Acidet dhe bazat e dobëta: nga Ka dhe Kb te pH

Leximi i Ka, Kb dhe i shkallëve të tyre p

Për një acid të dobët HA, jonizimi HA(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + A⁻(aq) ka konstanten Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]. Uji është tretësi dhe lihet jashtë. Një Ka më e madhe do të thotë acid më i fortë. Për një bazë të dobët B, reaksioni B(aq) + H₂O(l) ⇌ BH⁺(aq) + OH⁻(aq) ka Kb = [BH⁺][OH⁻]/[B].

Meqenëse këto konstante përfshijnë shumë fuqi të dhjetës, ato shpesh raportohen si pKa = −log Ka dhe pKb = −log Kb. Shkalla shkon së prapthi: një pKa më e vogël do të thotë acid më i fortë. Shtojca H jep Ka = 1.8 × 10⁻⁵ për acidin acetik (pKa 4.74), 6.4 × 10⁻⁴ për acidin fluorhidrik (pKa 3.19) dhe 4.9 × 10⁻¹⁰ për acidin cianhidrik (pKa 9.31). Ka e HF është rreth një milion herë më e madhe se ajo e HCN, edhe pse të dy quhen të dobët.

Shembull i zgjidhur: pH-ja e një acidi të dobët me shkurtoren e x të vogël

Gjej pH-në e acidit acetik 0.200 M, CH₃COOH. Le të jetë x sasia që jonizohet. Në ekuilibër [H₃O⁺] = [CH₃COO⁻] = x dhe [CH₃COOH] = 0.200 − x. Kontributi i vetë ujit në H₃O⁺ (10⁻⁷ M) është i papërfillshëm krahasuar me atë të acidit.

Shkruaj 1.8 × 10⁻⁵ = x² / (0.200 − x). Meqenëse Ka është e vogël, supozo që x është shumë më i vogël se 0.200 dhe hiqe nga emëruesi. Atëherë x² = 1.8 × 10⁻⁵ × 0.200 = 3.6 × 10⁻⁶ dhe x = 1.9 × 10⁻³ M. Kontroll: 1.9 × 10⁻³ / 0.200 është pak nën 1 përqind, shumë nën kufirin 5 përqind, ndaj shkurtorja vlen. pH = −log(1.9 × 10⁻³) = 2.72, e raportuar me dy shifra pas presjes sepse Ka ka dy shifra domethënëse.

Krahasoje këtë me një acid të fortë me të njëjtin përqendrim, që do të jepte pH 0.70. Acidi i dobët ka rreth një të qindtën e përqendrimit të hidroniumit.

Shembull i zgjidhur: kur shkurtorja dështon dhe të duhet ekuacioni i fuqisë së dytë

Gjej pH-në e acidit azotos 0.0500 M, HNO₂, me Ka = 4.6 × 10⁻⁴ nga Shtojca H. Shkurtorja jep x = √(4.6 × 10⁻⁴ × 0.0500) = 4.8 × 10⁻³ M, që është 9.6 përqind e 0.0500. Kjo nuk e kalon kontrollin e 5 përqindëshit, ndaj zgjidh ekuacionin e plotë.

Rirregullo 4.6 × 10⁻⁴ = x² / (0.0500 − x) në x² + (4.6 × 10⁻⁴)x − 2.3 × 10⁻⁵ = 0. Rrënja pozitive është x = 4.57 × 10⁻³ M, ndaj pH = 2.34 dhe acidi është 9.1 përqind i jonizuar. Shkurtorja do të kishte dhënë pH 2.32. Një ndryshim prej 0.02 duket i vogël, por është më i madh se saktësia 0.01 që lejojnë të dhënat, ndaj përgjigjja nga ekuacioni i fuqisë së dytë është ajo që duhet raportuar.

Një rregull i shpejtë praktik: shkurtorja zakonisht është e sigurt kur përqendrimi fillestar pjesëtuar me Ka është mbi disa qindra. Këtu 0.0500 / 4.6 × 10⁻⁴ është vetëm rreth 110, prandaj dështoi. Megjithatë bëje kontrollin e 5 përqindëshit çdo herë.

Jonizimi në përqindje rritet ndërsa acidi hollohet

Jonizimi në përqindje është [H₃O⁺] në ekuilibër pjesëtuar me përqendrimin fillestar të acidit, herë 100. Për një acid të dobët ai nuk është i fiksuar. Zgjidhja e ekuacionit të plotë për acidin acetik jep 0.94 përqind në 0.200 M, 3.0 përqind në 0.0200 M dhe 9.0 përqind në 0.00200 M.

Arsyeja është parimi i Le Chatelier-it i zbatuar për hollimin. Hollimi i ul të gjitha përqendrimet, çka e ul Q nën Ka, dhe ekuilibri zhvendoset drejt më shumë joneve. pH-ja prapë rritet me hollimin, nga 2.72 në 3.23 në 3.74 në këtë seri, por vetëm rreth gjysmë njësie për çdo hollim dhjetëfish, jo njësinë e plotë që do të shihje për një acid të fortë.

