Happed, alused ja pH: prootoni ülekanne ja logaritmiline skaala

Arrheniuse hapetest Brønsted–Lowry prootoni ülekandeni

Arrhenius defineeris happe kui ühendi, mis annab vees vesinikioone, ja aluse kui ühendi, mis annab hüdroksiidioone. Definitsioon töötab vesinikkloriidhappe ja naatriumhüdroksiidi puhul, kuid see ei suuda selgitada, miks ammoniaak NH₃, mis ei sisalda hüdroksiidi, muudab vee aluseliseks.

Brønsted–Lowry definitsioon parandab selle, keskendudes prootonile. Hape on prootoni loovutaja ja alus on prootoni vastuvõtja, seega on iga happe–aluse reaktsioon prootoni ülekanne ühelt liigilt teisele. Ammoniaak on alus, sest see võtab veelt vastu prootoni: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Paljas prooton ei eksisteeri vees vabalt. See seondub veemolekuliga, moodustades hüdrooniumiooni H₃O⁺. Keemikud kirjutavad sageli lühendina H⁺(aq) ja kaks tähistust tähendavad pH arvutustes sama.

Konjugeeritud happe–aluse paaride leidmine

Kui hape loovutab prootoni, on alles jääv tema konjugeeritud alus; kui alus võtab prootoni vastu, muutub see oma konjugeeritud happeks. Konjugeeritud paari kaks liiget erinevad täpselt ühe H⁺ võrra. Reaktsioonis HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) on paarid HF/F⁻ ja H₃O⁺/H₂O.

Vesi esineb HF reaktsioonis alusena ja ammoniaagi reaktsioonis happena. Liiki, mis võib prootonit kas loovutada või vastu võtta, nimetatakse amfiprootseks. Vesinikkarbonaat HCO₃⁻ on veel üks näide: see võib prootoni kaotada, muutudes CO₃²⁻-ks, või ühe juurde saada, muutudes H₂CO₃-ks.

• Kirjuta võrrand ja leia liik, mis kaotab H⁺ vasakult paremale liikudes. See on hape.
• Leia liik, mis saab H⁺. See on alus.
• Seo iga lähteaine saadusega, mis erineb sellest ühe H⁺ võrra, ja kontrolli, et laengud erinevad ühe võrra.

Tugev ja nõrk kirjeldavad ulatust, mitte kontsentratsiooni

Tugev hape ioniseerub vees põhimõtteliselt täielikult, seega annab iga lahustunud happemolekul H₃O⁺ ja oma konjugeeritud aluse. Levinud tugevad happed on HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ja H₂SO₄ (selle esimese prootoni puhul). Levinud tugevad alused on 1. rühma metallide ning kaltsiumi, strontsiumi ja baariumi hüdroksiidid. Nõrk hape ioniseerub ainult osaliselt ja molekuli ning selle ioonide vahel kujuneb tasakaal.

Tugevus ja kontsentratsioon on eraldi mõisted. Tugeva happe lahja lahus võib sisaldada vähem hüdrooniumioone kui nõrga happe kontsentreeritud lahus. Võrdse kontsentratsiooni korral on erinevus siiski suur. 0.10 mol/L HCl lahusel on [H₃O⁺] = 0.10 mol/L ja pH 1.00. Äädikhape, happe ionisatsioonikonstandiga Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStaxi lisa H), on kontsentratsioonil 0.10 mol/L ioniseerunud vaid umbes 1 protsent ja selle pH on umbes 2.9. Nõrga happe tasakaaluarvutused on eraldi teema; see juhend kasutab ainult võrdlust.

Happe tugevus ja selle konjugeeritud aluse tugevus on seotud. Tugevate hapete konjugeeritud alustel, näiteks Cl⁻ ja NO₃⁻, on tühine kalduvus vees prootonit vastu võtta.

