அமிலங்கள், காரங்கள், pH: புரோட்டான் பரிமாற்றமும் மடக்கை அளவுகோலும்

அரினியஸ் அமிலங்களிலிருந்து பிரான்ஸ்டெட்–லோவ்ரி புரோட்டான் பரிமாற்றம் வரை

அரினியஸ் அமிலத்தை நீரில் ஹைட்ரஜன் அயனிகளை உருவாக்கும் சேர்மம் என்றும், காரத்தை ஹைட்ராக்சைடு அயனிகளை உருவாக்குவது என்றும் வரையறுத்தார். இந்த வரையறை ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலத்துக்கும் சோடியம் ஹைட்ராக்சைடுக்கும் செயல்படுகிறது; ஆனால் ஹைட்ராக்சைடு இல்லாத அம்மோனியா, NH₃, நீரை ஏன் காரமாக்குகிறது என்பதை அது விளக்க இயலாது.

பிரான்ஸ்டெட்–லோவ்ரி வரையறை புரோட்டானில் கவனம் செலுத்தி இதைச் சரிசெய்கிறது. அமிலம் புரோட்டான் வழங்கி, காரம் புரோட்டான் ஏற்பி; எனவே ஒவ்வோர் அமிலம்–கார வினையும் ஓர் இனத்திலிருந்து மற்றொன்றுக்கான புரோட்டான் பரிமாற்றம். அம்மோனியா நீரிலிருந்து ஒரு புரோட்டானை ஏற்பதால் காரம்: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

வெறும் புரோட்டான் நீரில் தனித்து இருப்பதில்லை. அது ஒரு நீர் மூலக்கூறுடன் பிணைந்து ஹைட்ரோனியம் அயனி H₃O⁺ ஆகிறது. வேதியியலாளர்கள் பெரும்பாலும் H⁺(aq) எனச் சுருக்கமாக எழுதுகிறார்கள்; pH கணக்கீடுகளில் இரு குறியீடுகளும் ஒரே பொருளைக் குறிக்கின்றன.

இணை அமிலம்–கார இணைகளைக் கண்டறிதல்

ஓர் அமிலம் புரோட்டானை வழங்கும்போது, எஞ்சியது அதன் இணைக் காரம்; ஒரு காரம் புரோட்டானை ஏற்கும்போது, அது அதன் இணை அமிலமாகிறது. இணை இணையின் இரு உறுப்பினர்களும் சரியாக ஒரு H⁺ அளவு வேறுபடுகின்றன. HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq)-இல், இணைகள் HF/F⁻ மற்றும் H₃O⁺/H₂O.

HF வினையில் நீர் காரமாகவும், அம்மோனியா வினையில் அமிலமாகவும் தோன்றுகிறது. புரோட்டானை வழங்கவோ ஏற்கவோ முடிந்த இனம் ஈரியல்பு (ஆம்ஃபிப்ரோட்டிக்) எனப்படுகிறது. ஹைட்ரஜன் கார்பனேட்டு, HCO₃⁻, மற்றொரு எடுத்துக்காட்டு: அது புரோட்டானை இழந்து CO₃²⁻ ஆகலாம், அல்லது ஒன்றைப் பெற்று H₂CO₃ ஆகலாம்.

• சமன்பாட்டை எழுதி, இடமிருந்து வலமாகச் செல்லும்போது H⁺-ஐ இழக்கும் இனத்தைக் கண்டறியுங்கள். அதுவே அமிலம்.
• H⁺-ஐப் பெறும் இனத்தைக் கண்டறியுங்கள். அதுவே காரம்.
• ஒவ்வொரு வினைப்பொருளையும் ஒரு H⁺ அளவில் வேறுபடும் விளைபொருளுடன் இணையுங்கள்; மின்னூட்டங்கள் ஒன்றால் வேறுபடுகின்றனவா எனச் சரிபாருங்கள்.

வலிமையானது, வலிமை குறைந்தது என்பவை செறிவை அல்ல, அளவை விவரிக்கின்றன

வலிமையான அமிலம் நீரில் அடிப்படையில் முழுமையாக அயனியாகிறது; எனவே கரைந்த ஒவ்வோர் அமில மூலக்கூறும் H₃O⁺-ஐயும் அதன் இணைக் காரத்தையும் தருகிறது. பொதுவான வலிமையான அமிலங்கள் HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄ (அதன் முதல் புரோட்டானுக்கு). பொதுவான வலிமையான காரங்கள் முதல் தொகுதி உலோகங்களின் ஹைட்ராக்சைடுகளும் கால்சியம், ஸ்ட்ரான்ஷியம், பேரியம் ஆகியவற்றின் ஹைட்ராக்சைடுகளும். வலிமை குறைந்த அமிலம் ஓரளவு மட்டுமே அயனியாகிறது; மூலக்கூறுக்கும் அதன் அயனிகளுக்கும் இடையே சமநிலை நிறுவப்படுகிறது.

