Azidoak, baseak eta pH: protoi-transferentzia eta eskala logaritmikoa

Arrhenius-en azidoetatik Brønsted–Lowry protoi-transferentziara

Arrheniusek azidoa uretan hidrogeno-ioiak sortzen dituen konposatu gisa definitu zuen, eta basea hidroxido-ioiak sortzen dituen gisa. Definizioak funtzionatzen du azido klorhidrikoarentzat eta sodio hidroxidoarentzat, baina ezin du azaldu zergatik egiten duen basiko ura amoniakoak, NH₃, hidroxidorik ez duena.

Brønsted–Lowry definizioak hori konpontzen du protoian zentratuz. Azidoa protoi-emailea da eta basea protoi-hartzailea, beraz azido-base erreakzio guztiak espezie batetik besterako protoi-transferentziak dira. Amoniakoa base bat da urari protoi bat onartzen diolako: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Protoi biluzia ez da libre existitzen uretan. Ur-molekula bati lotzen zaio hidronio ioia eratzeko, H₃O⁺. Kimikariek askotan H⁺(aq) idazten dute laburpen gisa, eta bi notazioek gauza bera esan nahi dute pH-kalkuluetan.

Azido–base bikote konjugatuak aurkitzea

Azido batek protoi bat ematen duenean, geratzen dena bere base konjugatua da; base batek protoi bat onartzen duenean, bere azido konjugatu bihurtzen da. Bikote konjugatu bateko bi kideak H⁺ bat zehazki desberdintzen dira. HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) erreakzioan, bikoteak HF/F⁻ eta H₃O⁺/H₂O dira.

Ura base gisa agertzen da HF erreakzioan eta azido gisa amoniakoaren erreakzioan. Protoi bat eman edo onar dezakeen espezieari anfiprotiko deitzen zaio. Hidrogenokarbonatoa, HCO₃⁻, beste adibide bat da: protoi bat gal dezake CO₃²⁻ bihurtzeko edo bat irabazi H₂CO₃ bihurtzeko.

• Idatzi ekuazioa eta aurkitu ezkerretik eskuinera joatean H⁺ bat galtzen duen espeziea. Hori da azidoa.
• Aurkitu H⁺ bat irabazten duen espeziea. Hori da basea.
• Parekatu erreaktibo bakoitza bere H⁺ bat desberdintzen duen produktuarekin, eta egiaztatu kargak bat desberdintzen direla.

Indartsu eta ahul hitzek hedadura deskribatzen dute, ez kontzentrazioa

Azido indartsu bat funtsean guztiz ionizatzen da uretan, beraz disolbatutako azido-molekula bakoitzak H₃O⁺ eta bere base konjugatua ematen ditu. Azido indartsu arruntak HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ eta H₂SO₄ dira (lehen protoiarentzat). Base indartsu arruntak 1. taldeko metalen eta kaltzioaren, estrontzioaren eta barioaren hidroxidoak dira. Azido ahul batek partzialki ionizatzen da bakarrik, eta molekularen eta bere ioien arteko oreka bat ezartzen da.

Indarra eta kontzentrazioa ideia bereiziak dira. Azido indartsu baten disoluzio diluitu batek azido ahul baten disoluzio kontzentratu batek baino hidronio-ioi gutxiago izan ditzake. Kontzentrazio berean, ordea, aldea handia da. 0.10 mol/L-ko HCl disoluzio batek [H₃O⁺] = 0.10 mol/L eta pH 1.00 du. Azido azetikoa, Ka = 1.8 × 10⁻⁵ azido-ionizazio konstantearekin (OpenStax H eranskina), ehuneko 1 inguru bakarrik ionizatuta dago 0.10 mol/L-tan, eta bere pH-a 2.9 ingurukoa da. Azido ahulen oreka-kalkuluak gai bereizi bat dira; gida honek konparazioa bakarrik erabiltzen du.

Azido baten indarra eta bere base konjugatuarena lotuta daude. Azido indartsuen base konjugatuek, Cl⁻ eta NO₃⁻ bezalakoek, protoi bat onartzeko joera arbuiagarria dute uretan.

