Mga Acid, Base, at pH: Paglilipat ng Proton at ang Logarithmic na Scale

Mula sa mga acid ng Arrhenius tungo sa paglilipat ng proton ng Brønsted–Lowry

Tinukoy ni Arrhenius ang acid bilang compound na gumagawa ng mga hydrogen ion sa tubig at ang base bilang isang gumagawa ng mga hydroxide ion. Gumagana ang depinisyon para sa hydrochloric acid at sodium hydroxide, ngunit hindi nito maipaliwanag kung bakit ginagawang basic ng ammonia, NH₃, na walang hydroxide, ang tubig.

Inaayos ito ng depinisyon ng Brønsted–Lowry sa pamamagitan ng pagtutok sa proton. Ang acid ay proton donor at ang base ay proton acceptor, kaya ang bawat reaksyon ng acid–base ay paglilipat ng proton mula sa isang species patungo sa isa pa. Ang ammonia ay base dahil tumatanggap ito ng proton mula sa tubig: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Hindi umiiral nang malaya sa tubig ang hubad na proton. Nagbo-bond ito sa molecule ng tubig para mabuo ang hydronium ion, H₃O⁺. Madalas isulat ng mga kimiko ang H⁺(aq) bilang pinaikling anyo, at pareho ang kahulugan ng dalawang notasyon sa mga kalkulasyon ng pH.

Paghahanap ng mga conjugate acid–base pair

Kapag nagbigay ng proton ang acid, ang natitira ay ang conjugate base nito; kapag tumanggap ng proton ang base, nagiging conjugate acid nito. Ang dalawang miyembro ng conjugate pair ay nagkakaiba ng eksaktong isang H⁺. Sa HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), ang mga pair ay HF/F⁻ at H₃O⁺/H₂O.

Lumilitaw ang tubig bilang base sa reaksyon ng HF at bilang acid sa reaksyon ng ammonia. Ang species na maaaring magbigay o tumanggap ng proton ay tinatawag na amphiprotic. Ang hydrogen carbonate, HCO₃⁻, ay isa pang halimbawa: maaari itong mawalan ng proton para maging CO₃²⁻ o makakuha ng isa para maging H₂CO₃.

• Isulat ang equation at hanapin ang species na nawawalan ng H⁺ sa paglipat mula kaliwa pakanan. Iyon ang acid.
• Hanapin ang species na nakakakuha ng H⁺. Iyon ang base.
• Ipares ang bawat reactant sa produktong naiiba rito ng isang H⁺, at suriing nagkakaiba ng isa ang mga karga.

Inilalarawan ng malakas at mahina ang lawak, hindi ang konsentrasyon

Ang malakas na acid ay halos ganap na nag-iionize sa tubig, kaya ang bawat molecule ng acid na natunaw ay nagbibigay ng H₃O⁺ at ng conjugate base nito. Ang karaniwang malalakas na acid ay HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, at H₂SO₄ (para sa unang proton nito). Ang karaniwang malalakas na base ay ang mga hydroxide ng mga metal ng group 1 at ng calcium, strontium, at barium. Ang mahinang acid ay bahagya lang na nag-iionize, at nabubuo ang equilibrium sa pagitan ng molecule at ng mga ion nito.

Magkaibang ideya ang lakas at konsentrasyon. Ang dilute na solusyon ng malakas na acid ay maaaring may mas kaunting hydronium ion kaysa sa konsentradong solusyon ng mahina. Sa magkapantay na konsentrasyon, gayunman, malaki ang pagkakaiba. Ang 0.10 mol/L na solusyon ng HCl ay may [H₃O⁺] = 0.10 mol/L at pH 1.00. Ang acetic acid, na may acid ionization constant na Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Appendix H), ay mga 1 porsyento lang ang na-ionize sa 0.10 mol/L, at ang pH nito ay mga 2.9. Hiwalay na paksa ang mga kalkulasyon ng equilibrium ng mahinang acid; ginagamit lang ng gabay na ito ang paghahambing.

Magkaugnay ang lakas ng acid at ng conjugate base nito. Ang mga conjugate base ng malalakas na acid, tulad ng Cl⁻ at NO₃⁻, ay halos walang hilig tumanggap ng proton sa tubig.

Ion product ng tubig, pH, at pOH

Kahit ang purong tubig ay may ilang ion, dahil naglilipat ng mga proton sa isa't isa ang mga molecule ng tubig: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Ang equilibrium constant para sa autoionization na ito ay Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ sa 25 °C. Sa purong tubig, magkapantay ang dalawang konsentrasyon, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L bawat isa. Sa anumang aqueous na solusyon sa 25 °C, kung alam mo ang isang konsentrasyon, mahahanap mo ang isa pa sa pamamagitan ng paghahati ng Kw dito.

