Kyseliny, zásady a pH: prenos protónu a logaritmická stupnica

Od Arrheniových kyselín k prenosu protónu podľa Brønsteda a Lowryho

Arrhenius definoval kyselinu ako zlúčeninu, ktorá vo vode vytvára vodíkové ióny, a zásadu ako zlúčeninu, ktorá vytvára hydroxidové ióny. Definícia funguje pre kyselinu chlorovodíkovú a hydroxid sodný, ale nedokáže vysvetliť, prečo amoniak, NH₃, ktorý neobsahuje hydroxid, robí vodu zásaditou.

Definícia Brønsteda a Lowryho to napravuje sústredením sa na protón. Kyselina je donor protónu a zásada je akceptor protónu, takže každá kyselinovo-zásaditá reakcia je prenos protónu z jednej častice na druhú. Amoniak je zásada, pretože prijíma protón z vody: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Holý protón vo vode voľne neexistuje. Viaže sa na molekulu vody a vytvára hydróniový ión, H₃O⁺. Chemici často píšu H⁺(aq) ako skratku a oba zápisy znamenajú pri výpočtoch pH to isté.

Hľadanie konjugovaných kyselinovo-zásaditých párov

Keď kyselina odovzdá protón, ostane jej konjugovaná zásada; keď zásada prijme protón, stane sa jej konjugovanou kyselinou. Dvaja členovia konjugovaného páru sa líšia presne o jedno H⁺. V HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) sú páry HF/F⁻ a H₃O⁺/H₂O.

Voda sa objavuje ako zásada v reakcii HF a ako kyselina v reakcii amoniaku. Častica, ktorá môže protón odovzdať aj prijať, sa nazýva amfiprotická. Ďalším príkladom je hydrogenuhličitan, HCO₃⁻: môže stratiť protón a stať sa CO₃²⁻ alebo ho získať a stať sa H₂CO₃.

• Napíšte rovnicu a nájdite časticu, ktorá pri prechode zľava doprava stráca H⁺. To je kyselina.
• Nájdite časticu, ktorá H⁺ získava. To je zásada.
• Spárujte každý reaktant s produktom, ktorý sa od neho líši o jedno H⁺, a skontrolujte, či sa náboje líšia o jednotku.

Silný a slabý opisujú rozsah, nie koncentráciu

Silná kyselina sa vo vode ionizuje prakticky úplne, takže každá rozpustená molekula kyseliny dáva H₃O⁺ a svoju konjugovanú zásadu. Bežné silné kyseliny sú HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ a H₂SO₄ (pre svoj prvý protón). Bežné silné zásady sú hydroxidy kovov 1. skupiny a vápnika, stroncia a bária. Slabá kyselina sa ionizuje iba čiastočne a ustanoví sa rovnováha medzi molekulou a jej iónmi.

Sila a koncentrácia sú samostatné pojmy. Zriedený roztok silnej kyseliny môže mať menej hydróniových iónov než koncentrovaný roztok slabej. Pri rovnakej koncentrácii je však rozdiel veľký. Roztok HCl 0.10 mol/L má [H₃O⁺] = 0.10 mol/L a pH 1.00. Kyselina octová s kyselinovou disociačnou konštantou Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax, príloha H) je pri 0.10 mol/L ionizovaná len asi na 1 percento a jej pH je asi 2.9. Výpočty rovnováh slabých kyselín sú samostatná téma; táto príručka používa iba toto porovnanie.

Sila kyseliny a jej konjugovanej zásady spolu súvisia. Konjugované zásady silných kyselín, ako Cl⁻ a NO₃⁻, majú zanedbateľnú tendenciu prijímať protón vo vode.

Iónový súčin vody, pH a pOH

Aj čistá voda obsahuje niekoľko iónov, pretože molekuly vody si navzájom prenášajú protóny: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Rovnovážna konštanta tejto autoprotolýzy je Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ pri 25 °C. V čistej vode sú obe koncentrácie rovnaké, po 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. V každom vodnom roztoku pri 25 °C, ak poznáte jednu koncentráciu, druhú nájdete vydelením Kw touto koncentráciou.

Keďže tieto koncentrácie siahajú cez mnoho mocnín desiatich, chemici používajú logaritmy: pH = −log[H₃O⁺] a pOH = −log[OH⁻]. Záporný logaritmus výrazu pre Kw dáva pH + pOH = 14.00 pri 25 °C. Zmena o jednu jednotku pH je desaťnásobná zmena koncentrácie hydróniových iónov, takže roztok s pH 3 má 100-krát väčšie [H₃O⁺] než roztok s pH 5.

Neutrálny znamená [H₃O⁺] = [OH⁻], čo je pH 7.00 len pri 25 °C. Kw s teplotou rastie; OpenStax uvádza asi 5.6 × 10⁻¹³ pri 100 °C, kde má neutrálna voda pH okolo 6.1. Pri logaritmoch sa počet desatinných miest v pH rovná počtu platných číslic v koncentrácii.

Výpočet pH pre silné kyseliny a silné zásady

Riešený príklad 1. Nájdite pH kyseliny dusičnej 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ je silná, takže [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentrácia má dve platné číslice, takže pH má dve desatinné miesta. Potom [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, drobné, ako sa v kyslom roztoku očakáva.

Riešený príklad 2. 0.350 g hydroxidu draselného sa rozpustí na 750.0 mL roztoku. Pri štandardných atómových hmotnostiach IUPAC zaokrúhlených na dve desatinné miesta (K 39.10, O 16.00, H 1.01) je 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, obmedzené na dve desatinné miesta hodnotou 14.00.

Riešený príklad 3. Nájdite pH hydroxidu strontnatého 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ uvoľní na vzorcovú jednotku dva hydroxidové ióny, takže [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 a pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Zabudnutie faktora 2 by dalo pH asi o 0.30 príliš nízke.

Riešený príklad 4. Roztok má pH 4.62. Logaritmus zrušte: [H₃O⁺] = 10 umocnené na −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Dve desatinné miesta v pH povoľujú dve platné číslice v koncentrácii. pOH je 14.00 − 4.62 = 9.38, takže [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Chyby v logaritmoch a stechiometrii pri práci s pH

Väčšina chýb v pH pochádza z logaritmu alebo zo vzorca kyseliny či zásady. Rýchla kontrola zdravého rozumu zachytí mnohé z nich: kyslé roztoky majú pri 25 °C pH pod 7, zásadité nad 7 a každý desaťnásobok koncentrácie posúva pH o jednu jednotku.

Pozor na veľmi zriedené silné kyseliny. Roztok HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L nemá pH 8, čo by bolo zásadité. Pri takto nízkych koncentráciách nie sú hydróniové ióny z vlastnej ionizácie vody zanedbateľné a úplné spracovanie dáva pH asi 6.98, tesne pod neutrálnym.

• Vynechanie znamienka mínus: −log čísla pod 1 je kladný. Záporné pH z bežného zriedeného roztoku signalizuje chybu znamienka.
• Zabudnutie stechiometrie: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ a Ba(OH)₂ uvoľňujú na vzorcovú jednotku po dva OH⁻.
• Použitie pH, keď zásada dáva pOH: najprv nájdite pOH z [OH⁻] a potom previeďte.
• Považovanie slabej kyseliny za silnú: [H₃O⁺] sa rovná koncentrácii kyseliny iba pri silných kyselinách.
• Uplatnenie pH + pOH = 14.00 pri teplotách ďaleko od 25 °C.