση είναι ξεχωριστές ιδέες. Ένα αραιό διάλυμα ισχυρού οξέος μπορεί να έχει λιγότερα ιόντα υδροξωνίου από ένα πυκνό διάλυμα ασθενούς. Σε ίση συγκέντρωση, όμως, η διαφορά είναι μεγάλη. Ένα διάλυμα HCl 0.10 mol/L έχει [H₃O⁺] = 0.10 mol/L και pH 1.00. Το οξικό οξύ, με σταθερά ιοντισμού οξέος Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (Παράρτημα H του OpenStax), ιοντίζεται μόνο περίπου κατά 1 τοις εκατό στα 0.10 mol/L και το pH του είναι περίπου 2.9. Οι υπολογισμοί ισορροπίας ασθενών οξέων είναι ξεχωριστό θέμα· ο οδηγός αυτός χρησιμοποιεί μόνο τη σύγκριση.

Η ισχύς ενός οξέος και της συζυγούς βάσης του συνδέονται. Οι συζυγείς βάσεις των ισχυρών οξέων, όπως τα Cl⁻ και NO₃⁻, έχουν αμελητέα τάση να δεχτούν πρωτόνιο στο νερό.

Το γινόμενο ιόντων του νερού, το pH και το pOH

Ακόμη και το καθαρό νερό περιέχει λίγα ιόντα, επειδή τα μόρια του νερού μεταφέρουν πρωτόνια το ένα στο άλλο: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Η σταθερά ισορροπίας αυτού του αυτοϊοντισμού είναι Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ στους 25 °C. Στο καθαρό νερό οι δύο συγκεντρώσεις είναι ίσες, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L η καθεμία. Σε κάθε υδατικό διάλυμα στους 25 °C, αν γνωρίζετε τη μία συγκέντρωση μπορείτε να βρείτε την άλλη διαιρώντας το Kw με αυτήν.

Επειδή αυτές οι συγκεντρώσεις καλύπτουν πολλές δυνάμεις του δέκα, οι χημικοί χρησιμοποιούν λογαρίθμους: pH = −log[H₃O⁺] και pOH = −log[OH⁻]. Ο αρνητικός λογάριθμος της έκφρασης του Kw δίνει pH + pOH = 14.00 στους 25 °C. Μια μεταβολή μιας μονάδας pH είναι δεκαπλάσια μεταβολή της συγκέντρωσης υδροξωνίου, άρα ένα διάλυμα με pH 3 έχει 100 φορές το [H₃O⁺] ενός διαλύματος με pH 5.

Ουδέτερο σημαίνει [H₃O⁺] = [OH⁻], που είναι pH 7.00 μόνο στους 25 °C. Το Kw αυξάνεται με τη θερμοκρασία· το OpenStax δίνει περίπου 5.6 × 10⁻¹³ στους 100 °C, όπου το ουδέτερο νερό έχει pH κοντά στο 6.1. Για τους λογαρίθμους, ο αριθμός των δεκαδικών ψηφίων του pH ισούται με τον αριθμό των σημαντικών ψηφίων της συγκέντρωσης.

Υπολογισμός του pH για ισχυρά οξέα και ισχυρές βάσεις

Λυμένο παράδειγμα 1. Βρείτε το pH νιτρικού οξέος 4.6 × 10⁻³ mol/L. Το HNO₃ είναι ισχυρό, άρα [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Η συγκέντρωση έχει δύο σημαντικά ψηφία, άρα το pH έχει δύο δεκαδικά ψηφία. Τότε [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, ελάχιστη όπως αναμένεται σε όξινο διάλυμα.

Λυμένο παράδειγμα 2. 0.350 g υδροξειδίου του καλίου διαλύονται ώστε να φτιαχτούν 750.0 mL διαλύματος. Με τις πρότυπες ατομικές μάζες της IUPAC στρογγυλοποιημένες σε δύο δεκαδικά (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 και [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080 και pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, περιορισμένο σε δύο δεκαδικά ψηφία από το 14.00.

Λυμένο παράδειγμα 3. Βρείτε το pH υδροξειδίου του στροντίου 3.60 × 10⁻³ mol/L. Το Sr(OH)₂ απελευθερώνει δύο ιόντα υδροξειδίου ανά τυπική μονάδα, άρα [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 και pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Αν ξεχνούσατε τον παράγοντα 2, θα βρίσκατε pH περίπου 0.30 χαμηλότερο.

Λυμένο παράδειγμα 4. Ένα διάλυμα έχει pH 4.62. Αντιστρέψτε τον λογάριθμο: [H₃O⁺] = 10 υψωμένο στην ισχύ −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Τα δύο δεκαδικά ψηφία του pH επιτρέπουν δύο σημαντικά ψηφία στη συγκέντρωση. Το pOH είναι 14.00 − 4.62 = 9.38, άρα [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Λάθη λογαρίθμων και στοιχειομετρίας στους υπολογισμούς pH

Τα περισσότερα λάθη στο pH προέρχονται από τον λογάριθμο ή από τον τύπο του οξέος ή της βάσης. Ένας γρήγορος έλεγχος λογικής εντοπίζει πολλά: τα όξινα διαλύματα στους 25 °C έχουν pH κάτω από το 7, τα βασικά πάνω από το 7, και κάθε παράγοντας δέκα στη συγκέντρωση μετακινεί το pH κατά μία μονάδα.

Προσέχετε τα πολύ αραιά ισχυρά οξέα. Ένα διάλυμα HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L δεν έχει pH 8, που θα ήταν βασικό. Σε τόσο χαμηλές συγκεντρώσεις, τα ιόντα υδροξωνίου από τον ίδιο τον ιοντισμό του νερού δεν είναι αμελητέα, και μια πλήρης αντιμετώπιση δίνει pH περίπου 6.98, ακριβώς κάτω από το ουδέτερο.

• Παράλειψη του προσήμου μείον: ο −log ενός αριθμού κάτω από το 1 είναι θετικός. Ένα αρνητικό pH από ένα συνηθισμένο αραιό διάλυμα δείχνει λάθος προσήμου.
• Παράλειψη της στοιχειομετρίας: τα Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ και Ba(OH)₂ απελευθερώνουν καθένα δύο OH⁻ ανά τυπική μονάδα.
• Χρήση του pH όταν η βάση δίνει pOH: βρείτε πρώτα το pOH από το [OH⁻] και μετά μετατρέψτε.
• Αντιμετώπιση ενός ασθενούς οξέος ως ισχυρού: το [H₃O⁺] ισούται με τη συγκέντρωση του οξέος μόνο για τα ισχυρά οξέα.
• Εφαρμογή της σχέσης pH + pOH = 14.00 σε θερμοκρασίες μακριά από τους 25 °C.