अम्ल, क्षार और pH: प्रोटॉन स्थानांतरण और लघुगणकीय पैमाना

अरहीनियस अम्लों से ब्रॉन्स्टेड–लोरी प्रोटॉन स्थानांतरण तक

अरहीनियस ने अम्ल को ऐसा यौगिक परिभाषित किया जो जल में हाइड्रोजन आयन उत्पन्न करे और क्षार को ऐसा जो हाइड्रॉक्साइड आयन उत्पन्न करे। परिभाषा हाइड्रोक्लोरिक अम्ल और सोडियम हाइड्रॉक्साइड के लिए काम करती है, पर यह समझा नहीं सकती कि अमोनिया, NH₃, जिसमें हाइड्रॉक्साइड नहीं है, जल को क्षारीय क्यों बनाता है।

ब्रॉन्स्टेड–लोरी परिभाषा प्रोटॉन पर ध्यान केंद्रित करके इसे ठीक करती है। अम्ल प्रोटॉन दाता है और क्षार प्रोटॉन ग्राही, इसलिए हर अम्ल-क्षार अभिक्रिया एक स्पीशीज़ से दूसरी में प्रोटॉन स्थानांतरण है। अमोनिया क्षार है क्योंकि वह जल से प्रोटॉन ग्रहण करता है: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)।

नग्न प्रोटॉन जल में मुक्त नहीं रहता। वह जल के अणु से जुड़कर हाइड्रोनियम आयन, H₃O⁺, बनाता है। रसायनज्ञ अक्सर संक्षेप में H⁺(aq) लिखते हैं, और pH की गणनाओं में दोनों संकेतनों का अर्थ एक ही है।

संयुग्मी अम्ल–क्षार युग्म ढूँढना

जब अम्ल प्रोटॉन दान करता है, तो जो बचता है वह उसका संयुग्मी क्षार है; जब क्षार प्रोटॉन ग्रहण करता है, तो वह उसका संयुग्मी अम्ल बन जाता है। संयुग्मी युग्म के दो सदस्य ठीक एक H⁺ से भिन्न होते हैं। HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) में युग्म हैं HF/F⁻ और H₃O⁺/H₂O।

HF अभिक्रिया में जल क्षार के रूप में और अमोनिया की अभिक्रिया में अम्ल के रूप में आता है। जो स्पीशीज़ प्रोटॉन दान या ग्रहण दोनों कर सके उसे उभयप्रोटिक कहते हैं। हाइड्रोजन कार्बोनेट, HCO₃⁻, एक और उदाहरण है: वह प्रोटॉन खोकर CO₃²⁻ बन सकता है या एक पाकर H₂CO₃।

• समीकरण लिखें और वह स्पीशीज़ खोजें जो बाएँ से दाएँ जाने पर H⁺ खोती है। वह अम्ल है।
• वह स्पीशीज़ खोजें जो H⁺ पाती है। वह क्षार है।
• हर अभिकारक को उस उत्पाद से जोड़ें जो उससे एक H⁺ से भिन्न हो, और जाँचें कि आवेश एक से भिन्न हैं।

प्रबल और दुर्बल सीमा बताते हैं, सांद्रता नहीं

प्रबल अम्ल जल में लगभग पूरी तरह आयनित होता है, इसलिए घुला हुआ हर अम्ल अणु H₃O⁺ और अपना संयुग्मी क्षार देता है। सामान्य प्रबल अम्ल हैं HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ और H₂SO₄ (उसके पहले प्रोटॉन के लिए)। सामान्य प्रबल क्षार समूह 1 की धातुओं और कैल्शियम, स्ट्रॉन्शियम तथा बेरियम के हाइड्रॉक्साइड हैं। दुर्बल अम्ल केवल आंशिक रूप से आयनित होता है, और अणु तथा उसके आयनों के बीच साम्य स्थापित हो जाता है।

प्रबलता और सांद्रता अलग विचार हैं। प्रबल अम्ल के तनु विलयन में किसी दुर्बल अम्ल के सांद्र विलयन से कम हाइड्रोनियम आयन हो सकते हैं। समान सांद्रता पर, हालाँकि, अंतर बड़ा होता है। 0.10 mol/L HCl विलयन में [H₃O⁺] = 0.10 mol/L और pH 1.00 है। ऐसीटिक अम्ल, जिसका अम्ल आयनन स्थिरांक Ka = 1.8 × 10⁻⁵ है (OpenStax परिशिष्ट H), 0.10 mol/L पर केवल लगभग 1 प्रतिशत आयनित है, और उसका pH लगभग 2.9 है। दुर्बल अम्ल के साम्य परिकलन अलग विषय हैं; यह मार्गदर्शिका केवल तुलना का उपयोग करती है।

अम्ल की प्रबलता और उसके संयुग्मी क्षार की प्रबलता जुड़ी हुई हैं। प्रबल अम्लों के संयुग्मी क्षारों, जैसे Cl⁻ और NO₃⁻, में जल में प्रोटॉन ग्रहण करने की प्रवृत्ति नगण्य होती है।

