Rūgštys, bazės ir pH: protonų perdavimas ir logaritminė skalė

Nuo Arenijaus rūgščių iki Brionstedo ir Lowry protonų perdavimo

Arenijus apibrėžė rūgštį kaip junginį, vandenyje sudarantį vandenilio jonus, o bazę kaip sudarančią hidroksido jonus. Apibrėžimas tinka druskos rūgščiai ir natrio hidroksidui, bet negali paaiškinti, kodėl amoniakas, NH₃, kuriame hidroksido nėra, vandenį daro šarminį.

Brionstedo ir Lowry apibrėžimas tai ištaiso sutelkdamas dėmesį į protoną. Rūgštis yra protonų donoras, o bazė – protonų akceptorius, todėl kiekviena rūgšties ir bazės reakcija yra protono perdavimas iš vienos dalelės kitai. Amoniakas yra bazė, nes priima protoną iš vandens: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Plikas protonas vandenyje laisvas neegzistuoja. Jis jungiasi su vandens molekule, sudarydamas hidronio joną, H₃O⁺. Chemikai dažnai rašo H⁺(aq) kaip trumpinį, ir šie du žymėjimai pH skaičiavimuose reiškia tą patį.

Konjuguotųjų rūgščių ir bazių porų radimas

Kai rūgštis atiduoda protoną, tai, kas lieka, yra jos konjuguotoji bazė; kai bazė priima protoną, ji tampa savo konjuguotąja rūgštimi. Du konjuguotosios poros nariai skiriasi lygiai vienu H⁺. Reakcijoje HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) poros yra HF/F⁻ ir H₃O⁺/H₂O.

Vanduo pasirodo kaip bazė HF reakcijoje ir kaip rūgštis amoniako reakcijoje. Dalelė, galinti arba atiduoti, arba priimti protoną, vadinama amfiprotine. Vandenilio karbonatas, HCO₃⁻, yra dar vienas pavyzdys: jis gali prarasti protoną ir tapti CO₃²⁻ arba gauti vieną ir tapti H₂CO₃.

• Užrašykite lygtį ir suraskite dalelę, kuri iš kairės į dešinę praranda H⁺. Tai yra rūgštis.
• Suraskite dalelę, kuri gauna H⁺. Tai yra bazė.
• Kiekvieną reagentą suporuokite su produktu, kuris nuo jo skiriasi vienu H⁺, ir patikrinkite, ar krūviai skiriasi vienetu.

Stipri ir silpna apibūdina mastą, o ne koncentraciją

Stipri rūgštis vandenyje jonizuojasi beveik visiškai, todėl kiekviena ištirpusi rūgšties molekulė duoda H₃O⁺ ir savo konjuguotąją bazę. Įprastos stipriosios rūgštys yra HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ir H₂SO₄ (pirmajam protonui). Įprastos stipriosios bazės yra 1 grupės metalų, kalcio, stroncio ir bario hidroksidai. Silpna rūgštis jonizuojasi tik iš dalies ir nusistovi pusiausvyra tarp molekulės ir jos jonų.

Stiprumas ir koncentracija yra skirtingos sąvokos. Praskiestame stiprios rūgšties tirpale gali būti mažiau hidronio jonų nei koncentruotame silpnos rūgšties tirpale. Tačiau esant vienodai koncentracijai skirtumas didelis. 0.10 mol/L HCl tirpalas turi [H₃O⁺] = 0.10 mol/L ir pH 1.00. Acto rūgštis, kurios rūgšties jonizacijos konstanta Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax H priedas), 0.10 mol/L koncentracijoje yra jonizuota tik apie 1 procentą, o jos pH yra apie 2.9. Silpnųjų rūgščių pusiausvyros skaičiavimai yra atskira tema; šiame vadove naudojamas tik palyginimas.

Rūgšties ir jos konjuguotosios bazės stiprumas susiję. Stipriųjų rūgščių konjuguotosios bazės, tokios kaip Cl⁻ ir NO₃⁻, vandenyje turi nereikšmingą polinkį priimti protoną.