Shembull i zgjidhur: një bazë e dobët dhe pOH-ja e saj

Gjej pH-në e amoniakut 0.120 M, me Kb = 1.8 × 10⁻⁵ nga Shtojca I. Tabela ka të njëjtën formë si për një acid, por produkti është hidroksidi: [NH₄⁺] = [OH⁻] = x dhe [NH₃] = 0.120 − x.

Atëherë x² = 1.8 × 10⁻⁵ × 0.120, ndaj x = [OH⁻] = 1.5 × 10⁻³ M. Kontrolli jep 1.2 përqind, ndaj shkurtorja vlen. pOH = −log(1.47 × 10⁻³) = 2.83, dhe pH = 14.00 − 2.83 = 11.17. Rrëshqitja më e zakonshme këtu është të raportosh 2.83 si pH. Një bazë duhet të japë pH mbi 7.

Kripërat, jonet e të cilave reagojnë me ujin

Për çdo çift të konjuguar acid–bazë në ujë, Ka × Kb = Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ në 25 °C. Sa më i fortë acidi, aq më e dobët baza e tij e konjuguar. Kjo të lejon të gjesh një konstante që tabelat nuk e listojnë.

Shembull i zgjidhur 1. Gjej pH-në e acetatit të natriumit 0.100 M. Na⁺ nuk reagon me ujin, por acetati është bazë e dobët. Kb e tij është 1.0 × 10⁻¹⁴ / 1.8 × 10⁻⁵ = 5.6 × 10⁻¹⁰. Atëherë [OH⁻] = √(5.6 × 10⁻¹⁰ × 0.100) = 7.5 × 10⁻⁶ M, pOH = 5.13 dhe pH = 8.87. Tretësira është lehtësisht bazike.

Shembull i zgjidhur 2. Gjej pH-në e klorurit të amonit 0.200 M. Cl⁻ është baza e konjuguar e një acidi të fortë dhe nuk ka efekt të matshëm, por NH₄⁺ është acid i dobët me Ka = 1.0 × 10⁻¹⁴ / 1.8 × 10⁻⁵ = 5.6 × 10⁻¹⁰. Atëherë [H₃O⁺] = √(5.6 × 10⁻¹⁰ × 0.200) = 1.1 × 10⁻⁵ M, dhe pH = 4.98.

• Kation nga një bazë e fortë (Na⁺, K⁺) me anion nga një acid i fortë (Cl⁻, NO₃⁻): neutrale.
• Kation nga një bazë e fortë me anionin e një acidi të dobët (CH₃COO⁻, F⁻, CN⁻): bazike.
• Kation që është acidi i konjuguar i një baze të dobët (NH₄⁺) me anionin e një acidi të fortë: acide.
• Të dy jonet reaktivë: krahaso Ka e kationit me Kb e anionit. Fiton konstantja që është më e madhe.

Acidet poliprotike i humbin protonet e tyre një nga një

Acide si acidi karbonik, H₂CO₃, dhe acidi fosforik, H₃PO₄, kanë një Ka për çdo proton, dhe secila është shumë më e vogël se e mëparshmja. Për acidin karbonik, Shtojca H liston Ka1 = 4.3 × 10⁻⁷ dhe Ka2 = 4.7 × 10⁻¹¹. Meqenëse Ka1 është mijëra herë më e madhe se Ka2, pothuajse i gjithë hidroniumi vjen nga hapi i parë.

Shembull i zgjidhur. Për acidin karbonik 0.0330 M, trajtoje hapin e parë si një acid të dobët të vetëm: [H₃O⁺] = √(4.3 × 10⁻⁷ × 0.0330) = 1.2 × 10⁻⁴ M, ndaj pH = 3.92. Hapi i dytë mezi e ndryshon këtë. Meqenëse [H₃O⁺] dhe [HCO₃⁻] janë pothuajse të barabarta, ato thjeshtohen në shprehjen e Ka2, dhe [CO₃²⁻] del afërsisht e barabartë me Ka2, 4.7 × 10⁻¹¹ M.

Gabimet me acidet dhe bazat e dobëta që duhen ndjekur

Para se të përfundosh, pyet nëse përgjigjja ka kuptim. Një tretësirë acidi të dobët duhet të ketë pH më të lartë se një acid i fortë me të njëjtin përqendrim, dhe një bazë e dobët pH më të ulët se një bazë e fortë.

• Trajtimi i një acidi të dobët si të fortë dhe vendosja e [H₃O⁺] të barabartë me përqendrimin fillestar.
• Anashkalimi i kontrollit të 5 përqindëshit pas heqjes së x.
• Raportimi i pOH si pH për një bazë, ose harrimi i shndërrimit në fund.
• Përdorimi i Ka aty ku duhet Kb për anionin e një kripe. Shndërroje së pari me Kw.
• Trajtimi i Cl⁻, NO₃⁻ ose Na⁺ sikur ta ndryshonin pH-në.
• Shtimi i hidroniumit nga jonizimi i dytë te i pari për një acid poliprotik kur Ka2 është shumë më e vogël se Ka1.
• Raportimi i më shumë shifrave pas presjes në pH nga sa shifra domethënëse ka Ka.