வலிமையும் செறிவும் தனித்தனி கருத்துகள். ஒரு வலிமையான அமிலத்தின் நீர்த்த கரைசல், வலிமை குறைந்த ஒன்றின் செறிவான கரைசலை விடக் குறைவான ஹைட்ரோனியம் அயனிகளைக் கொண்டிருக்கக்கூடும். ஆனால் சம செறிவில் வேறுபாடு பெரியது. 0.10 mol/L HCl கரைசல் [H₃O⁺] = 0.10 mol/L மற்றும் pH 1.00 கொண்டது. அமில அயனியாக்க மாறிலி Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (OpenStax பின்னிணைப்பு H) கொண்ட அசிட்டிக் அமிலம் 0.10 mol/L-இல் ஏறத்தாழ 1 சதவீதம் மட்டுமே அயனியாகிறது, அதன் pH ஏறத்தாழ 2.9. வலிமை குறைந்த அமிலச் சமநிலைக் கணக்கீடுகள் தனித் தலைப்பு; இந்த வழிகாட்டி ஒப்பீட்டை மட்டுமே பயன்படுத்துகிறது.

ஓர் அமிலத்தின் வலிமையும் அதன் இணைக் காரமும் இணைக்கப்பட்டவை. Cl⁻, NO₃⁻ போன்ற வலிமையான அமிலங்களின் இணைக் காரங்களுக்கு, நீரில் புரோட்டானை ஏற்கும் போக்கு புறக்கணிக்கத்தக்கது.

நீரின் அயனிப் பெருக்கற்பலன், pH, pOH

தூய நீரும் சில அயனிகளைக் கொண்டுள்ளது, ஏனெனில் நீர் மூலக்கூறுகள் ஒன்றுக்கொன்று புரோட்டான்களை மாற்றுகின்றன: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). இந்தத் தன்னயனியாக்கத்துக்கான சமநிலை மாறிலி 25 °C-இல் Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. தூய நீரில் இரு செறிவுகளும் சமம், தலா 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. 25 °C-இல் எந்த நீர்க்கரைசலிலும், ஒரு செறிவு உங்களுக்குத் தெரிந்தால், Kw-ஐ அதனால் வகுத்து மற்றொன்றைக் காணலாம்.

இந்தச் செறிவுகள் பத்தின் பல அடுக்குகளைக் கடப்பதால், வேதியியலாளர்கள் மடக்கைகளைப் பயன்படுத்துகின்றனர்: pH = −log[H₃O⁺] மற்றும் pOH = −log[OH⁻]. Kw கோவையின் எதிர் மடக்கையை எடுத்தால் 25 °C-இல் pH + pOH = 14.00 கிடைக்கிறது. ஒரு pH அலகு மாற்றம் ஹைட்ரோனியம் செறிவில் பத்து மடங்கு மாற்றம்; எனவே pH 3 உள்ள கரைசலின் [H₃O⁺] pH 5 உள்ளதை விட 100 மடங்கு.

நடுநிலை என்றால் [H₃O⁺] = [OH⁻], இது 25 °C-இல் மட்டுமே pH 7.00. Kw வெப்பநிலையுடன் அதிகரிக்கிறது; OpenStax 100 °C-இல் ஏறத்தாழ 5.6 × 10⁻¹³ எனத் தருகிறது; அங்கு நடுநிலை நீரின் pH 6.1-க்கு அருகில். மடக்கைகளுக்கு, pH-இல் உள்ள தசம இடங்களின் எண்ணிக்கை செறிவில் உள்ள குறிப்பிடத்தக்க இலக்கங்களின் எண்ணிக்கைக்குச் சமம்.

