ઍસિડ, બેઝ અને pH: પ્રોટૉન સ્થાનાંતરણ અને લઘુગણક માપક્રમ

એરહેનિયસ ઍસિડથી બ્રૉન્સ્ટેડ–લોરી પ્રોટૉન સ્થાનાંતરણ સુધી

એરહેનિયસે ઍસિડને એવા સંયોજન તરીકે વ્યાખ્યાયિત કર્યો જે પાણીમાં હાઇડ્રોજન આયનો ઉત્પન્ન કરે અને બેઝને એવા સંયોજન તરીકે જે હાઇડ્રૉક્સાઇડ આયનો ઉત્પન્ન કરે. વ્યાખ્યા હાઇડ્રોક્લોરિક ઍસિડ અને સોડિયમ હાઇડ્રૉક્સાઇડ માટે કામ કરે છે, પરંતુ તે સમજાવી શકતી નથી કે એમોનિયા, NH₃, જેમાં હાઇડ્રૉક્સાઇડ નથી, પાણીને બેઝિક કેમ બનાવે છે.

બ્રૉન્સ્ટેડ–લોરી વ્યાખ્યા પ્રોટૉન પર ધ્યાન કેન્દ્રિત કરીને આને સુધારે છે. ઍસિડ પ્રોટૉન દાતા છે અને બેઝ પ્રોટૉન સ્વીકારક છે, તેથી દરેક ઍસિડ–બેઝ પ્રક્રિયા એક સ્પીશીઝમાંથી બીજીમાં પ્રોટૉન સ્થાનાંતરણ છે. એમોનિયા બેઝ છે કારણ કે તે પાણીમાંથી પ્રોટૉન સ્વીકારે છે: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

ખુલ્લો પ્રોટૉન પાણીમાં મુક્ત રીતે અસ્તિત્વ ધરાવતો નથી. તે પાણીના અણુ સાથે બંધાઈને હાઇડ્રોનિયમ આયન, H₃O⁺, બનાવે છે. રસાયણશાસ્ત્રીઓ ઘણી વાર H⁺(aq) સંક્ષિપ્ત રીતે લખે છે, અને pH ગણતરીઓમાં બંને સંકેતોનો અર્થ સમાન છે.

સંયુગ્મી ઍસિડ–બેઝ જોડ શોધવી

જ્યારે ઍસિડ પ્રોટૉન આપે છે, ત્યારે જે બાકી રહે છે તે તેનો સંયુગ્મી બેઝ છે; જ્યારે બેઝ પ્રોટૉન સ્વીકારે છે, ત્યારે તે તેનો સંયુગ્મી ઍસિડ બને છે. સંયુગ્મી જોડના બે સભ્યો બરાબર એક H⁺ થી અલગ પડે છે. HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) માં, જોડ HF/F⁻ અને H₃O⁺/H₂O છે.

HF પ્રક્રિયામાં પાણી બેઝ તરીકે અને એમોનિયા પ્રક્રિયામાં ઍસિડ તરીકે દેખાય છે. જે સ્પીશીઝ પ્રોટૉન આપી પણ શકે અને સ્વીકારી પણ શકે તેને ઉભયપ્રોટૉની કહેવાય છે. હાઇડ્રોજન કાર્બોનેટ, HCO₃⁻, બીજું ઉદાહરણ છે: તે CO₃²⁻ બનવા પ્રોટૉન ગુમાવી શકે અથવા H₂CO₃ બનવા એક મેળવી શકે.

• સમીકરણ લખો અને ડાબેથી જમણે જતાં H⁺ ગુમાવતી સ્પીશીઝ શોધો. તે ઍસિડ છે.
• H⁺ મેળવતી સ્પીશીઝ શોધો. તે બેઝ છે.
• દરેક પ્રક્રિયકને એક H⁺ થી અલગ પડતી નીપજ સાથે જોડો, અને ચકાસો કે વીજભારો એકથી અલગ પડે છે.