Vee ioonkorrutis, pH ja pOH

Isegi puhas vesi sisaldab mõnda iooni, sest veemolekulid annavad üksteisele prootoneid: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Selle autoionisatsiooni tasakaalukonstant on Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ temperatuuril 25 °C. Puhtas vees on mõlemad kontsentratsioonid võrdsed, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L kumbki. Mis tahes vesilahuses temperatuuril 25 °C leiad ühe kontsentratsiooni teadmisel teise, jagades Kw sellega.

Kuna need kontsentratsioonid hõlmavad palju kümne astmeid, kasutavad keemikud logaritme: pH = −log[H₃O⁺] ja pOH = −log[OH⁻]. Kw avaldise negatiivse logaritmi võtmine annab pH + pOH = 14.00 temperatuuril 25 °C. Ühe pH ühiku muutus on kümnekordne muutus hüdrooniumi kontsentratsioonis, seega on pH 3 lahusel 100 korda suurem [H₃O⁺] kui pH 5 lahusel.

Neutraalne tähendab [H₃O⁺] = [OH⁻], mis on pH 7.00 ainult temperatuuril 25 °C. Kw kasvab temperatuuriga; OpenStax annab umbes 5.6 × 10⁻¹³ temperatuuril 100 °C, kus neutraalse vee pH on ligikaudu 6.1. Logaritmide puhul võrdub pH kümnendkohtade arv kontsentratsiooni tüvenumbrite arvuga.

pH arvutamine tugevate hapete ja tugevate aluste jaoks

Lahendatud näide 1. Leia 4.6 × 10⁻³ mol/L lämmastikhappe pH. HNO₃ on tugev, seega [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Kontsentratsioonil on kaks tüvenumbrit, seega on pH-l kaks kümnendkohta. Siis [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, tilluke, nagu happelises lahuses oodata.

Lahendatud näide 2. 0.350 g kaaliumhüdroksiidi lahustatakse nii, et saadakse 750.0 mL lahust. IUPAC-i standardsete aatommassidega, mis on ümardatud kahe kümnendkohani (K 39.10, O 16.00, H 1.01), on M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol ja [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080 ja pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, piiratud kahe kümnendkohaga arvu 14.00 poolt.

Lahendatud näide 3. Leia 3.60 × 10⁻³ mol/L strontsiumhüdroksiidi pH. Sr(OH)₂ vabastab valemiühiku kohta kaks hüdroksiidiooni, seega [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 ja pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Teguri 2 unustamine annaks pH, mis on umbes 0.30 liiga madal.

Lahendatud näide 4. Lahuse pH on 4.62. Pööra logaritm ümber: [H₃O⁺] = 10 astmes −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. pH kaks kümnendkohta lubavad kontsentratsioonis kahte tüvenumbrit. pOH on 14.00 − 4.62 = 9.38, seega [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Logaritmi- ja stöhhiomeetriavead pH töös

Enamik pH vigu tuleneb logaritmist või happe või aluse valemist. Kiire mõistlikkuse kontroll püüab paljud kinni: happelistel lahustel temperatuuril 25 °C on pH alla 7, aluselistel üle 7 ja iga kümnekordne kontsentratsioonimuutus liigutab pH-d ühe ühiku võrra.

Ole ettevaatlik väga lahjade tugevate hapetega. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl lahuse pH ei ole 8, mis oleks aluseline. Nii madalatel kontsentratsioonidel ei ole vee enda ionisatsioonist pärinevad hüdrooniumioonid tühised ja täielik käsitlus annab pH umbes 6.98, veidi alla neutraalse.

• Miinusmärgi mahajätmine: −log arvust alla 1 on positiivne. Negatiivne pH tavalise lahja lahuse puhul viitab märgiveale.
• Stöhhiomeetria unustamine: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ ja Ba(OH)₂ vabastavad igaüks valemiühiku kohta kaks OH⁻.
• pH kasutamine, kui alus annab pOH: leia esmalt pOH väärtusest [OH⁻], seejärel teisenda.
• Nõrga happe käsitlemine tugevana: [H₃O⁺] võrdub happe kontsentratsiooniga ainult tugevate hapete puhul.
• Seose pH + pOH = 14.00 rakendamine temperatuuridel, mis on 25 °C-st kaugel.