Hapot, emäkset ja pH: protonin siirto ja logaritminen asteikko

Arrheniuksen hapoista Brønstedin–Lowryn protoninsiirtoon

Arrhenius määritteli hapon yhdisteeksi, joka tuottaa vedessä vetyioneja, ja emäksen yhdisteeksi, joka tuottaa hydroksidi-ioneja. Määritelmä toimii suolahapolle ja natriumhydroksidille, mutta se ei voi selittää, miksi ammoniakki, NH₃, joka ei sisällä hydroksidia, tekee vedestä emäksistä.

Brønstedin–Lowryn määritelmä korjaa tämän keskittymällä protoniin. Happo on protoninluovuttaja ja emäs on protoninvastaanottaja, joten jokainen happo–emäs-reaktio on protonin siirto lajilta toiselle. Ammoniakki on emäs, koska se vastaanottaa protonin vedeltä: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Paljas protoni ei esiinny vapaana vedessä. Se sitoutuu vesimolekyyliin muodostaen oksoniumionin, H₃O⁺. Kemistit kirjoittavat usein H⁺(aq) lyhennyksenä, ja nämä kaksi merkintätapaa tarkoittavat samaa pH-laskuissa.

Konjugaattihappo–emäs-parien löytäminen

Kun happo luovuttaa protonin, jäljelle jäävä on sen konjugaattiemäs; kun emäs vastaanottaa protonin, siitä tulee sen konjugaattihappo. Konjugaattiparin kaksi jäsentä eroavat täsmälleen yhdellä H⁺:lla. Reaktiossa HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) parit ovat HF/F⁻ ja H₃O⁺/H₂O.

Vesi esiintyy emäksenä HF-reaktiossa ja happona ammoniakkireaktiossa. Lajia, joka voi joko luovuttaa tai vastaanottaa protonin, kutsutaan amfiprotiseksi. Vetykarbonaatti, HCO₃⁻, on toinen esimerkki: se voi menettää protonin muuttuen muotoon CO₃²⁻ tai saada protonin muuttuen muotoon H₂CO₃.

• Kirjoita yhtälö ja etsi laji, joka menettää H⁺:n vasemmalta oikealle siirryttäessä. Se on happo.
• Etsi laji, joka saa H⁺:n. Se on emäs.
• Yhdistä jokainen lähtöaine tuotteeseen, joka eroaa siitä yhdellä H⁺:lla, ja tarkista, että varaukset eroavat yhdellä.

Vahva ja heikko kuvaavat laajuutta, eivät pitoisuutta

Vahva happo ionisoituu vedessä käytännössä täydellisesti, joten jokainen liuennut happomolekyyli antaa H₃O⁺:n ja konjugaattiemäksensä. Yleiset vahvat hapot ovat HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ja H₂SO₄ (ensimmäisen protoninsa osalta). Yleiset vahvat emäkset ovat ryhmän 1 metallien sekä kalsiumin, strontiumin ja bariumin hydroksidit. Heikko happo ionisoituu vain osittain, ja molekyylin ja sen ionien välille muodostuu tasapaino.

Vahvuus ja pitoisuus ovat erillisiä asioita. Vahvan hapon laimeassa liuoksessa voi olla vähemmän oksoniumioneja kuin heikon hapon väkevässä liuoksessa. Yhtäläisellä pitoisuudella ero on kuitenkin suuri. 0.10 mol/L HCl-liuoksessa [H₃O⁺] = 0.10 mol/L ja pH on 1.00. Etikkahappo, jonka happovakio Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax-liite H), on pitoisuudella 0.10 mol/L ionisoitunut vain noin yhden prosentin, ja sen pH on noin 2.9. Heikkojen happojen tasapainolaskut ovat erillinen aihe; tämä opas käyttää vain vertailua.

Hapon vahvuus ja sen konjugaattiemäs ovat yhteydessä toisiinsa. Vahvojen happojen konjugaattiemäksillä, kuten Cl⁻:lla ja NO₃⁻:lla, on mitätön taipumus vastaanottaa protoni vedessä.

