მჟავები, ფუძეები და pH: პროტონის გადატანა და ლოგარითმული შკალა

არენიუსის მჟავებიდან ბრენსტედ–ლოურის პროტონის გადატანამდე

არენიუსმა მჟავა განმარტა როგორც ნაერთი, რომელიც წყალში წყალბადის იონებს წარმოქმნის, ფუძე კი როგორც ისეთი, რომელიც ჰიდროქსიდის იონებს წარმოქმნის. განმარტება მუშაობს მარილმჟავასა და ნატრიუმის ჰიდროქსიდისთვის, მაგრამ ვერ ხსნის, რატომ ხდის ამიაკი, NH₃, რომელიც ჰიდროქსიდს არ შეიცავს, წყალს ფუძეს.

ბრენსტედ–ლოურის განმარტება ამას ასწორებს პროტონზე ყურადღების გამახვილებით. მჟავა პროტონის დონორია, ფუძე კი პროტონის აქცეპტორი, ამიტომ ყოველი მჟავა–ფუძის რეაქცია ერთი სახეობიდან მეორეზე პროტონის გადატანაა. ამიაკი ფუძეა, რადგან წყლისგან პროტონს იღებს: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

შიშველი პროტონი წყალში თავისუფლად არ არსებობს. ის წყლის მოლეკულასთან ბმას ქმნის და წარმოქმნის ჰიდრონიუმის იონს, H₃O⁺. ქიმიკოსები ხშირად წერენ H⁺(aq)-ს შემოკლებით, და ორივე აღნიშვნა pH გამოთვლებში ერთსა და იმავეს ნიშნავს.

შეუღლებული მჟავა–ფუძის წყვილების პოვნა

როცა მჟავა პროტონს გასცემს, რაც რჩება, მისი შეუღლებული ფუძეა; როცა ფუძე პროტონს იღებს, ის თავის შეუღლებულ მჟავად იქცევა. შეუღლებული წყვილის ორი წევრი ზუსტად ერთი H⁺-ით განსხვავდება. HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq)-ში წყვილებია HF/F⁻ და H₃O⁺/H₂O.

წყალი ფუძის როლშია HF-ის რეაქციაში და მჟავის როლში ამიაკის რეაქციაში. სახეობას, რომელსაც შეუძლია პროტონის გაცემაც და მიღებაც, ამფიპროტული ეწოდება. ჰიდროკარბონატი, HCO₃⁻, კიდევ ერთი მაგალითია: მას შეუძლია პროტონი დაკარგოს და CO₃²⁻ გახდეს, ან პროტონი მიიღოს და H₂CO₃ გახდეს.

• დაწერეთ განტოლება და იპოვეთ სახეობა, რომელიც მარცხნიდან მარჯვნივ გადასვლისას H⁺-ს კარგავს. ეს მჟავაა.
• იპოვეთ სახეობა, რომელიც H⁺-ს იძენს. ეს ფუძეა.
• თითოეული რეაგენტი დააწყვილეთ პროდუქტთან, რომელიც მისგან ერთი H⁺-ით განსხვავდება, და შეამოწმეთ, რომ მუხტები ერთით განსხვავდება.

ძლიერი და სუსტი ხარისხს აღწერს და არა კონცენტრაციას

ძლიერი მჟავა წყალში არსებითად სრულად იონიზდება, ამიტომ თითოეული გახსნილი მჟავას მოლეკულა H₃O⁺-ს და თავის შეუღლებულ ფუძეს იძლევა. გავრცელებული ძლიერი მჟავებია HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ და H₂SO₄ (პირველი პროტონისთვის). გავრცელებული ძლიერი ფუძეებია პირველი ჯგუფის ლითონების და კალციუმის, სტრონციუმისა და ბარიუმის ჰიდროქსიდები. სუსტი მჟავა მხოლოდ ნაწილობრივ იონიზდება და მოლეკულასა და მის იონებს შორის წონასწორობა მყარდება.

სიძლიერე და კონცენტრაცია ცალკე იდეებია. ძლიერი მჟავას განზავებულ ხსნარს შეიძლება სუსტის კონცენტრირებულ ხსნარზე ნაკლები ჰიდრონიუმის იონი ჰქონდეს. თუმცა ტოლი კონცენტრაციისას განსხვავება დიდია. 0.10 mol/L HCl ხსნარს აქვს [H₃O⁺] = 0.10 mol/L და pH 1.00. ძმარმჟავა, მჟავას იონიზაციის მუდმივით Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax დანართი H), 0.10 mol/L-ზე მხოლოდ დაახლოებით 1 პროცენტით იონიზდება და მისი pH დაახლოებით 2.9-ია. სუსტი მჟავას წონასწორობის გამოთვლები ცალკე თემაა; ეს სახელმძღვანელო მხოლოდ შედარებას იყენებს.

მჟავას სიძლიერე და მისი შეუღლებული ფუძე დაკავშირებულია. ძლიერი მჟავების შეუღლებულ ფუძეებს, როგორიცაა Cl⁻ და NO₃⁻, წყალში პროტონის მიღების უმნიშვნელო ტენდენცია აქვს.

