Sýrur, basar og pH: róteindaflutningur og lograkvarðinn

Frá sýrum Arrheniusar til róteindaflutnings Brønsted–Lowry

Arrhenius skilgreindi sýru sem efnasamband sem myndar vetnisjónir í vatni og basa sem efnasamband sem myndar hýdroxíðjónir. Skilgreiningin virkar fyrir saltsýru og natríumhýdroxíð, en hún getur ekki skýrt hvers vegna ammóníak, NH₃, sem inniheldur ekkert hýdroxíð, gerir vatn basískt.

Skilgreining Brønsted–Lowry lagar þetta með því að horfa á róteindina. Sýra er róteindagjafi og basi er róteindaþegi, svo sérhvert sýru-basa-hvarf er róteindaflutningur frá einni tegund til annarrar. Ammóníak er basi því það tekur við róteind frá vatni: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Ber róteind er ekki til frjáls í vatni. Hún tengist vatnssameind og myndar hýdróníumjónina, H₃O⁺. Efnafræðingar skrifa oft H⁺(aq) sem stytting og rithættirnir tveir merkja það sama í pH-útreikningum.

Samtengd sýru-basa-pör fundin

Þegar sýra gefur róteind er það sem eftir verður samtengdur basi hennar; þegar basi tekur við róteind verður hann samtengd sýra hans. Meðlimir samtengds pars eru ólíkir um nákvæmlega eitt H⁺. Í HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) eru pörin HF/F⁻ og H₃O⁺/H₂O.

Vatn kemur fyrir sem basi í HF-hvarfinu og sem sýra í ammóníakhvarfinu. Tegund sem getur annaðhvort gefið eða tekið við róteind kallast tvívirk (amfíprótísk). Vetniskarbónat, HCO₃⁻, er annað dæmi: það getur misst róteind og orðið CO₃²⁻ eða tekið við einni og orðið H₂CO₃.

• Skrifaðu jöfnuna og finndu tegundina sem missir H⁺ þegar farið er frá vinstri til hægri. Það er sýran.
• Finndu tegundina sem fær H⁺. Það er basinn.
• Paraðu hvert hvarfefni við myndefnið sem er ólíkt því um eitt H⁺ og athugaðu að hleðslurnar séu ólíkar um einn.

Sterkt og veikt lýsa umfangi, ekki styrk

Sterk sýra jónast nánast til fulls í vatni, svo hver sýrusameind sem leyst er upp gefur H₃O⁺ og samtengdan basa sinn. Algengu sterku sýrurnar eru HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ og H₂SO₄ (fyrir fyrstu róteind hennar). Algengu sterku basarnir eru hýdroxíð málma í 1. flokki og kalsíums, strontíums og baríums. Veik sýra jónast aðeins að hluta og jafnvægi myndast milli sameindarinnar og jóna hennar.

Styrkleiki og styrkur eru aðskildar hugmyndir. Þynnt lausn sterkrar sýru getur haft færri hýdróníumjónir en sterk lausn veikrar sýru. Við sama styrk er munurinn hins vegar mikill. 0.10 mol/L HCl lausn hefur [H₃O⁺] = 0.10 mol/L og pH 1.00. Ediksýra, með sýrujónunarfasta Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (viðauki H í OpenStax), er aðeins um 1 prósent jónuð við 0.10 mol/L og pH hennar er um 2.9. Jafnvægisútreikningar fyrir veikar sýrur eru sérstakt efni; þessi leiðarvísir notar aðeins samanburðinn.

Styrkleiki sýru og samtengds basa hennar eru tengdir. Samtengdir basar sterkra sýra, eins og Cl⁻ og NO₃⁻, hafa hverfandi tilhneigingu til að taka við róteind í vatni.