Veden ionitulo, pH ja pOH

Puhdas vesikin sisältää muutaman ionin, koska vesimolekyylit siirtävät protoneja toisilleen: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Tämän autoprotolyysin tasapainovakio on Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ lämpötilassa 25 °C. Puhtaassa vedessä nämä kaksi pitoisuutta ovat yhtä suuret, kumpikin 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. Missä tahansa vesiliuoksessa lämpötilassa 25 °C, jos tiedät toisen pitoisuuden, löydät toisen jakamalla Kw:n sillä.

Koska nämä pitoisuudet kattavat monta kymmenpotenssia, kemistit käyttävät logaritmeja: pH = −log[H₃O⁺] ja pOH = −log[OH⁻]. Kw-lausekkeen negatiivinen logaritmi antaa pH + pOH = 14.00 lämpötilassa 25 °C. Yhden pH-yksikön muutos on kymmenkertainen muutos oksoniumpitoisuudessa, joten pH 3:n liuoksessa [H₃O⁺] on 100-kertainen pH 5:n liuokseen verrattuna.

Neutraali tarkoittaa [H₃O⁺] = [OH⁻], mikä on pH 7.00 vain lämpötilassa 25 °C. Kw kasvaa lämpötilan mukana; OpenStax antaa noin 5.6 × 10⁻¹³ lämpötilassa 100 °C, jossa neutraalin veden pH on lähellä 6.1. Logaritmeille pH:n desimaalien lukumäärä on sama kuin pitoisuuden merkitsevien numeroiden lukumäärä.

pH:n laskeminen vahvoille hapoille ja vahvoille emäksille

Läpikäyty esimerkki 1. Selvitä 4.6 × 10⁻³ mol/L typpihapon pH. HNO₃ on vahva, joten [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Pitoisuudessa on kaksi merkitsevää numeroa, joten pH:ssa on kaksi desimaalia. Silloin [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, pieni kuten happamassa liuoksessa odottaa.

Läpikäyty esimerkki 2. 0.350 g kaliumhydroksidia liuotetaan 750.0 mL:ksi liuosta. Kahteen desimaaliin pyöristettyjä IUPAC:n standardiatomipainoja käyttäen (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 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, kahteen desimaaliin rajoitettuna luvun 14.00 vuoksi.

Läpikäyty esimerkki 3. Selvitä 3.60 × 10⁻³ mol/L strontiumhydroksidin pH. Sr(OH)₂ vapauttaa kaksi hydroksidi-ionia kaavayksikköä kohti, joten [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 ja pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Kertoimen 2 unohtaminen antaisi noin 0.30 liian pienen pH:n.

Läpikäyty esimerkki 4. Liuoksen pH on 4.62. Käännä logaritmi: [H₃O⁺] = 10 potenssiin −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. pH:n kaksi desimaalia sallivat pitoisuuteen kaksi merkitsevää numeroa. pOH on 14.00 − 4.62 = 9.38, joten [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Logaritmi- ja stoikiometriavirheet pH-laskuissa

Useimmat pH-virheet johtuvat logaritmista tai hapon tai emäksen kaavasta. Nopea järkevyystarkistus paljastaa monet niistä: happamien liuosten pH on lämpötilassa 25 °C alle 7, emäksisten yli 7, ja jokainen kymmenkertainen pitoisuuden muutos siirtää pH:ta yhden yksikön.

Ole varovainen hyvin laimeiden vahvojen happojen kanssa. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl-liuoksen pH ei ole 8, joka olisi emäksinen. Näin pienillä pitoisuuksilla veden oman ionisaation tuottamat oksoniumionit eivät ole mitättömiä, ja täydellinen käsittely antaa pH:ksi noin 6.98, juuri neutraalin alapuolella.

• Miinusmerkin pudottaminen: luvun, joka on alle 1, −log on positiivinen. Negatiivinen pH tavallisesta laimeasta liuoksesta viittaa etumerkkivirheeseen.
• Stoikiometrian unohtaminen: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ ja Ba(OH)₂ vapauttavat kukin kaksi OH⁻:a kaavayksikköä kohti.
• pH:n käyttö, kun emäs antaa pOH:n: selvitä ensin pOH pitoisuudesta [OH⁻] ja muunna sitten.
• Heikon hapon käsitteleminen vahvana: [H₃O⁺] on yhtä suuri kuin hapon pitoisuus vain vahvoille hapoille.
• Kaavan pH + pOH = 14.00 soveltaminen lämpötiloissa, jotka ovat kaukana arvosta 25 °C.