Syror, baser och pH: protonöverföring och den logaritmiska skalan

Från Arrhenius-syror till Brønsted–Lowry-protonöverföring

Arrhenius definierade en syra som en förening som ger vätejoner i vatten och en bas som en som ger hydroxidjoner. Definitionen fungerar för saltsyra och natriumhydroxid, men den kan inte förklara varför ammoniak, NH₃, som inte innehåller någon hydroxid, gör vatten basiskt.

Brønsted–Lowry-definitionen åtgärdar detta genom att fokusera på protonen. En syra är en protondonator och en bas är en protonacceptor, så varje syra–bas-reaktion är en protonöverföring från en art till en annan. Ammoniak är en bas eftersom den tar emot en proton från vatten: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

En naken proton förekommer inte fri i vatten. Den binder till en vattenmolekyl och bildar oxoniumjonen, H₃O⁺. Kemister skriver ofta H⁺(aq) som förkortning, och de två skrivsätten betyder samma sak i pH-beräkningar.

Att hitta konjugerade syra–bas-par

När en syra avger en proton är det som återstår dess konjugerade bas; när en bas tar emot en proton blir den sin konjugerade syra. De två medlemmarna i ett konjugerat par skiljer sig med exakt ett H⁺. I HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) är paren HF/F⁻ och H₃O⁺/H₂O.

Vatten förekommer som bas i HF-reaktionen och som syra i ammoniakreaktionen. En art som kan antingen avge eller ta emot en proton kallas amfiprotisk. Vätekarbonat, HCO₃⁻, är ett annat exempel: det kan förlora en proton och bli CO₃²⁻ eller ta upp en och bli H₂CO₃.

• Skriv reaktionsformeln och hitta den art som förlorar ett H⁺ när du går från vänster till höger. Det är syran.
• Hitta den art som tar upp ett H⁺. Det är basen.
• Para ihop varje reaktant med den produkt som skiljer sig från den med ett H⁺, och kontrollera att laddningarna skiljer sig med ett.

Stark och svag beskriver omfattning, inte koncentration

En stark syra joniseras i stort sett fullständigt i vatten, så varje löst syramolekyl ger H₃O⁺ och sin konjugerade bas. De vanliga starka syrorna är HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ och H₂SO₄ (för sin första proton). De vanliga starka baserna är hydroxiderna av metallerna i grupp 1 och av kalcium, strontium och barium. En svag syra joniseras bara delvis, och en jämvikt mellan molekylen och dess joner inställer sig.

Styrka och koncentration är skilda begrepp. En utspädd lösning av en stark syra kan ha färre oxoniumjoner än en koncentrerad lösning av en svag. Vid lika koncentration är dock skillnaden stor. En HCl-lösning på 0.10 mol/L har [H₃O⁺] = 0.10 mol/L och pH 1.00. Ättiksyra, med jonisationskonstanten Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax Bilaga H), är bara ungefär 1 procent joniserad vid 0.10 mol/L, och dess pH är omkring 2.9. Jämviktsberäkningar för svaga syror är ett separat ämne; den här guiden använder bara jämförelsen.

Styrkan hos en syra och dess konjugerade bas hänger ihop. De konjugerade baserna till starka syror, som Cl⁻ och NO₃⁻, har försumbar benägenhet att ta emot en proton i vatten.

Vattnets jonprodukt, pH och pOH

Även rent vatten innehåller några få joner, eftersom vattenmolekyler överför protoner till varandra: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Jämviktskonstanten för denna autojonisation är Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ vid 25 °C. I rent vatten är de två koncentrationerna lika, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L vardera. I varje vattenlösning vid 25 °C kan du, om du känner den ena koncentrationen, hitta den andra genom att dividera Kw med den.

Eftersom dessa koncentrationer spänner över många tiopotenser använder kemister logaritmer: pH = −log[H₃O⁺] och pOH = −log[OH⁻]. Att ta den negativa logaritmen av Kw-uttrycket ger pH + pOH = 14.00 vid 25 °C. En förändring med en pH-enhet är en tiofaldig förändring av oxoniumkoncentrationen, så en lösning vid pH 3 har 100 gånger så hög [H₃O⁺] som en vid pH 5.

Neutral betyder [H₃O⁺] = [OH⁻], vilket är pH 7.00 bara vid 25 °C. Kw ökar med temperaturen; OpenStax anger omkring 5.6 × 10⁻¹³ vid 100 °C, där neutralt vatten har ett pH nära 6.1. För logaritmer är antalet decimaler i ett pH lika med antalet gällande siffror i koncentrationen.

Att beräkna pH för starka syror och starka baser

Räkneexempel 1. Bestäm pH för salpetersyra på 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ är stark, så [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Koncentrationen har två gällande siffror, så pH har två decimaler. Då är [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, ytterst litet som väntat i en sur lösning.

Räkneexempel 2. 0.350 g kaliumhydroxid löses till 750.0 mL lösning. Med IUPAC:s standardatomvikter avrundade till två decimaler (K 39.10, O 16.00, H 1.01) är M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, och [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080 och pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, begränsat till två decimaler av 14.00.

Räkneexempel 3. Bestäm pH för strontiumhydroxid på 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ frigör två hydroxidjoner per formelenhet, så [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 och pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Att glömma faktorn 2 skulle ge ett pH som är ungefär 0.30 för lågt.

Räkneexempel 4. En lösning har pH 4.62. Ta bort logaritmen: [H₃O⁺] = 10 upphöjt till −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. De två decimalerna i pH tillåter två gällande siffror i koncentrationen. pOH är 14.00 − 4.62 = 9.38, så [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Logaritm- och stökiometrifel i pH-räkning

De flesta pH-fel kommer från logaritmen eller från syrans eller basens formel. En snabb rimlighetskontroll fångar många av dem: sura lösningar vid 25 °C har pH under 7, basiska över 7, och varje faktor tio i koncentration flyttar pH en enhet.

Var försiktig med mycket utspädda starka syror. En HCl-lösning på 1.0 × 10⁻⁸ mol/L har inte pH 8, vilket skulle vara basiskt. Vid så låga koncentrationer är oxoniumjonerna från vattnets egen jonisation inte försumbara, och en fullständig behandling ger ett pH på omkring 6.98, strax under neutralt.

• Att tappa minustecknet: −log av ett tal under 1 är positivt. Ett negativt pH från en vanlig utspädd lösning tyder på ett teckenfel.
• Att glömma stökiometrin: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ och Ba(OH)₂ frigör var och en två OH⁻ per formelenhet.
• Att använda pH när basen ger pOH: bestäm först pOH från [OH⁻] och omvandla sedan.
• Att behandla en svag syra som stark: [H₃O⁺] är lika med syrans koncentration bara för starka syror.
• Att tillämpa pH + pOH = 14.00 vid temperaturer långt från 25 °C.