Syrer, baser og pH: protonoverføring og den logaritmiske skalaen

Fra Arrhenius-syrer til Brønsted–Lowry-protonoverføring

Arrhenius definerte en syre som en forbindelse som danner hydrogenioner i vann og en base som en som danner hydroksidioner. Definisjonen virker for saltsyre og natriumhydroksid, men kan ikke forklare hvorfor ammoniakk, NH₃, som ikke inneholder hydroksid, gjør vann basisk.

Brønsted–Lowry-definisjonen retter opp dette ved å fokusere på protonet. En syre er en protondonor og en base er en protonakseptor, så hver syre–base-reaksjon er en protonoverføring fra én art til en annen. Ammoniakk er en base fordi den tar imot et proton fra vann: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Et bart proton finnes ikke fritt i vann. Det binder seg til et vannmolekyl og danner oksoniumionet (hydroniumionet), H₃O⁺. Kjemikere skriver ofte H⁺(aq) som en forkortelse, og de to skrivemåtene betyr det samme i pH-beregninger.

Å finne konjugerte syre–base-par

Når en syre gir fra seg et proton, er det som blir igjen den konjugerte basen; når en base tar imot et proton, blir den den konjugerte syren. De to medlemmene av et konjugert par skiller seg med nøyaktig ett H⁺. I HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) er parene HF/F⁻ og H₃O⁺/H₂O.

Vann opptrer som base i HF-reaksjonen og som syre i ammoniakkreaksjonen. En art som kan enten gi fra seg eller ta imot et proton, kalles amfiprotisk. Hydrogenkarbonat, HCO₃⁻, er et annet eksempel: det kan miste et proton og bli CO₃²⁻ eller ta opp ett og bli H₂CO₃.

• Skriv likningen og finn arten som mister et H⁺ fra venstre til høyre. Det er syren.
• Finn arten som tar opp et H⁺. Det er basen.
• Par hver reaktant med produktet som skiller seg fra den med ett H⁺, og kontroller at ladningene skiller seg med én.

Sterk og svak beskriver omfang, ikke konsentrasjon

En sterk syre ioniserer i praksis fullstendig i vann, så hvert syremolekyl som løses gir H₃O⁺ og sin konjugerte base. De vanlige sterke syrene er HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ og H₂SO₄ (for det første protonet). De vanlige sterke basene er hydroksidene av metallene i gruppe 1 og av kalsium, strontium og barium. En svak syre ioniserer bare delvis, og det innstiller seg en likevekt mellom molekylet og ionene.

Styrke og konsentrasjon er separate ideer. En fortynnet løsning av en sterk syre kan ha færre oksoniumioner enn en konsentrert løsning av en svak. Ved lik konsentrasjon er forskjellen derimot stor. En HCl-løsning på 0.10 mol/L har [H₃O⁺] = 0.10 mol/L og pH 1.00. Eddiksyre, med syrekonstanten Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax vedlegg H), er bare omtrent 1 prosent ionisert ved 0.10 mol/L, og pH er omtrent 2.9. Likevektsberegninger for svake syrer er et eget emne; denne veiledningen bruker bare sammenligningen.

Styrken til en syre og dens konjugerte base henger sammen. De konjugerte basene til sterke syrer, som Cl⁻ og NO₃⁻, har ubetydelig tendens til å ta imot et proton i vann.

Vannets ionprodukt, pH og pOH

Selv rent vann inneholder noen få ioner, fordi vannmolekyler overfører protoner til hverandre: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Likevektskonstanten for denne autoprotolysen er Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ ved 25 °C. I rent vann er de to konsentrasjonene like, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L hver. I enhver vandig løsning ved 25 °C kan du, hvis du kjenner den ene konsentrasjonen, finne den andre ved å dele Kw på den.

Fordi disse konsentrasjonene spenner over mange tierpotenser, bruker kjemikere logaritmer: pH = −log[H₃O⁺] og pOH = −log[OH⁻]. Tar vi den negative logaritmen av Kw-uttrykket, får vi pH + pOH = 14.00 ved 25 °C. En endring på én pH-enhet er en tidobling av oksoniumkonsentrasjonen, så en løsning med pH 3 har 100 ganger så høy [H₃O⁺] som en med pH 5.

Nøytral betyr [H₃O⁺] = [OH⁻], som bare er pH 7.00 ved 25 °C. Kw øker med temperaturen; OpenStax oppgir omtrent 5.6 × 10⁻¹³ ved 100 °C, der nøytralt vann har en pH nær 6.1. For logaritmer er antallet desimaler i en pH lik antallet gjeldende siffer i konsentrasjonen.

Å beregne pH for sterke syrer og sterke baser

Regneeksempel 1. Finn pH i 4.6 × 10⁻³ mol/L salpetersyre. HNO₃ er sterk, så [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Konsentrasjonen har to gjeldende siffer, så pH har to desimaler. Da er [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, liten som forventet i en sur løsning.

Regneeksempel 2. 0.350 g kaliumhydroksid løses til 750.0 mL løsning. Med IUPACs standard atomvekter avrundet til to desimaler (K 39.10, O 16.00, H 1.01) er M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, og [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, og pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, begrenset til to desimaler av 14.00.

Regneeksempel 3. Finn pH i 3.60 × 10⁻³ mol/L strontiumhydroksid. Sr(OH)₂ frigjør to hydroksidioner per formelenhet, så [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 og pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Å glemme faktoren 2 ville gitt en pH som er omtrent 0.30 for lav.

Regneeksempel 4. En løsning har pH 4.62. Reverser logaritmen: [H₃O⁺] = 10 opphøyd i −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. De to desimalene i pH tillater to gjeldende siffer i konsentrasjonen. pOH er 14.00 − 4.62 = 9.38, så [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Logaritme- og støkiometrifeil i pH-regning

De fleste pH-feil kommer av logaritmen eller av formelen til syren eller basen. En rask fornuftssjekk fanger mange av dem: sure løsninger ved 25 °C har pH under 7, basiske over 7, og hver tidobling av konsentrasjonen flytter pH med én enhet.

Vær forsiktig med svært fortynnede sterke syrer. En HCl-løsning på 1.0 × 10⁻⁸ mol/L har ikke pH 8, som ville vært basisk. Ved så lave konsentrasjoner er ikke oksoniumionene fra vannets egen autoprotolyse ubetydelige, og en full behandling gir en pH på omtrent 6.98, like under nøytral.

• Å droppe minustegnet: −log av et tall under 1 er positiv. En negativ pH fra en vanlig fortynnet løsning tyder på en fortegnsfeil.
• Å glemme støkiometrien: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ og Ba(OH)₂ frigjør hver to OH⁻ per formelenhet.
• Å bruke pH når basen gir pOH: finn først pOH ut fra [OH⁻], og regn deretter om.
• Å behandle en svak syre som sterk: [H₃O⁺] er bare lik syrekonsentrasjonen for sterke syrer.
• Å bruke pH + pOH = 14.00 ved temperaturer langt fra 25 °C.