Vandens jonų sandauga, pH ir pOH

Net grynas vanduo turi nedaug jonų, nes vandens molekulės perduoda protonus viena kitai: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Šios autojonizacijos pusiausvyros konstanta yra Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ 25 °C temperatūroje. Grynajame vandenyje abi koncentracijos lygios, po 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. Bet kuriame vandeniniame tirpale 25 °C temperatūroje, žinodami vieną koncentraciją, kitą galite rasti padalydami Kw iš jos.

Kadangi šios koncentracijos apima daug dešimties laipsnių, chemikai naudoja logaritmus: pH = −log[H₃O⁺] ir pOH = −log[OH⁻]. Paėmus Kw reiškinio neigiamą logaritmą, gaunama pH + pOH = 14.00 25 °C temperatūroje. Vieno pH vieneto pokytis yra dešimteriopas hidronio koncentracijos pokytis, todėl tirpalas, kurio pH 3, turi 100 kartų didesnę [H₃O⁺] nei tirpalas, kurio pH 5.

Neutralus reiškia [H₃O⁺] = [OH⁻], o tai yra pH 7.00 tik 25 °C temperatūroje. Kw didėja su temperatūra; OpenStax pateikia apie 5.6 × 10⁻¹³ esant 100 °C, kur neutralaus vandens pH yra apie 6.1. Logaritmams skaitmenų po kablelio skaičius pH vertėje lygus koncentracijos reikšminių skaitmenų skaičiui.

pH skaičiavimas stipriosioms rūgštims ir stipriosioms bazėms

1 pavyzdys. Raskite 4.6 × 10⁻³ mol/L azoto rūgšties pH. HNO₃ yra stipri, todėl [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentracija turi du reikšminius skaitmenis, todėl pH turi du skaitmenis po kablelio. Tada [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, mažytė, kaip ir tikimasi rūgščiame tirpale.

2 pavyzdys. 0.350 g kalio hidroksido ištirpinama, kad susidarytų 750.0 mL tirpalo. Naudojant IUPAC standartines atomines mases, suapvalintas iki dviejų skaitmenų po kablelio (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, o [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, o pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, dviejų skaitmenų po kablelio tikslumu apribota 14.00.

3 pavyzdys. Raskite 3.60 × 10⁻³ mol/L stroncio hidroksido pH. Sr(OH)₂ viename formuliniame vienete išskiria du hidroksido jonus, todėl [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 ir pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Pamiršus daugiklį 2, pH būtų apie 0.30 per mažas.

4 pavyzdys. Tirpalo pH yra 4.62. Apverskite logaritmą: [H₃O⁺] = 10 pakelta laipsniu −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Du skaitmenys po kablelio pH leidžia du reikšminius skaitmenis koncentracijoje. pOH yra 14.00 − 4.62 = 9.38, taigi [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Logaritmo ir stechiometrijos klaidos pH skaičiavimuose

Dauguma pH klaidų kyla iš logaritmo arba iš rūgšties ar bazės formulės. Greita pagrįstumo patikra pastebi daugelį jų: rūgštiniai tirpalai 25 °C temperatūroje turi pH žemiau 7, šarminiai – aukščiau 7, o kiekvienas koncentracijos dešimteriopas pokytis pH pakeičia vienu vienetu.

Būkite atsargūs su labai praskiestomis stipriomis rūgštimis. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl tirpalo pH nėra 8, nes tai būtų šarminis tirpalas. Esant tokioms mažoms koncentracijoms, paties vandens jonizacijos hidronio jonai nėra nereikšmingi, o pilnas nagrinėjimas duoda pH apie 6.98, vos žemiau neutralaus.

• Minuso ženklo praleidimas: −log iš skaičiaus, mažesnio už 1, yra teigiamas. Neigiamas įprasto praskiesto tirpalo pH rodo ženklo klaidą.
• Stechiometrijos pamiršimas: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ ir Ba(OH)₂ kiekvienas viename formuliniame vienete išskiria po du OH⁻.
• pH naudojimas, kai bazė duoda pOH: pirmiausia raskite pOH iš [OH⁻], tada perskaičiuokite.
• Silpnos rūgšties traktavimas kaip stiprios: [H₃O⁺] lygi rūgšties koncentracijai tik stipriosioms rūgštims.
• pH + pOH = 14.00 taikymas temperatūrose, toli nuo 25 °C.