Skābes, bāzes un pH: protonu pārnese un logaritmiskā skala

No Arēniusa skābēm līdz Brønsted–Lowry protonu pārnesei

Arēniuss definēja skābi kā savienojumu, kas ūdenī rada ūdeņraža jonus, un bāzi kā savienojumu, kas rada hidroksīda jonus. Definīcija der sālsskābei un nātrija hidroksīdam, bet nespēj izskaidrot, kāpēc amonjaks NH₃, kas nesatur hidroksīdu, padara ūdeni bāzisku.

Brønsted–Lowry definīcija to novērš, pievēršoties protonam. Skābe ir protonu donors un bāze ir protonu akceptors, tāpēc katra skābju un bāzu reakcija ir protonu pārnese no vienas daļiņas uz citu. Amonjaks ir bāze, jo tas pieņem protonu no ūdens: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Kails protons ūdenī brīvs nepastāv. Tas saistās ar ūdens molekulu, veidojot hidronija jonu H₃O⁺. Ķīmiķi bieži raksta H⁺(aq) kā saīsinājumu, un pH aprēķinos abi pieraksti nozīmē vienu un to pašu.

Konjugēto skābju un bāzu pāru atrašana

Kad skābe ziedo protonu, paliek tās konjugētā bāze; kad bāze pieņem protonu, tā kļūst par savu konjugēto skābi. Abi konjugētā pāra locekļi atšķiras tieši par vienu H⁺. Reakcijā HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) pāri ir HF/F⁻ un H₃O⁺/H₂O.

Ūdens HF reakcijā parādās kā bāze, bet amonjaka reakcijā kā skābe. Daļiņu, kas var gan ziedot, gan pieņemt protonu, sauc par amfiprotisku. Hidrogēnkarbonāts HCO₃⁻ ir vēl viens piemērs: tas var zaudēt protonu un kļūt par CO₃²⁻ vai iegūt vienu un kļūt par H₂CO₃.

• Uzrakstiet vienādojumu un atrodiet daļiņu, kas, pārejot no kreisās uz labo pusi, zaudē H⁺. Tā ir skābe.
• Atrodiet daļiņu, kas iegūst H⁺. Tā ir bāze.
• Savienojiet pārī katru reaģentu ar produktu, kas no tā atšķiras par vienu H⁺, un pārbaudiet, ka lādiņi atšķiras par vienu.

Stiprs un vājš apraksta apmēru, nevis koncentrāciju

Stipra skābe ūdenī jonizējas būtībā pilnībā, tāpēc katra izšķīdinātā skābes molekula dod H₃O⁺ un savu konjugēto bāzi. Parastās stiprās skābes ir HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ un H₂SO₄ (pirmajam protonam). Parastās stiprās bāzes ir 1. grupas metālu un kalcija, stroncija un bārija hidroksīdi. Vāja skābe jonizējas tikai daļēji, un starp molekulu un tās joniem nostājas līdzsvars.

Stiprums un koncentrācija ir atsevišķas idejas. Stipras skābes atšķaidītā šķīdumā var būt mazāk hidronija jonu nekā vājas skābes koncentrētā šķīdumā. Pie vienādas koncentrācijas atšķirība tomēr ir liela. 0.10 mol/L HCl šķīdumam [H₃O⁺] = 0.10 mol/L un pH 1.00. Etiķskābe ar skābes jonizācijas konstanti Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax H pielikums) pie 0.10 mol/L ir jonizēta tikai apmēram 1 procentu, un tās pH ir aptuveni 2.9. Vāju skābju līdzsvara aprēķini ir atsevišķa tēma; šis ceļvedis izmanto tikai salīdzinājumu.

Skābes un tās konjugētās bāzes stiprums ir saistīts. Stipru skābju konjugētajām bāzēm, piemēram, Cl⁻ un NO₃⁻, ir nebūtiska tieksme ūdenī pieņemt protonu.

Ūdens jonu reizinājums, pH un pOH

Pat tīrs ūdens satur dažus jonus, jo ūdens molekulas viena otrai nodod protonus: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Šīs autojonizācijas līdzsvara konstante ir Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ 25 °C temperatūrā. Tīrā ūdenī abas koncentrācijas ir vienādas, katra 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. Jebkurā ūdens šķīdumā 25 °C temperatūrā, ja zināt vienu koncentrāciju, otru varat atrast, dalot Kw ar to.

