ກົດ, ເບດ ແລະ pH: ການໂອນໂປຣຕອນ ແລະ ສະເກນລໍການິດ

ຈາກກົດຂອງອາຣີເນຍສເຖິງການໂອນໂປຣຕອນຂອງບຣອນສເຕດ–ລາວຣີ

ອາຣີເນຍສນິຍາມກົດວ່າເປັນສານປະກອບທີ່ສ້າງໄອອອນໄຮໂດຣເຈນໃນນ້ຳ ແລະ ເບດວ່າເປັນສານທີ່ສ້າງໄອອອນໄຮດຣອກໄຊດ໌. ນິຍາມນີ້ໃຊ້ໄດ້ກັບກົດໄຮໂດຣຄລໍຣິກ ແລະ ໂຊດຽມໄຮດຣອກໄຊດ໌, ແຕ່ອະທິບາຍບໍ່ໄດ້ວ່າເປັນຫຍັງແອມໂມເນຍ, NH₃, ທີ່ບໍ່ມີໄຮດຣອກໄຊດ໌, ເຮັດໃຫ້ນ້ຳເປັນເບດ.

ນິຍາມຂອງບຣອນສເຕດ–ລາວຣີແກ້ບັນຫານີ້ໂດຍເນັ້ນທີ່ໂປຣຕອນ. ກົດແມ່ນຜູ້ໃຫ້ໂປຣຕອນ ແລະ ເບດແມ່ນຜູ້ຮັບໂປຣຕອນ, ສະນັ້ນທຸກປະຕິກິລິຍາກົດ–ເບດແມ່ນການໂອນໂປຣຕອນຈາກສະປີຊີສ໌ໜຶ່ງໄປອີກສະປີຊີສ໌ໜຶ່ງ. ແອມໂມເນຍເປັນເບດເພາະມັນຮັບໂປຣຕອນຈາກນ້ຳ: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

ໂປຣຕອນເປົ່າບໍ່ມີຢູ່ອິດສະຫຼະໃນນ້ຳ. ມັນຈັບກັບໂມເລກຸນນ້ຳເພື່ອສ້າງໄອອອນໄຮໂດຣນຽມ, H₃O⁺. ນັກເຄມີມັກຂຽນ H⁺(aq) ເປັນຕົວຫຍໍ້, ແລະ ສອງສັນຍາລັກມີຄວາມໝາຍດຽວກັນໃນການຄິດໄລ່ pH.

ການຫາຄູ່ຄອນຈູເກດກົດ–ເບດ

ເມື່ອກົດໃຫ້ໂປຣຕອນ, ສິ່ງທີ່ເຫຼືອແມ່ນເບດຄອນຈູເກດຂອງມັນ; ເມື່ອເບດຮັບໂປຣຕອນ, ມັນກາຍເປັນກົດຄອນຈູເກດຂອງມັນ. ສອງສະມາຊິກຂອງຄູ່ຄອນຈູເກດຕ່າງກັນ H⁺ ພໍດີໜຶ່ງໂຕ. ໃນ HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), ຄູ່ແມ່ນ HF/F⁻ ແລະ H₃O⁺/H₂O.

ນ້ຳປາກົດເປັນເບດໃນປະຕິກິລິຍາ HF ແລະ ເປັນກົດໃນປະຕິກິລິຍາແອມໂມເນຍ. ສະປີຊີສ໌ທີ່ສາມາດໃຫ້ ຫຼື ຮັບໂປຣຕອນໄດ້ເອີ້ນວ່າແອມຟີໂປຣຕິກ. ໄຮໂດຣເຈນຄາບອເນດ, HCO₃⁻, ເປັນອີກຕົວຢ່າງ: ມັນສາມາດເສຍໂປຣຕອນກາຍເປັນ CO₃²⁻ ຫຼື ຮັບໜຶ່ງກາຍເປັນ H₂CO₃.

• ຂຽນສົມຜົນ ແລະ ຫາສະປີຊີສ໌ທີ່ເສຍ H⁺ ເມື່ອໄປຈາກຊ້າຍຫາຂວາ. ນັ້ນແມ່ນກົດ.
• ຫາສະປີຊີສ໌ທີ່ໄດ້ຮັບ H⁺. ນັ້ນແມ່ນເບດ.
• ຈັບຄູ່ແຕ່ລະສານຕັ້ງຕົ້ນກັບຜະລິດຕະພັນທີ່ຕ່າງກັບມັນ H⁺ ໜຶ່ງໂຕ, ແລະ ກວດວ່າປະຈຸຕ່າງກັນໜຶ່ງ.