પ્રબળ અને નિર્બળ વ્યાપ દર્શાવે છે, સાંદ્રતા નહીં

પ્રબળ ઍસિડ પાણીમાં મૂળભૂત રીતે સંપૂર્ણપણે આયનીકૃત થાય છે, તેથી ઓગળેલો દરેક ઍસિડ અણુ H₃O⁺ અને તેનો સંયુગ્મી બેઝ આપે છે. સામાન્ય પ્રબળ ઍસિડ HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ અને H₂SO₄ (તેના પહેલા પ્રોટૉન માટે) છે. સામાન્ય પ્રબળ બેઝ સમૂહ 1 ની ધાતુઓના અને કૅલ્શિયમ, સ્ટ્રોન્શિયમ તથા બેરિયમના હાઇડ્રૉક્સાઇડ છે. નિર્બળ ઍસિડ ફક્ત અંશતઃ આયનીકૃત થાય છે, અને અણુ અને તેના આયનો વચ્ચે સંતુલન સ્થપાય છે.

પ્રબળતા અને સાંદ્રતા અલગ વિચારો છે. પ્રબળ ઍસિડના મંદ દ્રાવણમાં નિર્બળ ઍસિડના સાંદ્ર દ્રાવણ કરતાં ઓછા હાઇડ્રોનિયમ આયનો હોઈ શકે. સમાન સાંદ્રતાએ, જોકે, તફાવત મોટો છે. 0.10 mol/L HCl દ્રાવણમાં [H₃O⁺] = 0.10 mol/L અને pH 1.00 છે. ઍસિટિક ઍસિડ, ઍસિડ આયનીકરણ અચળાંક Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax પરિશિષ્ટ H) સાથે, 0.10 mol/L પર માત્ર લગભગ 1 ટકા આયનીકૃત છે, અને તેનો pH લગભગ 2.9 છે. નિર્બળ-ઍસિડ સંતુલન ગણતરીઓ અલગ વિષય છે; આ માર્ગદર્શિકા ફક્ત સરખામણીનો ઉપયોગ કરે છે.

ઍસિડની પ્રબળતા અને તેના સંયુગ્મી બેઝની પ્રબળતા જોડાયેલી છે. પ્રબળ ઍસિડના સંયુગ્મી બેઝ, જેમ કે Cl⁻ અને NO₃⁻, પાણીમાં પ્રોટૉન સ્વીકારવાની નગણ્ય વૃત્તિ ધરાવે છે.

પાણીનો આયન ગુણાકાર, pH અને pOH

શુદ્ધ પાણીમાં પણ થોડા આયનો હોય છે, કારણ કે પાણીના અણુઓ એકબીજાને પ્રોટૉન આપે છે: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). આ સ્વ-આયનીકરણ માટેનો સંતુલન અચળાંક 25 °C પર Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ છે. શુદ્ધ પાણીમાં બંને સાંદ્રતાઓ સરખી હોય છે, દરેક 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. 25 °C પરના કોઈ પણ જલીય દ્રાવણમાં, જો તમે એક સાંદ્રતા જાણો તો Kw ને તેનાથી ભાગીને બીજી શોધી શકો.

કારણ કે આ સાંદ્રતાઓ દસની અનેક ઘાતોમાં ફેલાયેલી છે, રસાયણશાસ્ત્રીઓ લઘુગણકનો ઉપયોગ કરે છે: pH = −log[H₃O⁺] અને pOH = −log[OH⁻]. Kw પદાવલિનો ઋણ લઘુગણક લેતાં 25 °C પર pH + pOH = 14.00 મળે છે. pH ના એક એકમનો ફેરફાર હાઇડ્રોનિયમ સાંદ્રતામાં દસ ગણો ફેરફાર છે, તેથી pH 3 વાળા દ્રાવણમાં pH 5 વાળા દ્રાવણ કરતાં [H₃O⁺] 100 ગણો હોય છે.

તટસ્થ એટલે [H₃O⁺] = [OH⁻], જે ફક્ત 25 °C પર pH 7.00 છે. Kw તાપમાન સાથે વધે છે; OpenStax 100 °C પર લગભગ 5.6 × 10⁻¹³ આપે છે, જ્યાં તટસ્થ પાણીનો pH 6.1 ની નજીક છે. લઘુગણકો માટે, pH માંના દશાંશ સ્થાનોની સંખ્યા સાંદ્રતાના સાર્થક અંકોની સંખ્યા જેટલી હોય છે.

