Acizi, baze și pH: transferul de protoni și scara logaritmică

De la acizii Arrhenius la transferul de protoni Brønsted–Lowry

Arrhenius a definit un acid ca pe un compus care produce ioni de hidrogen în apă și o bază ca pe unul care produce ioni hidroxid. Definiția funcționează pentru acidul clorhidric și hidroxidul de sodiu, dar nu poate explica de ce amoniacul, NH₃, care nu conține hidroxid, face apa bazică.

Definiția Brønsted–Lowry rezolvă această problemă concentrându-se pe proton. Un acid este un donor de protoni, iar o bază este un acceptor de protoni, deci orice reacție acido-bazică este un transfer de proton de la o specie la alta. Amoniacul este o bază deoarece acceptă un proton de la apă: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Un proton liber nu există în apă. El se leagă de o moleculă de apă și formează ionul hidroniu, H₃O⁺. Chimiștii scriu adesea H⁺(aq) ca prescurtare, iar cele două notații înseamnă același lucru în calculele de pH.

Găsirea perechilor conjugate acid–bază

Când un acid cedează un proton, ceea ce rămâne este baza lui conjugată; când o bază acceptă un proton, ea devine acidul ei conjugat. Cei doi membri ai unei perechi conjugate diferă prin exact un H⁺. În HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), perechile sunt HF/F⁻ și H₃O⁺/H₂O.

Apa apare ca bază în reacția cu HF și ca acid în reacția cu amoniacul. O specie care poate fie să cedeze, fie să accepte un proton se numește amfiprotică. Hidrogenocarbonatul, HCO₃⁻, este un alt exemplu: poate pierde un proton și deveni CO₃²⁻ sau poate câștiga unul și deveni H₂CO₃.

• Scrie ecuația și găsește specia care pierde un H⁺ la trecerea de la stânga la dreapta. Aceea este acidul.
• Găsește specia care câștigă un H⁺. Aceea este baza.
• Împerechează fiecare reactant cu produsul care diferă de el printr-un H⁺ și verifică dacă sarcinile diferă cu o unitate.

Tare și slab descriu gradul de ionizare, nu concentrația

Un acid tare se ionizează practic complet în apă, deci fiecare moleculă de acid dizolvată dă H₃O⁺ și baza sa conjugată. Acizii tari obișnuiți sunt HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ și H₂SO₄ (pentru primul său proton). Bazele tari obișnuite sunt hidroxizii metalelor din grupa 1 și ai calciului, stronțiului și bariului. Un acid slab se ionizează doar parțial și se stabilește un echilibru între moleculă și ionii ei.

Tăria și concentrația sunt idei separate. O soluție diluată de acid tare poate avea mai puțini ioni hidroniu decât o soluție concentrată de acid slab. La concentrații egale, însă, diferența este mare. O soluție de HCl 0.10 mol/L are [H₃O⁺] = 0.10 mol/L și pH 1.00. Acidul acetic, cu o constantă de ionizare acidă Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax, Anexa H), este ionizat doar în proporție de aproximativ 1 la sută la 0.10 mol/L, iar pH-ul său este de aproximativ 2.9. Calculele de echilibru pentru acizi slabi sunt un subiect separat; acest ghid folosește doar comparația.

Tăria unui acid și a bazei sale conjugate sunt legate. Bazele conjugate ale acizilor tari, precum Cl⁻ și NO₃⁻, au o tendință neglijabilă de a accepta un proton în apă.

Produsul ionic al apei, pH și pOH

Chiar și apa pură conține câțiva ioni, deoarece moleculele de apă își transferă protoni între ele: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Constanta de echilibru pentru această autoionizare este Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ la 25 °C. În apa pură cele două concentrații sunt egale, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L fiecare. În orice soluție apoasă la 25 °C, dacă cunoști o concentrație, o poți afla pe cealaltă împărțind Kw la ea.

Deoarece aceste concentrații acoperă multe puteri ale lui zece, chimiștii folosesc logaritmi: pH = −log[H₃O⁺] și pOH = −log[OH⁻]. Logaritmul negativ al expresiei Kw dă pH + pOH = 14.00 la 25 °C. O variație de o unitate de pH este o variație de zece ori a concentrației de hidroniu, deci o soluție cu pH 3 are [H₃O⁺] de 100 de ori mai mare decât una cu pH 5.

Neutru înseamnă [H₃O⁺] = [OH⁻], ceea ce corespunde pH 7.00 doar la 25 °C. Kw crește cu temperatura; OpenStax indică aproximativ 5.6 × 10⁻¹³ la 100 °C, unde apa neutră are pH-ul în jur de 6.1. Pentru logaritmi, numărul de zecimale din pH este egal cu numărul de cifre semnificative din concentrație.

Calcularea pH-ului pentru acizi tari și baze tari

Exemplu rezolvat 1. Află pH-ul acidului azotic 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ este tare, deci [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Concentrația are două cifre semnificative, deci pH-ul are două zecimale. Apoi [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, minuscul, așa cum era de așteptat într-o soluție acidă.

Exemplu rezolvat 2. Se dizolvă 0.350 g de hidroxid de potasiu pentru a face 750.0 mL de soluție. Folosind masele atomice standard IUPAC rotunjite la două zecimale (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, iar [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, iar pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, limitat la două zecimale de 14.00.

Exemplu rezolvat 3. Află pH-ul hidroxidului de stronțiu 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ eliberează doi ioni hidroxid pe unitate de formulă, deci [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143, iar pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Uitarea factorului 2 ar da un pH cu aproximativ 0.30 prea mic.

Exemplu rezolvat 4. O soluție are pH 4.62. Inversează logaritmul: [H₃O⁺] = 10 ridicat la puterea −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Cele două zecimale din pH permit două cifre semnificative în concentrație. pOH este 14.00 − 4.62 = 9.38, deci [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Greșeli de logaritm și de stoichiometrie în calculele de pH

Cele mai multe erori de pH provin din logaritm sau din formula acidului sau a bazei. O verificare rapidă de bun-simț le prinde pe multe: soluțiile acide la 25 °C au pH sub 7, cele bazice peste 7, iar fiecare factor de zece în concentrație mută pH-ul cu o unitate.

Fii atent la acizii tari foarte diluați. O soluție de HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L nu are pH 8, ceea ce ar fi bazic. La concentrații atât de mici, ionii hidroniu proveniți din ionizarea proprie a apei nu sunt neglijabili, iar un tratament complet dă un pH de aproximativ 6.98, puțin sub neutru.

• Omiterea semnului minus: −log dintr-un număr sub 1 este pozitiv. Un pH negativ la o soluție diluată obișnuită semnalează o eroare de semn.
• Uitarea stoichiometriei: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ și Ba(OH)₂ eliberează fiecare câte doi OH⁻ pe unitate de formulă.
• Folosirea pH-ului când baza dă pOH: află mai întâi pOH din [OH⁻], apoi convertește.
• Tratarea unui acid slab ca tare: [H₃O⁺] este egal cu concentrația acidului doar pentru acizii tari.
• Aplicarea lui pH + pOH = 14.00 la temperaturi departe de 25 °C.