Kisline, baze in pH: prenos protonov in logaritemska lestvica

Od Arrheniusovih kislin do prenosa protonov po Brønstedu in Lowryju

Arrhenius je kislino opredelil kot spojino, ki v vodi tvori vodikove ione, bazo pa kot spojino, ki tvori hidroksidne ione. Definicija deluje za klorovodikovo kislino in natrijev hidroksid, ne more pa pojasniti, zakaj amoniak, NH₃, ki ne vsebuje hidroksida, naredi vodo bazično.

Definicija po Brønstedu in Lowryju to popravi z osredotočenostjo na proton. Kislina je donor protonov in baza akceptor protonov, zato je vsaka kislinsko-bazna reakcija prenos protona z ene vrste na drugo. Amoniak je baza, ker od vode sprejme proton: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Goli proton v vodi ne obstaja prost. Veže se na molekulo vode in tvori hidronijev ion, H₃O⁺. Kemiki pogosto zapišejo H⁺(aq) kot okrajšavo in oba zapisa pri izračunih pH pomenita isto.

Iskanje konjugiranih parov kislina–baza

Ko kislina odda proton, ostane njena konjugirana baza; ko baza sprejme proton, postane njena konjugirana kislina. Člana konjugiranega para se razlikujeta za natanko en H⁺. V HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) sta para HF/F⁻ in H₃O⁺/H₂O.

Voda nastopa kot baza v reakciji s HF in kot kislina v reakciji z amoniakom. Vrsto, ki lahko proton odda ali sprejme, imenujemo amfiprotična. Hidrogenkarbonat, HCO₃⁻, je še en primer: lahko izgubi proton in postane CO₃²⁻ ali ga pridobi in postane H₂CO₃.

• Zapišite enačbo in poiščite vrsto, ki izgubi H⁺ pri prehodu z leve proti desni. To je kislina.
• Poiščite vrsto, ki pridobi H⁺. To je baza.
• Vsak reaktant povežite s produktom, ki se od njega razlikuje za en H⁺, in preverite, da se naboja razlikujeta za ena.

Močno in šibko opisujeta obseg, ne koncentracije

Močna kislina v vodi ionizira v bistvu popolnoma, zato vsaka raztopljena molekula kisline da H₃O⁺ in svojo konjugirano bazo. Pogoste močne kisline so HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ in H₂SO₄ (za prvi proton). Pogoste močne baze so hidroksidi kovin skupine 1 ter kalcija, stroncija in barija. Šibka kislina ionizira le delno in vzpostavi se ravnotežje med molekulo in njenimi ioni.

Moč in koncentracija sta ločeni zamisli. Razredčena raztopina močne kisline ima lahko manj hidronijevih ionov kot koncentrirana raztopina šibke. Pri enaki koncentraciji pa je razlika velika. Raztopina HCl 0.10 mol/L ima [H₃O⁺] = 0.10 mol/L in pH 1.00. Ocetna kislina s kislinsko ionizacijsko konstanto Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax, dodatek H) je pri 0.10 mol/L ionizirana le približno 1 odstotek, njen pH pa je okoli 2.9. Ravnotežni izračuni za šibke kisline so ločena tema; ta vodnik uporablja samo primerjavo.

Moč kisline in njene konjugirane baze sta povezani. Konjugirane baze močnih kislin, kot sta Cl⁻ in NO₃⁻, imajo zanemarljivo nagnjenost k sprejemanju protona v vodi.

Ionski produkt vode, pH in pOH

Že čista voda vsebuje nekaj ionov, ker molekule vode prenašajo protone druga na drugo: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Ravnotežna konstanta te avtoionizacije je Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ pri 25 °C. V čisti vodi sta koncentraciji enaki, vsaka 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. V vsaki vodni raztopini pri 25 °C lahko, če poznate eno koncentracijo, drugo najdete tako, da Kw delite z njo.

Ker te koncentracije obsegajo veliko potenc desetice, kemiki uporabljajo logaritme: pH = −log[H₃O⁺] in pOH = −log[OH⁻]. Negativni logaritem izraza za Kw da pH + pOH = 14.00 pri 25 °C. Sprememba za eno enoto pH je desetkratna sprememba koncentracije hidronija, zato ima raztopina pri pH 3 stokrat večji [H₃O⁺] od raztopine pri pH 5.

Nevtralno pomeni [H₃O⁺] = [OH⁻], kar je pH 7.00 le pri 25 °C. Kw narašča s temperaturo; OpenStax navaja približno 5.6 × 10⁻¹³ pri 100 °C, kjer ima nevtralna voda pH blizu 6.1. Pri logaritmih je število decimalnih mest v pH enako številu veljavnih števk v koncentraciji.

Izračun pH za močne kisline in močne baze

Rešen primer 1. Poiščite pH dušikove kisline 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ je močna, zato je [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentracija ima dve veljavni števki, zato ima pH dve decimalni mesti. Nato je [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, drobno, kot je pričakovano v kisli raztopini.

Rešen primer 2. 0.350 g kalijevega hidroksida raztopimo, da dobimo 750.0 mL raztopine. Z IUPAC standardnimi atomskimi masami, zaokroženimi na dve decimalki (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 in [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080 in pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, omejeno na dve decimalki zaradi 14.00.

Rešen primer 3. Poiščite pH stroncijevega hidroksida 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ sprosti dva hidroksidna iona na formulsko enoto, zato je [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 in pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Pozaba faktorja 2 bi dala pH za približno 0.30 prenizek.

Rešen primer 4. Raztopina ima pH 4.62. Obrnite logaritem: [H₃O⁺] = 10 na potenco −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Dve decimalni mesti v pH dovoljujeta dve veljavni števki v koncentraciji. pOH je 14.00 − 4.62 = 9.38, zato je [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Napake z logaritmi in stehiometrijo pri računih pH

Večina napak pri pH izhaja iz logaritma ali iz formule kisline ali baze. Hitro preverjanje smiselnosti ujame mnoge: kisle raztopine imajo pri 25 °C pH pod 7, bazične nad 7, vsak faktor deset v koncentraciji pa premakne pH za eno enoto.

Bodite previdni pri zelo razredčenih močnih kislinah. Raztopina HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L nima pH 8, ki bi bil bazičen. Pri tako nizkih koncentracijah hidronijevi ioni iz lastne ionizacije vode niso zanemarljivi, popolna obravnava pa da pH približno 6.98, tik pod nevtralnim.

• Izpuščanje minusa: −log števila pod 1 je pozitiven. Negativen pH pri običajni razredčeni raztopini kaže na napako v predznaku.
• Pozaba stehiometrije: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ in Ba(OH)₂ sproščajo po dva OH⁻ na formulsko enoto.
• Uporaba pH, kadar baza da pOH: najprej poiščite pOH iz [OH⁻], nato pretvorite.
• Obravnavanje šibke kisline kot močne: [H₃O⁺] je enak koncentraciji kisline samo pri močnih kislinah.
• Uporaba pH + pOH = 14.00 pri temperaturah, ki so daleč od 25 °C.