ແຮງ ແລະ ອ່ອນອະທິບາຍລະດັບ, ບໍ່ແມ່ນຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນ

ກົດແຮງແຕກຕົວເປັນໄອອອນເກືອບສົມບູນໃນນ້ຳ, ສະນັ້ນທຸກໂມເລກຸນກົດທີ່ລະລາຍໃຫ້ H₃O⁺ ແລະ ເບດຄອນຈູເກດຂອງມັນ. ກົດແຮງທົ່ວໄປແມ່ນ HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ແລະ H₂SO₄ (ສຳລັບໂປຣຕອນທຳອິດຂອງມັນ). ເບດແຮງທົ່ວໄປແມ່ນໄຮດຣອກໄຊດ໌ຂອງໂລຫະໝູ່ 1 ແລະ ຂອງແຄວຊຽມ, ສະຕຣອນຊຽມ ແລະ ແບເຣຍມ. ກົດອ່ອນແຕກຕົວເປັນໄອອອນພຽງບາງສ່ວນ, ແລະ ສະມະດຸນລະຫວ່າງໂມເລກຸນກັບໄອອອນຂອງມັນຖືກສ້າງຂຶ້ນ.

ຄວາມແຮງ ແລະ ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນເປັນແນວຄິດແຍກກັນ. ສາລະລາຍກົດແຮງທີ່ເຈືອຈາງອາດມີໄອອອນໄຮໂດຣນຽມໜ້ອຍກວ່າສາລະລາຍກົດອ່ອນທີ່ເຂັ້ມຂຸ້ນ. ແຕ່ທີ່ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນເທົ່າກັນ, ຄວາມແຕກຕ່າງໃຫຍ່. ສາລະລາຍ HCl 0.10 mol/L ມີ [H₃O⁺] = 0.10 mol/L ແລະ pH 1.00. ກົດອາຊີຕິກ, ທີ່ມີຄ່າຄົງທີ່ການແຕກຕົວຂອງກົດ Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (ພາກຜະໜວກ H ຂອງ OpenStax), ແຕກຕົວເປັນໄອອອນພຽງປະມານ 1 ເປີເຊັນທີ່ 0.10 mol/L, ແລະ pH ຂອງມັນປະມານ 2.9. ການຄິດໄລ່ສະມະດຸນຂອງກົດອ່ອນເປັນຫົວຂໍ້ແຍກຕ່າງຫາກ; ຄູ່ມືນີ້ໃຊ້ແຕ່ການປຽບທຽບນີ້.

ຄວາມແຮງຂອງກົດ ແລະ ເບດຄອນຈູເກດຂອງມັນເຊື່ອມໂຍງກັນ. ເບດຄອນຈູເກດຂອງກົດແຮງ, ເຊັ່ນ Cl⁻ ແລະ NO₃⁻, ມີແນວໂນ້ມຮັບໂປຣຕອນໃນນ້ຳນ້ອຍຈົນບໍ່ຕ້ອງຄິດ.

ຜົນຄູນໄອອອນຂອງນ້ຳ, pH ແລະ pOH

ແມ້ແຕ່ນ້ຳບໍລິສຸດກໍມີໄອອອນບໍ່ເທົ່າໃດໂຕ, ເພາະໂມເລກຸນນ້ຳໂອນໂປຣຕອນໃຫ້ກັນ: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). ຄ່າຄົງທີ່ສະມະດຸນຂອງການແຕກຕົວເປັນໄອອອນດ້ວຍຕົວເອງນີ້ແມ່ນ Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ ທີ່ 25 °C. ໃນນ້ຳບໍລິສຸດທັງສອງຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນເທົ່າກັນ, ຢ່າງລະ 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. ໃນສາລະລາຍນ້ຳໃດກໍຕາມທີ່ 25 °C, ຖ້າທ່ານຮູ້ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນໜຶ່ງ ທ່ານກໍຫາອີກອັນໜຶ່ງໄດ້ດ້ວຍການຫານ Kw ດ້ວຍມັນ.

ເນື່ອງຈາກຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນເຫຼົ່ານີ້ກວມຫຼາຍກຳລັງສິບ, ນັກເຄມີຈຶ່ງໃຊ້ລໍການິດ: pH = −log[H₃O⁺] ແລະ pOH = −log[OH⁻]. ການເອົາລໍການິດລົບຂອງສົມຜົນ Kw ໃຫ້ pH + pOH = 14.00 ທີ່ 25 °C. ການປ່ຽນແປງໜຶ່ງໜ່ວຍ pH ແມ່ນການປ່ຽນແປງສິບເທົ່າຂອງຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນໄຮໂດຣນຽມ, ສະນັ້ນສາລະລາຍທີ່ pH 3 ມີ [H₃O⁺] ຫຼາຍກວ່າສາລະລາຍທີ່ pH 5 ຮ້ອຍເທົ່າ.

ເປັນກາງໝາຍຄວາມວ່າ [H₃O⁺] = [OH⁻], ເຊິ່ງເປັນ pH 7.00 ສະເພາະທີ່ 25 °C. Kw ເພີ່ມຂຶ້ນຕາມອຸນຫະພູມ; OpenStax ໃຫ້ປະມານ 5.6 × 10⁻¹³ ທີ່ 100 °C, ບ່ອນທີ່ນ້ຳເປັນກາງມີ pH ໃກ້ 6.1. ສຳລັບລໍການິດ, ຈຳນວນຕຳແໜ່ງທົດສະນິຍົມໃນ pH ເທົ່າກັບຈຳນວນເລກສຳຄັນໃນຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນ.