પ્રબળ ઍસિડ અને પ્રબળ બેઝ માટે pH ગણવો

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 1. 4.6 × 10⁻³ mol/L નાઇટ્રિક ઍસિડનો pH શોધો. HNO₃ પ્રબળ છે, તેથી [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. સાંદ્રતામાં બે સાર્થક અંકો છે, તેથી pH માં બે દશાંશ સ્થાનો છે. પછી [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, ઍસિડિક દ્રાવણમાં અપેક્ષા મુજબ અત્યંત નાની.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 2. 0.350 g પોટેશિયમ હાઇડ્રૉક્સાઇડને 750.0 mL દ્રાવણ બનાવવા ઓગાળવામાં આવે છે. બે દશાંશ સુધી રાઉન્ડ કરેલા IUPAC પ્રમાણભૂત પરમાણ્વીય વજનો (K 39.10, O 16.00, H 1.01) વાપરતાં, M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, અને [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, અને pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, 14.00 વડે બે દશાંશ સ્થાન સુધી મર્યાદિત.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 3. 3.60 × 10⁻³ mol/L સ્ટ્રોન્શિયમ હાઇડ્રૉક્સાઇડનો pH શોધો. Sr(OH)₂ દરેક સૂત્ર એકમ દીઠ બે હાઇડ્રૉક્સાઇડ આયનો મુક્ત કરે છે, તેથી [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 અને pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. 2 નો અવયવ ભૂલી જવાથી pH લગભગ 0.30 ઓછો આવે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 4. દ્રાવણનો pH 4.62 છે. લઘુગણક ઊલટાવો: [H₃O⁺] = 10 ની ઘાત −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. pH માંના બે દશાંશ સ્થાનો સાંદ્રતામાં બે સાર્થક અંકોની છૂટ આપે છે. pOH 14.00 − 4.62 = 9.38 છે, તેથી [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

pH ના કામમાં લઘુગણક અને સ્ટોઇકિયોમેટ્રીની ભૂલો

pH ની મોટા ભાગની ભૂલો લઘુગણક અથવા ઍસિડ કે બેઝના સૂત્રમાંથી આવે છે. ઝડપી સુસંગતતા ચકાસણી ઘણી પકડી લે છે: 25 °C પર ઍસિડિક દ્રાવણોનો pH 7 થી નીચે, બેઝિક દ્રાવણોનો 7 થી ઉપર હોય છે, અને સાંદ્રતામાં દસ ગણો દરેક ફેરફાર pH ને એક એકમ ખસેડે છે.

ખૂબ મંદ પ્રબળ ઍસિડથી સાવધ રહો. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl દ્રાવણનો pH 8 નથી, જે બેઝિક કહેવાય. આટલી ઓછી સાંદ્રતાઓએ, પાણીના પોતાના આયનીકરણમાંથી આવતા હાઇડ્રોનિયમ આયનો નગણ્ય નથી, અને સંપૂર્ણ સારવાર લગભગ 6.98 નો pH આપે છે, તટસ્થથી સહેજ નીચે.

• ઋણ ચિહ્ન છોડી દેવું: 1 કરતાં નાની સંખ્યાનો −log ધન હોય છે. સામાન્ય મંદ દ્રાવણ માટે ઋણ pH ચિહ્નની ભૂલ સૂચવે છે.
• સ્ટોઇકિયોમેટ્રી ભૂલી જવી: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ અને Ba(OH)₂ દરેક સૂત્ર એકમ દીઠ બે OH⁻ મુક્ત કરે છે.
• બેઝ pOH આપે ત્યારે pH વાપરવો: પહેલા [OH⁻] પરથી pOH શોધો, પછી રૂપાંતર કરો.
• નિર્બળ ઍસિડને પ્રબળ ગણવો: [H₃O⁺] ઍસિડ સાંદ્રતા જેટલો ફક્ત પ્રબળ ઍસિડ માટે હોય છે.
• 25 °C થી ઘણા દૂરના તાપમાને pH + pOH = 14.00 લાગુ કરવું.