Uraren ioi-biderkadura, pH eta pOH

Ur hutsak ere ioi batzuk ditu, ur-molekulek protoiak elkarri transferitzen dizkiotelako: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Autoionizazio honen oreka-konstantea Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ da 25 °C-tan. Ur hutsean bi kontzentrazioak berdinak dira, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L bakoitza. 25 °C-ko edozein disoluzio urtsutan, kontzentrazio bat ezagutzen baduzu bestea aurki dezakezu Kw harekin zatituz.

Kontzentrazio hauek hamarraren hainbat berredura hartzen dituztenez, kimikariek logaritmoak erabiltzen dituzte: pH = −log[H₃O⁺] eta pOH = −log[OH⁻]. Kw adierazpenaren logaritmo negatiboa hartzeak pH + pOH = 14.00 ematen du 25 °C-tan. pH-unitate bateko aldaketa hidronio-kontzentrazioaren hamar aldiko aldaketa da, beraz pH 3ko disoluzio batek pH 5ekoak baino 100 aldiz [H₃O⁺] gehiago du.

Neutroa esan nahi du [H₃O⁺] = [OH⁻], hau pH 7.00 da 25 °C-tan bakarrik. Kw tenperaturarekin handitzen da; OpenStaxek 5.6 × 10⁻¹³ inguru ematen du 100 °C-tan, non ur neutroak 6.1 inguruko pH du. Logaritmoetarako, pH baten hamartar-kopurua kontzentrazioaren zifra esanguratsu-kopuruaren berdina da.

pH kalkulatzea azido indartsuentzat eta base indartsuentzat

1. adibide landua. Aurkitu 4.6 × 10⁻³ mol/L azido nitrikoaren pH-a. HNO₃ indartsua da, beraz [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Kontzentrazioak bi zifra esanguratsu ditu, beraz pH-ak bi hamartar ditu. Gero [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, txikia espero bezala disoluzio azido batean.

2. adibide landua. 0.350 g potasio hidroxido disolbatzen dira 750.0 mL disoluzio egiteko. IUPAC-en pisu atomiko estandarrak bi hamartarretara biribilduta erabiliz (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, eta [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, eta pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, bi hamartarretara mugatuta 14.00k.

3. adibide landua. Aurkitu 3.60 × 10⁻³ mol/L estrontzio hidroxidoaren pH-a. Sr(OH)₂-k bi hidroxido-ioi askatzen ditu formula-unitate bakoitzeko, beraz [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 eta pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. 2ko faktorea ahazteak 0.30 inguru baxuagoko pH bat emango luke.

4. adibide landua. Disoluzio batek pH 4.62 du. Alderantzikatu logaritmoa: [H₃O⁺] = 10 berretu −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. pH-aren bi hamartarrek kontzentrazioan bi zifra esanguratsu onartzen dituzte. pOH 14.00 − 4.62 = 9.38 da, beraz [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Logaritmoen eta estekiometriaren akatsak pH-lanean

pH-akats gehienak logaritmotik edo azidoaren edo basearen formulatik datoz. Zentzutasun-egiaztapen azkar batek asko harrapatzen ditu: 25 °C-ko disoluzio azidoek 7 baino pH baxuagoa dute, basikoek 7 baino altuagoa, eta kontzentrazioaren hamarreko faktore bakoitzak pH-a unitate batez mugitzen du.

Kontuz azido indartsu oso diluituekin. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L-ko HCl disoluzio batek ez du pH 8 izaten, basikoa litzatekeena. Hain kontzentrazio baxuetan, uraren bere ionizazioko hidronio-ioiak ez dira arbuiagarriak, eta tratamendu osoak 6.98 inguruko pH bat ematen du, neutroaren azpitik pixka bat.

• Minus zeinua botatzea: 1etik beherako zenbaki baten −log positiboa da. Disoluzio diluitu arrunt baten pH negatiboak zeinu-akatsa adierazten du.
• Estekiometria ahaztea: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ eta Ba(OH)₂ bakoitzak bi OH⁻ askatzen ditu formula-unitate bakoitzeko.
• pH erabiltzea baseak pOH ematen duenean: aurkitu pOH [OH⁻]-tik lehenik, gero bihurtu.
• Azido ahul bat indartsu gisa tratatzea: [H₃O⁺] azidoaren kontzentrazioaren berdina da azido indartsuetan bakarrik.
• pH + pOH = 14.00 aplikatzea 25 °C-tik urrun dauden tenperaturetan.