வலிமையான அமிலங்களுக்கும் வலிமையான காரங்களுக்கும் pH-ஐக் கணக்கிடுதல்

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 1. 4.6 × 10⁻³ mol/L நைட்ரிக் அமிலத்தின் pH-ஐக் காணுங்கள். HNO₃ வலிமையானது; எனவே [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. செறிவுக்கு இரண்டு குறிப்பிடத்தக்க இலக்கங்கள் உள்ளன; எனவே pH-க்கு இரண்டு தசம இடங்கள் உள்ளன. பின்னர் [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, அமிலக் கரைசலில் எதிர்பார்த்தபடி மிகச் சிறியது.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 2. 0.350 g பொட்டாசியம் ஹைட்ராக்சைடு 750.0 mL கரைசலாகக் கரைக்கப்படுகிறது. இரண்டு தசமங்களுக்கு முழுமையாக்கிய IUPAC நிலையான அணு எடைகளைப் (K 39.10, O 16.00, H 1.01) பயன்படுத்தினால், M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, மற்றும் [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, 14.00 காரணமாக இரண்டு தசம இடங்களுக்கு வரம்பிடப்பட்டது.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 3. 3.60 × 10⁻³ mol/L ஸ்ட்ரான்ஷியம் ஹைட்ராக்சைடின் pH-ஐக் காணுங்கள். Sr(OH)₂ ஒரு வாய்ப்பாட்டு அலகுக்கு இரண்டு ஹைட்ராக்சைடு அயனிகளை வெளியிடுகிறது; எனவே [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 மற்றும் pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. 2 என்ற காரணியை மறந்தால் pH ஏறத்தாழ 0.30 குறைவாக வரும்.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 4. ஒரு கரைசலின் pH 4.62. மடக்கையைத் தலைகீழாக்குங்கள்: [H₃O⁺] = 10-ஐ −4.62 அடுக்குக்கு உயர்த்தியது = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. pH-இல் உள்ள இரண்டு தசம இடங்கள் செறிவில் இரண்டு குறிப்பிடத்தக்க இலக்கங்களை அனுமதிக்கின்றன. pOH 14.00 − 4.62 = 9.38; எனவே [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

pH பணிகளில் மடக்கை மற்றும் வினைக்கணிதத் தவறுகள்

பெரும்பாலான pH பிழைகள் மடக்கையிலிருந்து அல்லது அமிலம் அல்லது காரத்தின் வாய்ப்பாட்டிலிருந்து வருகின்றன. ஒரு விரைவான நியாயச் சரிபார்ப்பு அவற்றில் பலவற்றைப் பிடிக்கிறது: 25 °C-இல் அமிலக் கரைசல்களின் pH 7-க்குக் கீழே, காரக் கரைசல்களின் pH 7-க்கு மேலே, செறிவில் ஒவ்வொரு பத்து மடங்கும் pH-ஐ ஓர் அலகு நகர்த்துகிறது.

மிக நீர்த்த வலிமையான அமிலங்களில் கவனமாக இருங்கள். 1.0 × 10⁻⁸ mol/L HCl கரைசலின் pH 8 அல்ல, அது காரமாக இருக்கும். இத்தகைய குறைந்த செறிவுகளில், நீரின் சொந்த அயனியாக்கத்திலிருந்து வரும் ஹைட்ரோனியம் அயனிகள் புறக்கணிக்கத்தக்கவை அல்ல; முழுமையான கையாளுகை ஏறத்தாழ 6.98 என்ற pH-ஐத் தருகிறது, நடுநிலைக்குச் சற்றுக் கீழே.

• கழித்தல் குறியை விடுதல்: 1-க்குக் கீழுள்ள எண்ணின் −log நேர். சாதாரண நீர்த்த கரைசலிலிருந்து எதிர் pH வருவது குறிப்பிழையைச் சுட்டுகிறது.
• வினைக்கணிதத்தை மறத்தல்: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ ஒவ்வொன்றும் ஒரு வாய்ப்பாட்டு அலகுக்கு இரண்டு OH⁻ வெளியிடுகின்றன.
• காரம் pOH தரும்போது pH-ஐப் பயன்படுத்துதல்: முதலில் [OH⁻]-இலிருந்து pOH-ஐக் கண்டறிந்து, பின்னர் மாற்றுங்கள்.
• வலிமை குறைந்த அமிலத்தை வலிமையானதாகக் கருதுதல்: [H₃O⁺] அமிலச் செறிவுக்குச் சமமாக இருப்பது வலிமையான அமிலங்களுக்கு மட்டுமே.
• 25 °C-இலிருந்து வெகு தொலைவில் உள்ள வெப்பநிலைகளில் pH + pOH = 14.00 எனப் பயன்படுத்துதல்.