Ácidos, bases e pH: transferencia de protóns e escala logarítmica

Dos ácidos de Arrhenius á transferencia de protóns de Brønsted–Lowry

Arrhenius definiu un ácido como un composto que produce ións hidróxeno en auga e unha base como un que produce ións hidróxido. A definición funciona para o ácido clorhídrico e o hidróxido de sodio, pero non pode explicar por que o amoníaco, NH₃, que non contén hidróxido, fai básica a auga.

A definición de Brønsted–Lowry soluciona isto centrándose no protón. Un ácido é un doador de protóns e unha base é un aceptor de protóns, así que toda reacción ácido-base é unha transferencia de protóns dunha especie a outra. O amoníaco é unha base porque acepta un protón da auga: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Un protón libre non existe solto na auga. Únese a unha molécula de auga para formar o ión hidronio, H₃O⁺. Os químicos escriben a miúdo H⁺(aq) como abreviatura, e as dúas notacións significan o mesmo nos cálculos de pH.

Atopar pares ácido-base conxugados

Cando un ácido doa un protón, o que queda é a súa base conxugada; cando unha base acepta un protón, convértese no seu ácido conxugado. Os dous membros dun par conxugado difiren exactamente nun H⁺. En HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), os pares son HF/F⁻ e H₃O⁺/H₂O.

A auga aparece como base na reacción do HF e como ácido na reacción do amoníaco. Unha especie que pode doar ou aceptar un protón chámase anfiprótica. O hidroxenocarbonato, HCO₃⁻, é outro exemplo: pode perder un protón para dar CO₃²⁻ ou gañar un para dar H₂CO₃.

• Escribe a ecuación e busca a especie que perde un H⁺ ao pasar de esquerda a dereita. Ese é o ácido.
• Busca a especie que gaña un H⁺. Esa é a base.
• Empareja cada reactivo co produto que difire del nun H⁺, e comproba que as cargas difiren nunha unidade.

Forte e débil describen o alcance, non a concentración

Un ácido forte ioniza practicamente por completo en auga, así que cada molécula de ácido disolta dá H₃O⁺ e a súa base conxugada. Os ácidos fortes comúns son HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ e H₂SO₄ (polo seu primeiro protón). As bases fortes comúns son os hidróxidos dos metais do grupo 1 e do calcio, o estroncio e o bario. Un ácido débil só ioniza en parte, e establécese un equilibrio entre a molécula e os seus ións.

A forza e a concentración son ideas distintas. Unha disolución diluída dun ácido forte pode ter menos ións hidronio ca unha disolución concentrada dun débil. A igual concentración, con todo, a diferenza é grande. Unha disolución de HCl de 0.10 mol/L ten [H₃O⁺] = 0.10 mol/L e pH 1.00. O ácido acético, cunha constante de ionización ácida Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Apéndice H), só está ionizado ao redor dun 1 por cento a 0.10 mol/L, e o seu pH é aproximadamente 2.9. Os cálculos de equilibrio de ácidos débiles son un tema á parte; esta guía só usa a comparación.

A forza dun ácido e a da súa base conxugada están ligadas. As bases conxugadas dos ácidos fortes, como Cl⁻ e NO₃⁻, teñen unha tendencia desprezable a aceptar un protón en auga.

O produto iónico da auga, o pH e o pOH

Mesmo a auga pura contén algúns ións, porque as moléculas de auga transfírense protóns entre si: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). A constante de equilibrio desta autoionización é Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ a 25 °C. Na auga pura as dúas concentracións son iguais, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L cada unha. En calquera disolución acuosa a 25 °C, se coñeces unha concentración podes atopar a outra dividindo Kw por ela.

Como estas concentracións abarcan moitas potencias de dez, os químicos usan logaritmos: pH = −log[H₃O⁺] e pOH = −log[OH⁻]. Tomar o logaritmo negativo da expresión de Kw dá pH + pOH = 14.00 a 25 °C. Un cambio dunha unidade de pH é un cambio de dez veces na concentración de hidronio, así que unha disolución de pH 3 ten 100 veces a [H₃O⁺] dunha de pH 5.

Neutro significa [H₃O⁺] = [OH⁻], o que é pH 7.00 só a 25 °C. Kw aumenta coa temperatura; OpenStax dá aproximadamente 5.6 × 10⁻¹³ a 100 °C, onde a auga neutra ten un pH próximo a 6.1. Nos logaritmos, o número de posicións decimais dun pH é igual ao número de cifras significativas da concentración.

Calcular o pH de ácidos fortes e bases fortes

Exemplo resolto 1. Atopa o pH do ácido nítrico de 4.6 × 10⁻³ mol/L. O HNO₃ é forte, así que [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. A concentración ten dúas cifras significativas, así que o pH ten dúas posicións decimais. Entón [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, minúscula como se espera nunha disolución ácida.

Exemplo resolto 2. Disólvense 0.350 g de hidróxido de potasio para facer 750.0 mL de disolución. Con pesos atómicos estándar da IUPAC redondeados a dúas decimais (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, e [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, e pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, limitado a dúas posicións decimais polo 14.00.

Exemplo resolto 3. Atopa o pH do hidróxido de estroncio de 3.60 × 10⁻³ mol/L. O Sr(OH)₂ libera dous ións hidróxido por unidade fórmula, así que [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 e pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Esquecer o factor 2 daría un pH aproximadamente 0.30 máis baixo do debido.

Exemplo resolto 4. Unha disolución ten pH 4.62. Inverte o logaritmo: [H₃O⁺] = 10 elevado a −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. As dúas posicións decimais do pH permiten dúas cifras significativas na concentración. O pOH é 14.00 − 4.62 = 9.38, así que [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Erros de logaritmos e de estequiometría nos cálculos de pH

A maioría dos erros de pH proceden do logaritmo ou da fórmula do ácido ou da base. Unha comprobación rápida de sentido detecta moitos: as disolucións ácidas a 25 °C teñen pH inferior a 7, as básicas superior a 7, e cada factor de dez na concentración move o pH nunha unidade.

Ten coidado cos ácidos fortes moi diluídos. Unha disolución de HCl de 1.0 × 10⁻⁸ mol/L non ten pH 8, que sería básico. A concentracións tan baixas, os ións hidronio da propia ionización da auga non son desprezables, e un tratamento completo dá un pH de aproximadamente 6.98, un pouco por debaixo do neutro.

• Esquecer o signo menos: o −log dun número inferior a 1 é positivo. Un pH negativo nunha disolución diluída normal indica un erro de signo.
• Esquecer a estequiometría: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ e Ba(OH)₂ liberan cada un dous OH⁻ por unidade fórmula.
• Usar o pH cando a base dá pOH: atopa primeiro o pOH a partir de [OH⁻] e despois converte.
• Tratar un ácido débil como forte: [H₃O⁺] é igual á concentración do ácido só nos ácidos fortes.
• Aplicar pH + pOH = 14.00 a temperaturas moi afastadas de 25 °C.