Kwasy, zasady i pH: przeniesienie protonu i skala logarytmiczna

Od kwasów Arrheniusa do przeniesienia protonu według Brønsteda–Lowry'ego

Arrhenius zdefiniował kwas jako związek wytwarzający w wodzie jony wodorowe, a zasadę jako związek wytwarzający jony wodorotlenkowe. Definicja działa dla kwasu solnego i wodorotlenku sodu, ale nie wyjaśnia, dlaczego amoniak, NH₃, który nie zawiera wodorotlenku, czyni wodę zasadową.

Definicja Brønsteda–Lowry'ego naprawia to, skupiając się na protonie. Kwas jest donorem protonu, a zasada akceptorem protonu, więc każda reakcja kwasowo-zasadowa jest przeniesieniem protonu z jednego indywiduum na inne. Amoniak jest zasadą, ponieważ przyjmuje proton od wody: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Gołego protonu nie ma swobodnie w wodzie. Wiąże się on z cząsteczką wody, tworząc jon hydroniowy, H₃O⁺. Chemicy często zapisują H⁺(aq) jako skrót, a oba zapisy znaczą to samo w obliczeniach pH.

Znajdowanie sprzężonych par kwas–zasada

Gdy kwas oddaje proton, to, co zostaje, jest jego zasadą sprzężoną; gdy zasada przyjmuje proton, staje się swoim kwasem sprzężonym. Dwaj członkowie sprzężonej pary różnią się dokładnie jednym H⁺. W HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) pary to HF/F⁻ i H₃O⁺/H₂O.

Woda występuje jako zasada w reakcji HF i jako kwas w reakcji amoniaku. Indywiduum, które może zarówno oddawać, jak i przyjmować proton, nazywa się amfiprotycznym. Wodorowęglan, HCO₃⁻, jest innym przykładem: może stracić proton i stać się CO₃²⁻ albo zyskać go i stać się H₂CO₃.

• Zapisz równanie i znajdź indywiduum, które traci H⁺ przy przejściu od lewej do prawej. To jest kwas.
• Znajdź indywiduum, które zyskuje H⁺. To jest zasada.
• Połącz każdy substrat z produktem, który różni się od niego jednym H⁺, i sprawdź, czy ładunki różnią się o jeden.

Mocny i słaby opisują stopień, a nie stężenie

Mocny kwas jonizuje w wodzie praktycznie całkowicie, więc każda rozpuszczona cząsteczka kwasu daje H₃O⁺ i swoją zasadę sprzężoną. Typowe mocne kwasy to HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ i H₂SO₄ (w odniesieniu do pierwszego protonu). Typowe mocne zasady to wodorotlenki metali 1. grupy oraz wapnia, strontu i baru. Słaby kwas jonizuje tylko częściowo i ustala się równowaga między cząsteczką a jej jonami.

Moc i stężenie to osobne idee. Rozcieńczony roztwór mocnego kwasu może mieć mniej jonów hydroniowych niż stężony roztwór słabego. Przy równym stężeniu różnica jest jednak duża. Roztwór HCl o stężeniu 0.10 mol/L ma [H₃O⁺] = 0.10 mol/L i pH 1.00. Kwas octowy, ze stałą jonizacji kwasu Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (dodatek H OpenStax), jest zjonizowany tylko w około 1 procencie przy 0.10 mol/L, a jego pH wynosi około 2.9. Obliczenia równowagowe dla słabych kwasów to osobny temat; ten przewodnik używa tylko tego porównania.

Moc kwasu i jego zasady sprzężonej są powiązane. Zasady sprzężone mocnych kwasów, takie jak Cl⁻ i NO₃⁻, mają znikomą skłonność do przyjmowania protonu w wodzie.

Iloczyn jonowy wody, pH i pOH

Nawet czysta woda zawiera nieco jonów, ponieważ cząsteczki wody przekazują sobie protony: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Stała równowagi tej autojonizacji to Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ w 25 °C. W czystej wodzie oba stężenia są równe, po 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. W każdym roztworze wodnym w 25 °C, jeśli znasz jedno stężenie, możesz znaleźć drugie, dzieląc Kw przez nie.