Dahil sumasaklaw ang mga konsentrasyong ito sa maraming power ng sampu, gumagamit ng mga logarithm ang mga kimiko: pH = −log[H₃O⁺] at pOH = −log[OH⁻]. Ang pagkuha ng negatibong logarithm ng expression ng Kw ay nagbibigay ng pH + pOH = 14.00 sa 25 °C. Ang pagbabago ng isang yunit ng pH ay sampung beses na pagbabago sa konsentrasyon ng hydronium, kaya ang solusyon sa pH 3 ay may 100 beses na [H₃O⁺] kaysa sa isa sa pH 5.

Ang neutral ay nangangahulugang [H₃O⁺] = [OH⁻], na pH 7.00 lang sa 25 °C. Tumataas ang Kw kasabay ng temperatura; nagbibigay ang OpenStax ng mga 5.6 × 10⁻¹³ sa 100 °C, kung saan ang neutral na tubig ay may pH na malapit sa 6.1. Para sa mga logarithm, ang bilang ng decimal place sa pH ay katumbas ng bilang ng mahalagang digit sa konsentrasyon.

Pagkalkula ng pH para sa malalakas na acid at malalakas na base

Halimbawang may solusyon 1. Hanapin ang pH ng 4.6 × 10⁻³ mol/L na nitric acid. Malakas ang HNO₃, kaya [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Dalawa ang mahalagang digit ng konsentrasyon, kaya dalawa ang decimal place ng pH. Pagkatapos ay [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, napakaliit gaya ng inaasahan sa acidic na solusyon.

Halimbawang may solusyon 2. Tinutunaw ang 0.350 g ng potassium hydroxide para makagawa ng 750.0 mL ng solusyon. Gamit ang mga standard atomic weight ng IUPAC na naka-round sa dalawang decimal (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, at [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, at pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, na nililimitahan sa dalawang decimal place ng 14.00.

Halimbawang may solusyon 3. Hanapin ang pH ng 3.60 × 10⁻³ mol/L na strontium hydroxide. Ang Sr(OH)₂ ay naglalabas ng dalawang hydroxide ion bawat formula unit, kaya [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 at pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Ang pagkalimot sa factor na 2 ay magbibigay ng pH na masyadong mababa nang mga 0.30.

Halimbawang may solusyon 4. May pH 4.62 ang isang solusyon. Baligtarin ang logarithm: [H₃O⁺] = 10 itinaas sa power na −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Ang dalawang decimal place sa pH ay nagpapahintulot ng dalawang mahalagang digit sa konsentrasyon. Ang pOH ay 14.00 − 4.62 = 9.38, kaya [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Mga pagkakamali sa logarithm at stoichiometry sa gawaing pH

Karamihan sa mga error sa pH ay galing sa logarithm o sa formula ng acid o base. Nahuhuli ng mabilis na pagsusuri sa katinuan ang marami sa mga ito: ang mga acidic na solusyon sa 25 °C ay may pH na mas mababa sa 7, ang mga basic ay mas mataas sa 7, at ang bawat factor na sampu sa konsentrasyon ay gumagalaw sa pH nang isang yunit.

Mag-ingat sa napakadilute na malalakas na acid. Ang 1.0 × 10⁻⁸ mol/L na solusyon ng HCl ay walang pH 8, na magiging basic. Sa ganito kababang konsentrasyon, hindi bale-wala ang mga hydronium ion mula sa sariling ionization ng tubig, at ang buong pagtrato ay nagbibigay ng pH na mga 6.98, bahagyang mas mababa sa neutral.

• Pag-alis ng minus sign: positibo ang −log ng numerong mas mababa sa 1. Ang negatibong pH mula sa karaniwang dilute na solusyon ay hudyat ng error sa tanda.
• Pagkalimot sa stoichiometry: ang Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, at Ba(OH)₂ ay bawat isa'y naglalabas ng dalawang OH⁻ bawat formula unit.
• Paggamit ng pH kapag pOH ang ibinibigay ng base: hanapin muna ang pOH mula sa [OH⁻], saka mag-convert.
• Pagturing sa mahinang acid bilang malakas: katumbas lang ng konsentrasyon ng acid ang [H₃O⁺] para sa malalakas na acid.
• Paglalapat ng pH + pOH = 14.00 sa mga temperaturang malayo sa 25 °C.