Acidet, bazat dhe pH: transferimi i protonit dhe shkalla logaritmike

Nga acidet e Arrhenius-it te transferimi i protonit sipas Brønsted–Lowry

Arrhenius e përcaktoi një acid si përbërje që prodhon jone hidrogjeni në ujë dhe një bazë si përbërje që prodhon jone hidroksid. Përkufizimi funksionon për acidin klorhidrik dhe hidroksidin e natriumit, por nuk mund të shpjegojë pse amoniaku, NH₃, që nuk përmban hidroksid, e bën ujin bazik.

Përkufizimi i Brønsted–Lowry e rregullon këtë duke u përqendruar te protoni. Një acid është dhënës protoni dhe një bazë është pranues protoni, ndaj çdo reaksion acid–bazë është një transferim protoni nga një specie te një tjetër. Amoniaku është bazë sepse pranon një proton nga uji: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Një proton i zhveshur nuk ekziston i lirë në ujë. Ai lidhet me një molekulë uji dhe formon jonin hidronium, H₃O⁺. Kimistët shpesh e shkruajnë H⁺(aq) si shkurtesë dhe të dyja shënimet do të thonë të njëjtën gjë në llogaritjet e pH.

Gjetja e çifteve të konjuguara acid–bazë

Kur një acid jep një proton, ajo që mbetet është baza e tij e konjuguar; kur një bazë pranon një proton, ajo bëhet acidi i saj i konjuguar. Dy anëtarët e një çifti të konjuguar ndryshojnë saktësisht me një H⁺. Te HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), çiftet janë HF/F⁻ dhe H₃O⁺/H₂O.

Uji shfaqet si bazë në reaksionin e HF dhe si acid në reaksionin e amoniakut. Një specie që mund të japë ose të pranojë një proton quhet amfiprotike. Hidrogjenkarbonati, HCO₃⁻, është një shembull tjetër: mund të humbasë një proton për t'u bërë CO₃²⁻ ose të fitojë një për t'u bërë H₂CO₃.

• Shkruaj ekuacionin dhe gjej specien që humb një H⁺ kur ec nga e majta në të djathtë. Ai është acidi.
• Gjej specien që fiton një H⁺. Ajo është baza.
• Çifto çdo reaktant me produktin që ndryshon prej tij me një H⁺ dhe kontrollo që ngarkesat ndryshojnë me një.

E fortë dhe e dobët përshkruajnë shkallën, jo përqendrimin

Një acid i fortë jonizohet praktikisht plotësisht në ujë, ndaj çdo molekulë acidi e tretur jep H₃O⁺ dhe bazën e vet të konjuguar. Acidet e forta të zakonshme janë HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ dhe H₂SO₄ (për protonin e parë). Bazat e forta të zakonshme janë hidroksidet e metaleve të grupit 1 dhe të kalciumit, stronciumit e bariumit. Një acid i dobët jonizohet vetëm pjesërisht dhe vendoset një ekuilibër mes molekulës dhe joneve të saj.

Forca dhe përqendrimi janë ide të ndara. Një tretësirë e holluar e një acidi të fortë mund të ketë më pak jone hidronium se një tretësirë e përqendruar e një acidi të dobët. Në përqendrim të barabartë, megjithatë, ndryshimi është i madh. Një tretësirë HCl 0.10 mol/L ka [H₃O⁺] = 0.10 mol/L dhe pH 1.00. Acidi acetik, me konstante jonizimi acidike Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (Shtojca H e OpenStax), jonizohet vetëm rreth 1 përqind në 0.10 mol/L dhe pH-ja e tij është rreth 2.9. Llogaritjet e ekuilibrit të acideve të dobëta janë temë e veçantë; ky udhëzues përdor vetëm krahasimin.

Forca e një acidi dhe e bazës së tij të konjuguar janë të lidhura. Bazat e konjuguara të acideve të forta, si Cl⁻ dhe NO₃⁻, kanë prirje të papërfillshme për të pranuar një proton në ujë.

