Хүчил, суурь ба pH: протоны шилжилт ба логарифм шкал

Аррениусын хүчлээс Бренстед–Лоурийн протоны шилжилт хүртэл

Аррениус хүчлийг усанд устөрөгчийн ион үүсгэдэг нэгдэл, суурийг гидроксидын ион үүсгэдэг нэгдэл гэж тодорхойлсон. Тодорхойлолт давсны хүчил ба натрийн гидроксидод ажилладаг боловч гидроксид агуулаагүй аммиак NH₃ усыг яагаад суурь болгодгийг тайлбарлаж чадахгүй.

Бренстед–Лоурийн тодорхойлолт протонд анхаарлаа төвлөрүүлснээр үүнийг засдаг. Хүчил бол протон өгөгч, суурь бол протон авагч тул хүчил–суурийн урвал бүр нэг төрлөөс нөгөөд протон шилжих явдал. Аммиак уснаас протон авдаг учраас суурь: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Нүцгэн протон усанд чөлөөтэй оршдоггүй. Энэ нь усны молекултай холбогдож гидроксонийн ион H₃O⁺ үүсгэнэ. Химичид ихэвчлэн H⁺(aq)-ыг товчилсон тэмдэглэгээ болгон бичдэг бөгөөд pH-ийн тооцоонд хоёр тэмдэглэгээ ижил утгатай.

Уялдах хүчил–суурийн хосыг олох

Хүчил протон өгөхөд үлдсэн нь түүний уялдах суурь; суурь протон авахад түүний уялдах хүчил болно. Уялдах хосын хоёр гишүүн яг нэг H⁺-аар ялгаатай. HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq)-д хосууд нь HF/F⁻ ба H₃O⁺/H₂O.

Ус HF-ийн урвалд суурь, аммиакийн урвалд хүчил хэлбэрээр гарна. Протоныг өгч ч, авч ч чадах төрлийг амфипротик гэнэ. Устөрөгчийн карбонат HCO₃⁻ нь өөр жишээ: энэ нь протон алдаж CO₃²⁻, эсвэл нэгийг авч H₂CO₃ болж чадна.

• Тэгшитгэлийг бичиж, зүүнээс баруун тийш явахад H⁺ алддаг төрлийг ол. Энэ нь хүчил.
• H⁺ авдаг төрлийг ол. Энэ нь суурь.
• Урвалж бүрийг нэг H⁺-аар ялгаатай бүтээгдэхүүнтэй хослуулж, цэнэгүүд нэгээр ялгаатай эсэхийг шалга.

Хүчтэй ба сул нь концентраци биш, хэмжээг дүрсэлнэ

Хүчтэй хүчил усанд бараг бүрэн ионждог тул уусгасан хүчлийн молекул бүр H₃O⁺ ба түүний уялдах суурийг өгнө. Түгээмэл хүчтэй хүчлүүд нь HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ба H₂SO₄ (эхний протоныхоо хувьд). Түгээмэл хүчтэй суурь нь 1-р бүлгийн металлууд болон кальци, стронций, барийн гидроксидууд. Сул хүчил зөвхөн хэсэгчлэн ионждог бөгөөд молекул ба түүний ионуудын хооронд тэнцвэр тогтоно.

Хүч ба концентраци нь тусдаа ойлголт. Хүчтэй хүчлийн шингэн уусмал сул хүчлийн өтгөн уусмалаас цөөн гидроксонийн ионтой байж болно. Гэхдээ ижил концентрацид ялгаа том. 0.10 mol/L HCl уусмал [H₃O⁺] = 0.10 mol/L, pH 1.00. Хүчлийн ионжих тогтмол Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Хавсралт H) цууны хүчил 0.10 mol/L-д ердөө 1 орчим хувь ионждог бөгөөд түүний pH ойролцоогоор 2.9. Сул хүчлийн тэнцвэрийн тооцоо нь тусдаа сэдэв; энэ гарын авлага зөвхөн харьцуулалтыг ашиглана.

Хүчлийн хүч ба түүний уялдах суурь холбоотой. Cl⁻ ба NO₃⁻ гэх мэт хүчтэй хүчлүүдийн уялдах суурь усанд протон авах үл тоомсорлохуйц хандлагатай.

