Киселине, базе и pH: пренос протона и логаритамска скала

Од Аренијусових киселина до Бренстед–Лоријевог преноса протона

Аренијус је дефинисао киселину као једињење које у води даје јоне водоника, а базу као једињење које даје хидроксидне јоне. Дефиниција важи за хлороводоничну киселину и натријум-хидроксид, али не може да објасни зашто амонијак, NH₃, који не садржи хидроксид, чини воду базном.

Бренстед–Лоријева дефиниција то поправља усредсређујући се на протон. Киселина је донор протона, а база акцептор протона, па је свака киселинско-базна реакција пренос протона са једне врсте на другу. Амонијак је база јер прима протон од воде: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Гол протон не постоји слободно у води. Он се веже за молекул воде и гради хидронијум-јон, H₃O⁺. Хемичари често пишу H⁺(aq) као скраћеницу, а обе ознаке значе исто у прорачунима pH.

Налажење конјугованих киселинско-базних парова

Када киселина преда протон, оно што остаје је њена конјугована база; када база прими протон, постаје своја конјугована киселина. Два члана конјугованог пара разликују се тачно за један H⁺. У HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), парови су HF/F⁻ и H₃O⁺/H₂O.

Вода се јавља као база у реакцији са HF и као киселина у реакцији са амонијаком. Врста која може да преда или да прими протон назива се амфипротична. Хидрогенкарбонат, HCO₃⁻, је још један пример: може изгубити протон и постати CO₃²⁻ или примити један и постати H₂CO₃.

• Напишите једначину и нађите врсту која губи H⁺ при преласку слева надесно. То је киселина.
• Нађите врсту која добија H⁺. То је база.
• Упарите сваки реактант са производом који се од њега разликује за један H⁺ и проверите да се наелектрисања разликују за један.

Јак и слаб описују обим, а не концентрацију

Јака киселина се у води јонизује у суштини потпуно, па сваки растворен молекул киселине даје H₃O⁺ и своју конјуговану базу. Уобичајене јаке киселине су HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ и H₂SO₄ (за њен први протон). Уобичајене јаке базе су хидроксиди метала 1. групе и калцијума, стронцијума и баријума. Слаба киселина се јонизује само делимично, и успоставља се равнотежа између молекула и његових јона.

Јачина и концентрација су одвојени појмови. Разблажен раствор јаке киселине може имати мање хидронијум-јона од концентрованог раствора слабе. При једнакој концентрацији, међутим, разлика је велика. Раствор HCl од 0.10 mol/L има [H₃O⁺] = 0.10 mol/L и pH 1.00. Сирћетна киселина, са константом киселинске јонизације Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Додатак H), јонизована је само око 1 процента при 0.10 mol/L, а њен pH је око 2.9. Прорачуни равнотеже слабих киселина су посебна тема; овај водич користи само поређење.

Јачина киселине и њене конјуговане базе су повезане. Конјуговане базе јаких киселина, као што су Cl⁻ и NO₃⁻, имају занемарљиву склоност да приме протон у води.

Јонски производ воде, pH и pOH

Чак и чиста вода садржи неколико јона, јер молекули воде преносе протоне један на други: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Константа равнотеже ове аутојонизације је Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ на 25 °C. У чистој води обе концентрације су једнаке, по 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. У сваком воденом раствору на 25 °C, ако знате једну концентрацију, другу налазите дељењем Kw њоме.

Пошто се ове концентрације простиру кроз много степена броја десет, хемичари користе логаритме: pH = −log[H₃O⁺] и pOH = −log[OH⁻]. Узимањем негативног логаритма израза за Kw добија се pH + pOH = 14.00 на 25 °C. Промена од једне јединице pH је десетоструква промена концентрације хидронијума, па раствор са pH 3 има 100 пута већу [H₃O⁺] од раствора са pH 5.

Неутрално значи [H₃O⁺] = [OH⁻], што је pH 7.00 само на 25 °C. Kw расте са температуром; OpenStax даје око 5.6 × 10⁻¹³ на 100 °C, где неутрална вода има pH близу 6.1. За логаритме, број децимала у pH једнак је броју значајних цифара у концентрацији.

Израчунавање pH за јаке киселине и јаке базе

Решени пример 1. Нађите pH азотне киселине од 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ је јака, па је [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Концентрација има две значајне цифре, па pH има две децимале. Тада је [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, мала, како се и очекује у киселом раствору.

Решени пример 2. 0.350 g калијум-хидроксида раствара се да би се добило 750.0 mL раствора. Користећи IUPAC стандардне атомске тежине заокружене на две децимале (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, а [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, а pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, ограничено на две децимале вредношћу 14.00.

Решени пример 3. Нађите pH стронцијум-хидроксида од 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ ослобађа два хидроксидна јона по формулској јединици, па је [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 и pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Заборављање фактора 2 дало би pH за око 0.30 нижи.

Решени пример 4. Раствор има pH 4.62. Обрните логаритам: [H₃O⁺] = 10 на степен −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Две децимале у pH дозвољавају две значајне цифре у концентрацији. pOH је 14.00 − 4.62 = 9.38, па је [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Грешке са логаритмима и стехиометријом у раду са pH

Већина грешака са pH потиче од логаритма или од формуле киселине или базе. Брза провера разумности хвата многе: кисели раствори на 25 °C имају pH испод 7, базни изнад 7, а сваки фактор десет у концентрацији помера pH за једну јединицу.

Будите пажљиви са веома разблаженим јаким киселинама. Раствор HCl од 1.0 × 10⁻⁸ mol/L нема pH 8, што би било базно. При тако ниским концентрацијама хидронијум-јони из сопствене јонизације воде нису занемарљиви, а потпун третман даје pH од око 6.98, тик испод неутралног.

• Испуштање знака минус: −log броја испод 1 је позитиван. Негативан pH за обичан разблажен раствор указује на грешку у знаку.
• Заборављање стехиометрије: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ и Ba(OH)₂ ослобађају по два OH⁻ по формулској јединици.
• Коришћење pH када база даје pOH: прво нађите pOH из [OH⁻], а затим претворите.
• Третирање слабе киселине као јаке: [H₃O⁺] је једнако концентрацији киселине само за јаке киселине.
• Примена pH + pOH = 14.00 на температурама далеко од 25 °C.