Produkti jonik i ujit, pH dhe pOH

Edhe uji i pastër përmban disa jone, sepse molekulat e ujit i transferojnë protone njëra-tjetrës: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Konstantja e ekuilibrit për këtë vetjonizim është Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ në 25 °C. Në ujë të pastër të dy përqendrimet janë të barabarta, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L secili. Në çdo tretësirë ujore në 25 °C, nëse njeh njërin përqendrim, mund të gjesh tjetrin duke pjesëtuar Kw me të.

Meqenëse këto përqendrime përfshijnë shumë fuqi të dhjetës, kimistët përdorin logaritme: pH = −log[H₃O⁺] dhe pOH = −log[OH⁻]. Marrja e logaritmit negativ të shprehjes së Kw jep pH + pOH = 14.00 në 25 °C. Një ndryshim prej një njësie pH është një ndryshim dhjetëfish në përqendrimin e hidroniumit, ndaj një tretësirë me pH 3 ka 100 herë [H₃O⁺] e një tretësire me pH 5.

Neutral do të thotë [H₃O⁺] = [OH⁻], që është pH 7.00 vetëm në 25 °C. Kw rritet me temperaturën; OpenStax jep rreth 5.6 × 10⁻¹³ në 100 °C, ku uji neutral ka pH afër 6.1. Për logaritmet, numri i shifrave pas presjes në një pH është i barabartë me numrin e shifrave domethënëse në përqendrim.

Llogaritja e pH për acidet e forta dhe bazat e forta

Shembull i zgjidhur 1. Gjej pH-në e acidit nitrik 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ është i fortë, ndaj [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Përqendrimi ka dy shifra domethënëse, ndaj pH-ja ka dy shifra pas presjes. Pastaj [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, e vogël siç pritet në një tretësirë acidike.

Shembull i zgjidhur 2. 0.350 g hidroksid kaliumi treten për të bërë 750.0 mL tretësirë. Me peshat atomike standarde të IUPAC-ut të rrumbullakuara me dy shifra pas presjes (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, dhe [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080 dhe pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, i kufizuar në dy shifra pas presjes nga 14.00.

Shembull i zgjidhur 3. Gjej pH-në e hidroksidit të stronciumit 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ çliron dy jone hidroksid për njësi formule, ndaj [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 dhe pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Harrimi i faktorit 2 do të jepte një pH rreth 0.30 më të ulët.

Shembull i zgjidhur 4. Një tretësirë ka pH 4.62. Përmbys logaritmin: [H₃O⁺] = 10 në fuqinë −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Dy shifrat pas presjes në pH lejojnë dy shifra domethënëse në përqendrim. pOH është 14.00 − 4.62 = 9.38, ndaj [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Gabimet e logaritmit dhe të stekiometrisë në punën me pH

Shumica e gabimeve të pH vijnë nga logaritmi ose nga formula e acidit ose e bazës. Një kontroll i shpejtë i arsyeshmërisë kap shumë prej tyre: tretësirat acidike në 25 °C kanë pH nën 7, ato bazike mbi 7, dhe çdo faktor dhjetë në përqendrim e lëviz pH-në me një njësi.

Ki kujdes me acidet e forta shumë të holla. Një tretësirë HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L nuk ka pH 8, që do të ishte bazik. Në përqendrime kaq të ulëta, jonet e hidroniumit nga jonizimi i vetë ujit nuk janë të papërfillshme dhe një trajtim i plotë jep pH rreth 6.98, pak nën neutral.

• Heqja e shenjës minus: −log i një numri nën 1 është pozitiv. Një pH negativ nga një tretësirë e zakonshme e holluar sinjalizon një gabim shenje.
• Harrimi i stekiometrisë: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ dhe Ba(OH)₂ çlirojnë secili dy OH⁻ për njësi formule.
• Përdorimi i pH kur baza jep pOH: gjej së pari pOH nga [OH⁻], pastaj shndërro.
• Trajtimi i një acidi të dobët si të fortë: [H₃O⁺] është i barabartë me përqendrimin e acidit vetëm për acidet e forta.
• Zbatimi i pH + pOH = 14.00 në temperatura larg 25 °C.