Jónamargfeldi vatns, pH og pOH

Jafnvel hreint vatn inniheldur nokkrar jónir, því vatnssameindir flytja róteindir sín á milli: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Jafnvægisfastinn fyrir þessa sjálfjónun er Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ við 25 °C. Í hreinu vatni eru styrkirnir tveir jafnir, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L hvor. Í hvaða vatnslausn sem er við 25 °C geturðu fundið hinn styrkinn með því að deila Kw með þeim sem þú þekkir.

Þar sem þessir styrkir spanna mörg tíuveldi nota efnafræðingar logra: pH = −log[H₃O⁺] og pOH = −log[OH⁻]. Að taka neikvæðan lograa af Kw-segðinni gefur pH + pOH = 14.00 við 25 °C. Breyting um eina pH-einingu er tífalt breyting á styrk hýdróníums, svo lausn með pH 3 hefur 100 sinnum meira [H₃O⁺] en lausn með pH 5.

Hlutlaust merkir [H₃O⁺] = [OH⁻], sem er pH 7.00 aðeins við 25 °C. Kw eykst með hitastigi; OpenStax gefur um 5.6 × 10⁻¹³ við 100 °C, þar sem hlutlaust vatn hefur pH nálægt 6.1. Fyrir lograa jafngildir fjöldi tugastafa í pH fjölda marktækra tölustafa í styrknum.

pH reiknað fyrir sterkar sýrur og sterka basa

Dæmi 1. Finndu pH 4.6 × 10⁻³ mol/L saltpéturssýru. HNO₃ er sterk, svo [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Styrkurinn hefur tvo marktæka tölustafi, svo pH hefur tvo tugastafi. Þá er [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, örlítið eins og vænta má í súrri lausn.

Dæmi 2. 0.350 g af kalíumhýdroxíði er leyst upp til að búa til 750.0 mL af lausn. Með stöðluðum atómmössum IUPAC námunduðum í tvo aukastafi (K 39.10, O 16.00, H 1.01) er M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol og [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080 og pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, takmarkað við tvo tugastafi af 14.00.

Dæmi 3. Finndu pH 3.60 × 10⁻³ mol/L strontíumhýdroxíðs. Sr(OH)₂ losar tvær hýdroxíðjónir á hverja formúlueiningu, svo [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 og pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Að gleyma stuðlinum 2 myndi gefa pH sem er um 0.30 of lágt.

Dæmi 4. Lausn hefur pH 4.62. Snúðu lograanum við: [H₃O⁺] = 10 í veldinu −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Tugastafirnir tveir í pH leyfa tvo marktæka tölustafi í styrknum. pOH er 14.00 − 4.62 = 9.38, svo [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Lograa- og efnahlutfallsvillur í pH-útreikningum

Flestar pH-villur koma af lograanum eða af formúlu sýrunnar eða basans. Fljótleg skynsemisathugun finnur margar þeirra: súrar lausnir við 25 °C hafa pH undir 7, basískar yfir 7, og hver tífaldur stuðull í styrk færir pH um eina einingu.

Farðu varlega með mjög þynntar sterkar sýrur. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl lausn hefur ekki pH 8, sem væri basískt. Við svo lágan styrk eru hýdróníumjónirnar frá eigin jónun vatnsins ekki hverfandi og fullkomin meðhöndlun gefur pH um 6.98, rétt undir hlutlausu.

• Að sleppa mínusmerkinu: −log af tölu undir 1 er jákvætt. Neikvætt pH úr venjulegri þynntri lausn bendir til formerkjavillu.
• Að gleyma efnahlutföllum: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ og Ba(OH)₂ losa hvert tvö OH⁻ á hverja formúlueiningu.
• Að nota pH þegar basinn gefur pOH: finndu pOH út frá [OH⁻] fyrst og umbreyttu síðan.
• Að líta á veika sýru sem sterka: [H₃O⁺] jafngildir styrk sýrunnar aðeins fyrir sterkar sýrur.
• Að beita pH + pOH = 14.00 við hitastig langt frá 25 °C.