Усны ионы үржвэр, pH ба pOH

Цэвэр ус ч цөөн ион агуулдаг, учир нь усны молекулууд бие биедээ протон шилжүүлдэг: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Энэ өөрөө ионжих тэнцвэрийн тогтмол Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 25 °C-д 1.0 × 10⁻¹⁴. Цэвэр усанд хоёр концентраци тэнцүү, тус бүр 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. 25 °C дахь аливаа усан уусмалд нэг концентрацийг мэддэг бол Kw-г түүнд хуваан нөгөөг олж болно.

Эдгээр концентраци олон аравын зэргийг хамардаг тул химичид логарифм ашигладаг: pH = −log[H₃O⁺] ба pOH = −log[OH⁻]. Kw илэрхийллийн сөрөг логарифмыг авбал 25 °C-д pH + pOH = 14.00 гарна. Нэг pH нэгжийн өөрчлөлт нь гидроксонийн концентрацийн арав дахин өөрчлөлт тул pH 3 уусмал pH 5 уусмалаас 100 дахин их [H₃O⁺]-тэй.

Саармаг гэдэг нь [H₃O⁺] = [OH⁻], энэ нь зөвхөн 25 °C-д pH 7.00. Kw температурын хамт өсдөг; OpenStax 100 °C-д ойролцоогоор 5.6 × 10⁻¹³ гэж өгдөг бөгөөд тэнд саармаг усны pH 6.1 орчим. Логарифмын хувьд pH-ийн аравтын орны тоо нь концентрацийн ач холбогдолтой цифрийн тоотой тэнцүү.

Хүчтэй хүчил ба хүчтэй суурийн pH тооцоолох

1-р жишээ. 4.6 × 10⁻³ mol/L азотын хүчлийн pH-г ол. HNO₃ хүчтэй тул [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Концентраци ач холбогдолтой хоёр цифртэй тул pH хоёр аравтын оронтой. Дараа нь [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, хүчиллэг уусмалд хүлээгдсэнээр маш бага.

2-р жишээ. 0.350 g калийн гидроксидыг уусгаж 750.0 mL уусмал бэлтгэв. Аравтын хоёр оронд бөөрөнхийлсөн IUPAC-ийн стандарт атомын жингээр (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, ба [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, 14.00-аар хоёр аравтын оронд хязгаарлагдана.

3-р жишээ. 3.60 × 10⁻³ mol/L стронцийн гидроксидын pH-г ол. Sr(OH)₂ томьёоны нэгж бүрд хоёр гидроксидын ион ялгаруулдаг тул [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143, pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. 2 гэсэн үржигдэхүүнийг мартвал pH ойролцоогоор 0.30-аар бага гарна.

4-р жишээ. Уусмалын pH 4.62. Логарифмыг урвуул: [H₃O⁺] = 10-ын −4.62 зэрэг = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. pH-ийн хоёр аравтын орон нь концентрацид ач холбогдолтой хоёр цифр зөвшөөрнө. pOH нь 14.00 − 4.62 = 9.38, иймээс [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

pH-ийн ажлын логарифм ба стехиометрийн алдаанууд

pH-ийн ихэнх алдаа логарифмаас эсвэл хүчил, суурийн томьёоноос үүснэ. Хурдан оновчтой байдлын шалгалт олонхийг нь барина: 25 °C дахь хүчиллэг уусмалын pH 7-оос бага, суурь нь 7-оос их, концентрацийн арав дахин өөрчлөлт бүр pH-ийг нэг нэгжээр шилжүүлнэ.

Маш шингэн хүчтэй хүчлээс болгоомжил. 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl уусмалын pH 8 биш, энэ нь суурь байх байсан. Ийм бага концентрацид усны өөрийн ионжилтоос гарсан гидроксонийн ионыг үл тоомсорлож болохгүй бөгөөд бүрэн тооцоо pH-г ойролцоогоор 6.98, саармагаас жаахан доош гаргана.

• Хасах тэмдгийг орхих: 1-ээс бага тооны −log эерэг. Энгийн шингэн уусмалын сөрөг pH нь тэмдгийн алдааг заана.
• Стехиометрийг мартах: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ тус бүр томьёоны нэгж тутамд хоёр OH⁻ ялгаруулдаг.
• Суурь pOH өгөх үед pH ашиглах: эхлээд [OH⁻]-оос pOH-г ол, дараа нь хөрвүүл.
• Сул хүчлийг хүчтэй гэж үзэх: [H₃O⁺] зөвхөн хүчтэй хүчлийн хувьд хүчлийн концентрацитай тэнцүү.
• pH + pOH = 14.00-ийг 25 °C-аас хол температурт хэрэглэх.