जल का आयन गुणनफल, pH और pOH

शुद्ध जल में भी कुछ आयन होते हैं, क्योंकि जल के अणु एक-दूसरे को प्रोटॉन स्थानांतरित करते हैं: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)। इस स्व-आयनन का साम्य स्थिरांक 25 °C पर Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ है। शुद्ध जल में दोनों सांद्रताएँ बराबर हैं, प्रत्येक 1.0 × 10⁻⁷ mol/L। 25 °C पर किसी भी जलीय विलयन में, यदि आप एक सांद्रता जानते हैं तो Kw को उससे भाग देकर दूसरी ज्ञात कर सकते हैं।

क्योंकि ये सांद्रताएँ दस की कई घातों में फैली हैं, रसायनज्ञ लघुगणक का उपयोग करते हैं: pH = −log[H₃O⁺] और pOH = −log[OH⁻]। Kw व्यंजक का ऋणात्मक लघुगणक लेने पर 25 °C पर pH + pOH = 14.00 मिलता है। pH की एक इकाई का परिवर्तन हाइड्रोनियम सांद्रता में दस गुना परिवर्तन है, इसलिए pH 3 वाले विलयन में pH 5 वाले विलयन से 100 गुना [H₃O⁺] होता है।

उदासीन का अर्थ [H₃O⁺] = [OH⁻] है, जो केवल 25 °C पर pH 7.00 है। Kw ताप के साथ बढ़ता है; OpenStax 100 °C पर लगभग 5.6 × 10⁻¹³ देती है, जहाँ उदासीन जल का pH लगभग 6.1 है। लघुगणकों के लिए, pH में दशमलव स्थानों की संख्या सांद्रता के सार्थक अंकों की संख्या के बराबर होती है।

प्रबल अम्लों और प्रबल क्षारों के लिए pH की गणना

हल किया गया उदाहरण 1। 4.6 × 10⁻³ mol/L नाइट्रिक अम्ल का pH ज्ञात करें। HNO₃ प्रबल है, इसलिए [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L। pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34। सांद्रता में दो सार्थक अंक हैं, इसलिए pH में दो दशमलव स्थान हैं। तब [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, जो अम्लीय विलयन में अपेक्षा के अनुसार बहुत छोटा है।

हल किया गया उदाहरण 2। 0.350 g पोटैशियम हाइड्रॉक्साइड को घोलकर 750.0 mL विलयन बनाया जाता है। दो दशमलव तक पूर्णांकित IUPAC मानक परमाणु भार (K 39.10, O 16.00, H 1.01) लेने पर M(KOH) = 56.11 g/mol है। n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, और [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L। pOH = 2.080, और pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, जो 14.00 के कारण दो दशमलव स्थानों तक सीमित है।

हल किया गया उदाहरण 3। 3.60 × 10⁻³ mol/L स्ट्रॉन्शियम हाइड्रॉक्साइड का pH ज्ञात करें। Sr(OH)₂ प्रति सूत्र इकाई दो हाइड्रॉक्साइड आयन मुक्त करता है, इसलिए [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L। pOH = 2.143 और pH = 14.00 − 2.143 = 11.86। 2 का गुणक भूलने से pH लगभग 0.30 कम आता।

हल किया गया उदाहरण 4। किसी विलयन का pH 4.62 है। लघुगणक को उलटें: [H₃O⁺] = 10 की घात −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L। pH के दो दशमलव स्थान सांद्रता में दो सार्थक अंकों की अनुमति देते हैं। pOH 14.00 − 4.62 = 9.38 है, इसलिए [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L।

pH के काम में लघुगणक और स्टॉइकियोमीट्री की गलतियाँ

अधिकतर pH त्रुटियाँ लघुगणक से या अम्ल अथवा क्षार के सूत्र से आती हैं। एक त्वरित विवेक-जाँच कई को पकड़ लेती है: 25 °C पर अम्लीय विलयनों का pH 7 से कम होता है, क्षारीय का 7 से अधिक, और सांद्रता में दस का हर गुणक pH को एक इकाई खिसकाता है।

बहुत तनु प्रबल अम्लों से सावधान रहें। 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl विलयन का pH 8 नहीं होता, जो क्षारीय होता। इतनी कम सांद्रताओं पर जल के अपने आयनन से आए हाइड्रोनियम आयन नगण्य नहीं होते, और पूर्ण उपचार लगभग 6.98 का pH देता है, उदासीन से ठीक नीचे।

• ऋण चिह्न छोड़ देना: 1 से कम संख्या का −log धनात्मक होता है। साधारण तनु विलयन के लिए ऋणात्मक pH चिह्न की त्रुटि का संकेत है।
• स्टॉइकियोमीट्री भूल जाना: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ और Ba(OH)₂ प्रत्येक प्रति सूत्र इकाई दो OH⁻ मुक्त करते हैं।
• जब क्षार pOH देता है तब pH का उपयोग करना: पहले [OH⁻] से pOH निकालें, फिर बदलें।
• दुर्बल अम्ल को प्रबल मानना: [H₃O⁺] अम्ल की सांद्रता के बराबर केवल प्रबल अम्लों के लिए होता है।
• 25 °C से बहुत दूर के तापमानों पर pH + pOH = 14.00 लगाना।