წყლის იონური ნამრავლი, pH და pOH

სუფთა წყალიც კი რამდენიმე იონს შეიცავს, რადგან წყლის მოლეკულები ერთმანეთს პროტონებს გადასცემს: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). ამ ავტოიონიზაციის წონასწორობის მუდმივაა Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ 25 °C-ზე. სუფთა წყალში ორივე კონცენტრაცია ტოლია, თითოეული 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. ნებისმიერ წყალხსნარში 25 °C-ზე, თუ ერთ კონცენტრაციას იცით, მეორეს Kw-ს მასზე გაყოფით იპოვით.

რადგან ეს კონცენტრაციები ათის ბევრ ხარისხს მოიცავს, ქიმიკოსები ლოგარითმებს იყენებენ: pH = −log[H₃O⁺] და pOH = −log[OH⁻]. Kw გამოსახულების უარყოფითი ლოგარითმის აღება 25 °C-ზე იძლევა pH + pOH = 14.00-ს. ერთი pH ერთეულის ცვლილება ჰიდრონიუმის კონცენტრაციის ათჯერ ცვლილებაა, ამიტომ pH 3-ის ხსნარს pH 5-ისაზე 100-ჯერ მეტი [H₃O⁺] აქვს.

ნეიტრალური ნიშნავს [H₃O⁺] = [OH⁻], რაც pH 7.00-ია მხოლოდ 25 °C-ზე. Kw ტემპერატურასთან ერთად იზრდება; OpenStax 100 °C-ზე დაახლოებით 5.6 × 10⁻¹³-ს იძლევა, სადაც ნეიტრალური წყლის pH დაახლოებით 6.1-ია. ლოგარითმებისთვის pH-ში ათობითი თანრიგების რაოდენობა კონცენტრაციის მნიშვნელოვანი ციფრების რაოდენობის ტოლია.

pH-ის გამოთვლა ძლიერი მჟავებისა და ძლიერი ფუძეებისთვის

მაგალითი 1. იპოვეთ 4.6 × 10⁻³ mol/L აზოტმჟავას pH. HNO₃ ძლიერია, ამიტომ [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. კონცენტრაციას ორი მნიშვნელოვანი ციფრი აქვს, ამიტომ pH-ს ორი ათობითი თანრიგი აქვს. შემდეგ [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, ძალიან მცირე, როგორც მჟავა ხსნარში მოსალოდნელია.

მაგალითი 2. 0.350 g კალიუმის ჰიდროქსიდი იხსნება 750.0 mL ხსნარის მისაღებად. IUPAC-ის სტანდარტული ატომური მასებით, ორ ათობით თანრიგამდე დამრგვალებულით (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, და [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, და pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ორ ათობით თანრიგამდე შეზღუდული 14.00-ით.

მაგალითი 3. იპოვეთ 3.60 × 10⁻³ mol/L სტრონციუმის ჰიდროქსიდის pH. Sr(OH)₂ ფორმულურ ერთეულზე ორ ჰიდროქსიდის იონს გამოყოფს, ამიტომ [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 და pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. 2-ის ფაქტორის დავიწყება pH-ს დაახლოებით 0.30-ით ზედმეტად დაბალს მოგვცემდა.

მაგალითი 4. ხსნარს აქვს pH 4.62. შეაბრუნეთ ლოგარითმი: [H₃O⁺] = 10 აყვანილი ხარისხში −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. pH-ში ორი ათობითი თანრიგი კონცენტრაციაში ორ მნიშვნელოვან ციფრს იძლევა. pOH არის 14.00 − 4.62 = 9.38, ამიტომ [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

ლოგარითმისა და სტექიომეტრიის შეცდომები pH-ის სამუშაოში

pH-ის შეცდომების უმეტესობა ლოგარითმიდან ან მჟავას ან ფუძის ფორმულიდან მოდის. სწრაფი გონივრულობის შემოწმება ბევრს აჩენს: მჟავა ხსნარებს 25 °C-ზე pH 7-ზე ნაკლები აქვს, ფუძეებს 7-ზე მეტი, ხოლო კონცენტრაციაში ათჯერადი ფაქტორი pH-ს ერთი ერთეულით ამოძრავებს.

სიფრთხილე იქონიეთ ძალიან განზავებულ ძლიერ მჟავებთან. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl ხსნარს pH 8 არ აქვს, რაც ფუძე იქნებოდა. ასეთ დაბალ კონცენტრაციებზე წყლის საკუთარი იონიზაციიდან მიღებული ჰიდრონიუმის იონები უგულებელსაყოფი არ არის და სრული დამუშავება იძლევა pH-ს დაახლოებით 6.98-ს, ნეიტრალურზე ოდნავ დაბალს.

• მინუსის ნიშნის გამოტოვება: 1-ზე ნაკლები რიცხვის −log დადებითია. ჩვეულებრივი განზავებული ხსნარისთვის უარყოფითი pH ნიშნის შეცდომაზე მიუთითებს.
• სტექიომეტრიის დავიწყება: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ და Ba(OH)₂ ფორმულურ ერთეულზე თითო ორ OH⁻-ს გამოყოფს.
• pH-ის გამოყენება, როცა ფუძე pOH-ს იძლევა: ჯერ იპოვეთ pOH [OH⁻]-დან, შემდეგ გადაიყვანეთ.
• სუსტი მჟავას ძლიერად მიჩნევა: [H₃O⁺] მჟავას კონცენტრაციის ტოლია მხოლოდ ძლიერი მჟავებისთვის.
• pH + pOH = 14.00-ის გამოყენება 25 °C-დან ძალიან დაშორებულ ტემპერატურებზე.