Kiseline, baze i pH: prijenos protona i logaritamska ljestvica

Od Arrheniusovih kiselina do Brønsted–Lowryjeva prijenosa protona

Arrhenius je kiselinu definirao kao spoj koji u vodi daje vodikove ione, a bazu kao onaj koji daje hidroksidne ione. Definicija vrijedi za klorovodičnu kiselinu i natrijev hidroksid, ali ne može objasniti zašto amonijak, NH₃, koji ne sadrži hidroksid, vodu čini lužnatom.

Brønsted–Lowryjeva definicija to ispravlja usmjeravanjem na proton. Kiselina je donor protona, a baza akceptor protona, pa je svaka kiselinsko-bazna reakcija prijenos protona s jedne vrste na drugu. Amonijak je baza jer prima proton od vode: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Goli proton ne postoji slobodan u vodi. Veže se na molekulu vode i tvori oksonijev ion, H₃O⁺. Kemičari često pišu H⁺(aq) kao skraćenicu, a dva zapisa znače isto u izračunima pH.

Pronalaženje konjugiranih kiselinsko-baznih parova

Kad kiselina otpusti proton, ono što ostaje njezina je konjugirana baza; kad baza primi proton, postaje svoja konjugirana kiselina. Dva člana konjugiranog para razlikuju se za točno jedan H⁺. U HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) parovi su HF/F⁻ i H₃O⁺/H₂O.

Voda se pojavljuje kao baza u reakciji s HF i kao kiselina u reakciji s amonijakom. Vrsta koja može ili otpustiti ili primiti proton zove se amfiprotična. Hidrogenkarbonat, HCO₃⁻, još je jedan primjer: može izgubiti proton i postati CO₃²⁻ ili primiti jedan i postati H₂CO₃.

• Napišite jednadžbu i pronađite vrstu koja gubi H⁺ prelaskom slijeva nadesno. To je kiselina.
• Pronađite vrstu koja dobiva H⁺. To je baza.
• Uparite svaki reaktant s produktom koji se od njega razlikuje za jedan H⁺ i provjerite razlikuju li se naboji za jedan.

Jaka i slaba opisuju opseg, a ne koncentraciju

Jaka kiselina u vodi ionizira gotovo potpuno, pa svaka otopljena molekula kiseline daje H₃O⁺ i svoju konjugiranu bazu. Uobičajene jake kiseline su HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ i H₂SO₄ (za prvi proton). Uobičajene jake baze su hidroksidi metala 1. skupine te kalcija, stroncija i barija. Slaba kiselina ionizira samo djelomično i uspostavlja se ravnoteža između molekule i njezinih iona.

Jakost i koncentracija zasebne su ideje. Razrijeđena otopina jake kiseline može imati manje oksonijevih iona od koncentrirane otopine slabe. Pri jednakoj koncentraciji, međutim, razlika je velika. Otopina HCl od 0.10 mol/L ima [H₃O⁺] = 0.10 mol/L i pH 1.00. Octena kiselina, s konstantom ionizacije kiseline Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax dodatak H), pri 0.10 mol/L ionizirana je tek oko 1 posto, a njezin pH iznosi oko 2.9. Izračuni ravnoteže slabih kiselina zasebna su tema; ovaj vodič koristi samo usporedbu.

Jakost kiseline i njezine konjugirane baze povezane su. Konjugirane baze jakih kiselina, poput Cl⁻ i NO₃⁻, imaju zanemarivu sklonost primanju protona u vodi.

Ionski produkt vode, pH i pOH

Čak i čista voda sadrži nekoliko iona, jer molekule vode prenose protone jedna na drugu: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Konstanta ravnoteže te autoionizacije je Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ pri 25 °C. U čistoj vodi obje su koncentracije jednake, po 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. U svakoj vodenoj otopini pri 25 °C, ako znate jednu koncentraciju, drugu možete naći dijeljenjem Kw njome.

Budući da te koncentracije obuhvaćaju mnogo potencija broja deset, kemičari koriste logaritme: pH = −log[H₃O⁺] i pOH = −log[OH⁻]. Uzimanjem negativnog logaritma izraza za Kw dobiva se pH + pOH = 14.00 pri 25 °C. Promjena od jedne jedinice pH je desetostruka promjena koncentracije oksonijevih iona, pa otopina pri pH 3 ima 100 puta veći [H₃O⁺] od one pri pH 5.

Neutralno znači [H₃O⁺] = [OH⁻], što je pH 7.00 samo pri 25 °C. Kw raste s temperaturom; OpenStax navodi oko 5.6 × 10⁻¹³ pri 100 °C, gdje neutralna voda ima pH blizu 6.1. Za logaritme, broj decimalnih mjesta u pH jednak je broju značajnih znamenki u koncentraciji.

Izračun pH za jake kiseline i jake baze

Riješeni primjer 1. Pronađite pH dušične kiseline od 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ je jaka, pa je [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentracija ima dvije značajne znamenke, pa pH ima dvije decimale. Tada je [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, sićušno kao što se očekuje u kiseloj otopini.

Riješeni primjer 2. 0.350 g kalijeva hidroksida otopljeno je da se dobije 750.0 mL otopine. Uz IUPAC-ove standardne atomske mase zaokružene na dvije decimale (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, a [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, a pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ograničen na dvije decimale brojem 14.00.

Riješeni primjer 3. Pronađite pH stroncijeva hidroksida od 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ oslobađa dva hidroksidna iona po formulskoj jedinki, pa je [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143, a pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Zaboravljanje faktora 2 dalo bi pH za oko 0.30 prenizak.

Riješeni primjer 4. Otopina ima pH 4.62. Obrnite logaritam: [H₃O⁺] = 10 na potenciju −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Dvije decimale u pH dopuštaju dvije značajne znamenke u koncentraciji. pOH iznosi 14.00 − 4.62 = 9.38, pa je [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Pogreške s logaritmima i stehiometrijom u radu s pH

Većina pogrešaka s pH dolazi od logaritma ili od formule kiseline ili baze. Brza provjera razumnosti hvata mnoge: kisele otopine pri 25 °C imaju pH ispod 7, lužnate iznad 7, a svaki faktor deset u koncentraciji pomiče pH za jednu jedinicu.

Budite oprezni s vrlo razrijeđenim jakim kiselinama. Otopina HCl od 1.0 × 10⁻⁸ mol/L nema pH 8, što bi bilo lužnato. Pri tako niskim koncentracijama oksonijevi ioni iz vlastite ionizacije vode nisu zanemarivi, a potpun postupak daje pH od oko 6.98, malo ispod neutralnog.

• Izostavljanje predznaka minus: −log broja ispod 1 je pozitivan. Negativan pH obične razrijeđene otopine upućuje na pogrešku predznaka.
• Zaboravljanje stehiometrije: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ i Ba(OH)₂ oslobađaju po dva OH⁻ po formulskoj jedinki.
• Upotreba pH kad baza daje pOH: prvo odredite pOH iz [OH⁻], a zatim pretvorite.
• Tretiranje slabe kiseline kao jake: [H₃O⁺] jednak je koncentraciji kiseline samo za jake kiseline.
• Primjena pH + pOH = 14.00 pri temperaturama daleko od 25 °C.