Ponieważ te stężenia rozciągają się na wiele potęg dziesięciu, chemicy używają logarytmów: pH = −log[H₃O⁺] i pOH = −log[OH⁻]. Wzięcie ujemnego logarytmu wyrażenia na Kw daje pH + pOH = 14.00 w 25 °C. Zmiana o jedną jednostkę pH to dziesięciokrotna zmiana stężenia jonów hydroniowych, więc roztwór o pH 3 ma 100 razy większe [H₃O⁺] niż roztwór o pH 5.

Obojętny oznacza [H₃O⁺] = [OH⁻], co jest pH 7.00 tylko w 25 °C. Kw rośnie z temperaturą; OpenStax podaje około 5.6 × 10⁻¹³ w 100 °C, gdzie obojętna woda ma pH bliskie 6.1. W przypadku logarytmów liczba miejsc dziesiętnych w pH równa się liczbie cyfr znaczących w stężeniu.

Obliczanie pH dla mocnych kwasów i mocnych zasad

Przykład rozwiązany 1. Znajdź pH kwasu azotowego o stężeniu 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ jest mocny, więc [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Stężenie ma dwie cyfry znaczące, więc pH ma dwa miejsca dziesiętne. Wtedy [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, znikomo mało, jak można oczekiwać w roztworze kwaśnym.

Przykład rozwiązany 2. 0.350 g wodorotlenku potasu rozpuszczono, aby uzyskać 750.0 mL roztworu. Przy standardowych masach atomowych IUPAC zaokrąglonych do dwóch miejsc dziesiętnych (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, a [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, a pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ograniczone do dwóch miejsc dziesiętnych przez 14.00.

Przykład rozwiązany 3. Znajdź pH wodorotlenku strontu o stężeniu 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ uwalnia dwa jony wodorotlenkowe na jednostkę wzorową, więc [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143, a pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Zapomnienie o czynniku 2 dałoby pH o około 0.30 za niskie.

Przykład rozwiązany 4. Roztwór ma pH 4.62. Odwróć logarytm: [H₃O⁺] = 10 do potęgi −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Dwa miejsca dziesiętne w pH pozwalają na dwie cyfry znaczące w stężeniu. pOH wynosi 14.00 − 4.62 = 9.38, więc [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Błędy z logarytmami i stechiometrią w obliczeniach pH

Większość błędów w pH wynika z logarytmu albo ze wzoru kwasu lub zasady. Szybka kontrola zdrowego rozsądku wychwytuje wiele z nich: roztwory kwaśne w 25 °C mają pH poniżej 7, zasadowe powyżej 7, a każdy czynnik dziesięć w stężeniu przesuwa pH o jedną jednostkę.

Uważaj na bardzo rozcieńczone mocne kwasy. Roztwór HCl o stężeniu 1.0 × 10⁻⁸ mol/L nie ma pH 8, które byłoby zasadowe. Przy tak niskich stężeniach jony hydroniowe z własnej jonizacji wody nie są pomijalne, a pełne ujęcie daje pH około 6.98, tuż poniżej obojętnego.

• Pominięcie znaku minus: −log z liczby poniżej 1 jest dodatni. Ujemne pH zwykłego rozcieńczonego roztworu sygnalizuje błąd znaku.
• Zapomnienie o stechiometrii: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ i Ba(OH)₂ uwalniają po dwa OH⁻ na jednostkę wzorową.
• Użycie pH, gdy zasada daje pOH: najpierw znajdź pOH z [OH⁻], a potem przelicz.
• Traktowanie słabego kwasu jako mocnego: [H₃O⁺] równa się stężeniu kwasu tylko dla mocnych kwasów.
• Stosowanie pH + pOH = 14.00 w temperaturach dalekich od 25 °C.