Киселини, бази и pH: пренос на протони и логаритамска скала

Од киселините на Аренијус до преносот на протони според Бренстед–Лаури

Аренијус ја дефинирал киселината како соединение што произведува водородни јони во вода, а базата како соединение што произведува хидроксидни јони. Дефиницијата функционира за хлороводородната киселина и натриум хидроксидот, но не може да објасни зошто амонијакот, NH₃, кој не содржи хидроксид, ја прави водата базна.

Дефиницијата според Бренстед–Лаури го поправа ова со фокусирање на протонот. Киселината е донор на протон, а базата е акцептор на протон, па секоја киселинско-базна реакција е пренос на протон од една честичка на друга. Амонијакот е база бидејќи прима протон од водата: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Голиот протон не постои слободен во вода. Тој се врзува за молекула вода и формира хидрониумов јон, H₃O⁺. Хемичарите често пишуваат H⁺(aq) како скратеница, а двата записа значат исто во пресметките на pH.

Наоѓање конјугирани парови киселина–база

Кога киселината отстапува протон, она што останува е нејзината конјугирана база; кога базата прима протон, станува нејзина конјугирана киселина. Двата члена на конјугираниот пар се разликуваат за точно еден H⁺. Во HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), паровите се HF/F⁻ и H₃O⁺/H₂O.

Водата се јавува како база во реакцијата со HF и како киселина во реакцијата со амонијак. Честичка што може да даде или да прими протон се нарекува амфипротична. Хидрогенкарбонатот, HCO₃⁻, е уште еден пример: може да изгуби протон и да стане CO₃²⁻ или да добие еден и да стане H₂CO₃.

• Напишете ја равенката и најдете ја честичката што губи H⁺ одејќи од лево кон десно. Тоа е киселината.
• Најдете ја честичката што добива H⁺. Тоа е базата.
• Спарете го секој реактант со производот што се разликува од него за еден H⁺ и проверете дали полнежите се разликуваат за еден.

Силно и слабо ја опишуваат мера, а не концентрација

Силната киселина јонизира речиси целосно во вода, па секоја растворена молекула на киселината дава H₃O⁺ и нејзината конјугирана база. Вообичаени силни киселини се HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ и H₂SO₄ (за нејзиниот прв протон). Вообичаени силни бази се хидроксидите на металите од група 1 и на калциумот, стронциумот и бариумот. Слабата киселина јонизира само делумно и се воспоставува рамнотежа меѓу молекулата и нејзините јони.

Јачината и концентрацијата се одделни идеи. Разреден раствор на силна киселина може да има помалку хидрониумови јони од концентриран раствор на слаба. При еднаква концентрација, сепак, разликата е голема. Раствор на HCl од 0.10 mol/L има [H₃O⁺] = 0.10 mol/L и pH 1.00. Оцетната киселина, со константа на јонизација на киселина Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Додаток H), е јонизирана само околу 1 процент при 0.10 mol/L, а нејзиниот pH е околу 2.9. Пресметките на рамнотежа за слаби киселини се посебна тема; овој водич ја користи само споредбата.

Јачината на киселината и нејзината конјугирана база се поврзани. Конјугираните бази на силните киселини, како Cl⁻ и NO₃⁻, имаат занемарлива тенденција да примат протон во вода.

Јонски производ на водата, pH и pOH

Дури и чистата вода содржи неколку јони, бидејќи молекулите на водата пренесуваат протони една на друга: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Константата на рамнотежа за оваа автојонизација е Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ на 25 °C. Во чиста вода двете концентрации се еднакви, по 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. Во кој било воден раствор на 25 °C, ако ја знаете едната концентрација, другата ја наоѓате со делење на Kw со неа.

Бидејќи овие концентрации опфаќаат многу степени на десет, хемичарите користат логаритми: pH = −log[H₃O⁺] и pOH = −log[OH⁻]. Земањето негативен логаритам од изразот за Kw дава pH + pOH = 14.00 на 25 °C. Промена од една единица pH е десеткратна промена на концентрацијата на хидрониум, па раствор на pH 3 има 100 пати поголемо [H₃O⁺] од раствор на pH 5.

Неутрално значи [H₃O⁺] = [OH⁻], што е pH 7.00 само на 25 °C. Kw расте со температурата; OpenStax дава околу 5.6 × 10⁻¹³ на 100 °C, каде неутралната вода има pH блиску до 6.1. За логаритмите, бројот на децимални места во pH е еднаков на бројот на значајни цифри во концентрацијата.

Пресметување на pH за силни киселини и силни бази

Решен пример 1. Најдете го pH на азотна киселина од 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ е силна, па [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Концентрацијата има две значајни цифри, па pH има две децимални места. Потоа [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, ситно како што се очекува во кисел раствор.

Решен пример 2. 0.350 g калиум хидроксид се растворени за да се направат 750.0 mL раствор. Со стандардни атомски тежини на IUPAC заокружени на две децимали (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, а [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, а pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ограничено на две децимални места од 14.00.

Решен пример 3. Најдете го pH на стронциум хидроксид од 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ ослободува два хидроксидни јони по формулска единица, па [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143, а pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Заборавањето на факторот 2 би дало pH околу 0.30 пониско.

Решен пример 4. Растворот има pH 4.62. Обратете го логаритмот: [H₃O⁺] = 10 на степен −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Двете децимални места во pH дозволуваат две значајни цифри во концентрацијата. pOH е 14.00 − 4.62 = 9.38, па [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Грешки со логаритми и стехиометрија при работа со pH

Повеќето грешки со pH доаѓаат од логаритмот или од формулата на киселината или базата. Брза проверка на здравиот разум фаќа многу од нив: киселите раствори на 25 °C имаат pH под 7, базните над 7, а секој фактор десет во концентрацијата го поместува pH за една единица.

Внимавајте со многу разредени силни киселини. Раствор на HCl од 1.0 × 10⁻⁸ mol/L нема pH 8, што би било базно. При толку ниски концентрации, хидрониумовите јони од самата јонизација на водата не се занемарливи, а целосниот третман дава pH од околу 6.98, малку под неутралното.

• Испуштање на знакот минус: −log од број под 1 е позитивен. Негативен pH од обичен разреден раствор сигнализира грешка во знакот.
• Заборавање на стехиометријата: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ и Ba(OH)₂ секој ослободува по два OH⁻ по формулска единица.
• Користење pH кога базата дава pOH: прво најдете го pOH од [OH⁻], потоа претворете.
• Третирање на слаба киселина како силна: [H₃O⁺] е еднакво на концентрацијата на киселината само кај силните киселини.
• Примена на pH + pOH = 14.00 при температури далеку од 25 °C.