ການຄິດໄລ່ pH ສຳລັບກົດແຮງ ແລະ ເບດແຮງ

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ 1. ຫາ pH ຂອງກົດໄນຕຣິກ 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ ເປັນກົດແຮງ, ສະນັ້ນ [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນມີເລກສຳຄັນສອງຕົວ, ສະນັ້ນ pH ມີສອງຕຳແໜ່ງທົດສະນິຍົມ. ແລ້ວ [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, ນ້ອຍຫຼາຍດັ່ງທີ່ຄາດໃນສາລະລາຍກົດ.

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ 2. ໂພແທສຊຽມໄຮດຣອກໄຊດ໌ 0.350 g ຖືກລະລາຍເພື່ອໃຫ້ໄດ້ສາລະລາຍ 750.0 mL. ໃຊ້ນ້ຳໜັກອະຕອມມາດຕະຖານຂອງ IUPAC ທີ່ປັດເສດເປັນສອງຕຳແໜ່ງທົດສະນິຍົມ (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, ແລະ [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, ແລະ pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ຈຳກັດຢູ່ສອງຕຳແໜ່ງທົດສະນິຍົມດ້ວຍ 14.00.

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ 3. ຫາ pH ຂອງສະຕຣອນຊຽມໄຮດຣອກໄຊດ໌ 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ ປ່ອຍໄອອອນໄຮດຣອກໄຊດ໌ສອງໂຕຕໍ່ໜ່ວຍສູດ, ສະນັ້ນ [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 ແລະ pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. ການລືມປັດໄຈ 2 ຈະໃຫ້ pH ຕ່ຳເກີນໄປປະມານ 0.30.

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ 4. ສາລະລາຍມີ pH 4.62. ກັບລໍການິດ: [H₃O⁺] = 10 ຍົກກຳລັງ −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. ສອງຕຳແໜ່ງທົດສະນິຍົມໃນ pH ອະນຸຍາດເລກສຳຄັນສອງຕົວໃນຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນ. pOH ແມ່ນ 14.00 − 4.62 = 9.38, ສະນັ້ນ [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

ຂໍ້ຜິດພາດເລື່ອງລໍການິດ ແລະ ສະໂຕອິກິໂອເມທຣີໃນການຄິດໄລ່ pH

ຂໍ້ຜິດພາດ pH ສ່ວນໃຫຍ່ມາຈາກລໍການິດ ຫຼື ສູດຂອງກົດ ຫຼື ເບດ. ການກວດຄວາມສົມເຫດສົມຜົນຢ່າງໄວຈັບໄດ້ຫຼາຍຢ່າງ: ສາລະລາຍກົດທີ່ 25 °C ມີ pH ຕ່ຳກວ່າ 7, ສາລະລາຍເບດສູງກວ່າ 7, ແລະ ທຸກປັດໄຈສິບຂອງຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນເຮັດໃຫ້ pH ເຄື່ອນໜຶ່ງໜ່ວຍ.

ໃຫ້ລະມັດລະວັງກັບກົດແຮງທີ່ເຈືອຈາງຫຼາຍ. ສາລະລາຍ HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L ບໍ່ມີ pH 8, ເຊິ່ງຈະເປັນເບດ. ທີ່ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຕ່ຳເຊັ່ນນັ້ນ, ໄອອອນໄຮໂດຣນຽມຈາກການແຕກຕົວເປັນໄອອອນຂອງນ້ຳເອງບໍ່ໃຫ້ຖືວ່ານ້ອຍ, ແລະ ການຄິດໄລ່ຢ່າງເຕັມຮູບແບບໃຫ້ pH ປະມານ 6.98, ຕ່ຳກວ່າຄ່າເປັນກາງເລັກນ້ອຍ.

• ຕັດເຄື່ອງໝາຍລົບທິ້ງ: −log ຂອງຕົວເລກຕ່ຳກວ່າ 1 ເປັນບວກ. pH ລົບຈາກສາລະລາຍເຈືອຈາງທຳມະດາບົ່ງບອກຂໍ້ຜິດພາດດ້ານເຄື່ອງໝາຍ.
• ລືມສະໂຕອິກິໂອເມທຣີ: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ ແລະ Ba(OH)₂ ແຕ່ລະໜ່ວຍສູດປ່ອຍ OH⁻ ສອງໂຕ.
• ໃຊ້ pH ເມື່ອເບດໃຫ້ pOH: ໃຫ້ຫາ pOH ຈາກ [OH⁻] ກ່ອນ, ແລ້ວປ່ຽນ.
• ຖືກົດອ່ອນເປັນກົດແຮງ: [H₃O⁺] ເທົ່າກັບຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງກົດສະເພາະກົດແຮງ.
• ໃຊ້ pH + pOH = 14.00 ທີ່ອຸນຫະພູມຫ່າງຈາກ 25 °C ຫຼາຍ.