Tā kā šīs koncentrācijas aptver daudzas desmit pakāpes, ķīmiķi izmanto logaritmus: pH = −log[H₃O⁺] un pOH = −log[OH⁻]. Ņemot Kw izteiksmes negatīvo logaritmu, iegūst pH + pOH = 14.00 25 °C temperatūrā. Viena pH vienības izmaiņa ir desmitkārtīga hidronija koncentrācijas izmaiņa, tāpēc šķīdumam ar pH 3 ir 100 reizes lielāks [H₃O⁺] nekā šķīdumam ar pH 5.

Neitrāls nozīmē [H₃O⁺] = [OH⁻], kas ir pH 7.00 tikai 25 °C temperatūrā. Kw pieaug līdz ar temperatūru; OpenStax uzrāda aptuveni 5.6 × 10⁻¹³ pie 100 °C, kur neitrāla ūdens pH ir tuvu 6.1. Logaritmiem decimālzīmju skaits pH ir vienāds ar nozīmīgo ciparu skaitu koncentrācijā.

pH aprēķināšana stiprām skābēm un stiprām bāzēm

Risinātais piemērs 1. Atrodiet 4.6 × 10⁻³ mol/L slāpekļskābes pH. HNO₃ ir stipra, tāpēc [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentrācijai ir divi nozīmīgie cipari, tāpēc pH ir divas decimālzīmes. Tad [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, niecīgs, kā gaidāms skābā šķīdumā.

Risinātais piemērs 2. 0.350 g kālija hidroksīda izšķīdina, lai iegūtu 750.0 mL šķīduma. Izmantojot IUPAC standarta atomsvarus, noapaļotus līdz divām decimālzīmēm (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, un [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, un pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ierobežots līdz divām decimālzīmēm ar 14.00.

Risinātais piemērs 3. Atrodiet 3.60 × 10⁻³ mol/L stroncija hidroksīda pH. Sr(OH)₂ atbrīvo divus hidroksīda jonus uz formulvienību, tāpēc [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 un pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Aizmirstot reizinātāju 2, iegūtu pH par aptuveni 0.30 pārāk zemu.

Risinātais piemērs 4. Šķīdumam ir pH 4.62. Apgrieziet logaritmu: [H₃O⁺] = 10 pakāpē −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Divas decimālzīmes pH pieļauj divus nozīmīgos ciparus koncentrācijā. pOH ir 14.00 − 4.62 = 9.38, tāpēc [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Logaritma un stehiometrijas kļūdas pH darbā

Lielākā daļa pH kļūdu rodas no logaritma vai skābes vai bāzes formulas. Ātra saprāta pārbaude pamana daudzas: skābiem šķīdumiem 25 °C temperatūrā pH ir zem 7, bāziskiem virs 7, un katrs koncentrācijas desmitkāršs reizinātājs pārvieto pH par vienu vienību.

Esiet uzmanīgi ar ļoti atšķaidītām stiprām skābēm. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl šķīdumam nav pH 8, kas būtu bāzisks. Pie tik zemām koncentrācijām hidronija joni no paša ūdens jonizācijas nav niecīgi, un pilnīga apstrāde dod pH aptuveni 6.98, tieši zem neitrāla.

• Mīnusa zīmes izlaišana: skaitļa, kas mazāks par 1, −log ir pozitīvs. Negatīvs pH parastam atšķaidītam šķīdumam norāda uz zīmes kļūdu.
• Stehiometrijas aizmiršana: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ un Ba(OH)₂ katrs atbrīvo divus OH⁻ uz formulvienību.
• pH lietošana, kad bāze dod pOH: vispirms atrodiet pOH no [OH⁻], tad pārrēķiniet.
• Vājas skābes uzskatīšana par stipru: [H₃O⁺] ir vienāds ar skābes koncentrāciju tikai stiprām skābēm.
• pH + pOH = 14.00 lietošana temperatūrās, kas ir tālu no 25 °C.