Кислоти, основи та pH: перенесення протона й логарифмічна шкала

Від кислот за Арреніусом до перенесення протона за Бренстедом–Лоурі

Арреніус означив кислоту як сполуку, що утворює йони гідрогену у воді, а основу — як ту, що утворює гідроксид-йони. Це означення працює для хлоридної кислоти й натрій гідроксиду, але не може пояснити, чому аміак, NH₃, який не містить гідроксиду, робить воду лужною.

Означення Бренстеда–Лоурі виправляє це, зосереджуючись на протоні. Кислота — донор протона, а основа — акцептор протона, тож кожна кислотно-основна реакція є перенесенням протона від однієї частинки до іншої. Аміак є основою, бо приймає протон від води: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Вільний протон у воді не існує. Він зв’язується з молекулою води, утворюючи йон гідроксонію, H₃O⁺. Хіміки часто записують H⁺(aq) як скорочення, і в обчисленнях pH ці два позначення означають одне й те саме.

Знаходження спряжених кислотно-основних пар

Коли кислота віддає протон, те, що лишається, є її спряженою основою; коли основа приймає протон, вона стає своєю спряженою кислотою. Два члени спряженої пари відрізняються рівно на один H⁺. У HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) пари — HF/F⁻ і H₃O⁺/H₂O.

Вода виступає основою в реакції з HF і кислотою в реакції з аміаком. Частинку, що може і віддавати, і приймати протон, називають амфіпротонною. Гідрогенкарбонат, HCO₃⁻, — ще один приклад: він може втратити протон і стати CO₃²⁻ або приєднати його і стати H₂CO₃.

• Запишіть рівняння й знайдіть частинку, що втрачає H⁺ під час переходу зліва направо. Це кислота.
• Знайдіть частинку, що отримує H⁺. Це основа.
• З’єднайте кожен реагент з продуктом, що відрізняється від нього на один H⁺, і перевірте, що заряди відрізняються на одиницю.

«Сильний» і «слабкий» описують ступінь, а не концентрацію

Сильна кислота йонізується у воді по суті повністю, тож кожна розчинена молекула кислоти дає H₃O⁺ та свою спряжену основу. До поширених сильних кислот належать HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ та H₂SO₄ (за першим протоном). До поширених сильних основ належать гідроксиди металів групи 1 та кальцію, стронцію й барію. Слабка кислота йонізується лише частково, і встановлюється рівновага між молекулою та її йонами.

Сила й концентрація — різні поняття. Розбавлений розчин сильної кислоти може мати менше гідроксоній-йонів, ніж концентрований розчин слабкої. Проте за однакової концентрації різниця велика. Розчин HCl 0.10 mol/L має [H₃O⁺] = 0.10 mol/L і pH 1.00. Оцтова кислота з константою йонізації кислоти Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (Додаток H до OpenStax) йонізована лише приблизно на 1 відсоток за 0.10 mol/L, а її pH — близько 2.9. Рівноважні обчислення для слабких кислот — окрема тема; цей посібник використовує лише порівняння.

Сила кислоти та її спряженої основи пов’язані. Спряжені основи сильних кислот, як-от Cl⁻ і NO₃⁻, мають зневажну схильність приймати протон у воді.

Йонний добуток води, pH і pOH

Навіть чиста вода містить кілька йонів, бо молекули води передають протони одна одній: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Константа рівноваги цієї автойонізації — Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ за 25 °C. У чистій воді обидві концентрації рівні, по 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. У будь-якому водному розчині за 25 °C, якщо відома одна концентрація, іншу можна знайти діленням Kw на неї.

Оскільки ці концентрації охоплюють багато порядків, хіміки користуються логарифмами: pH = −log[H₃O⁺] і pOH = −log[OH⁻]. Взяття від’ємного логарифма виразу для Kw дає pH + pOH = 14.00 за 25 °C. Зміна на одну одиницю pH — це десятикратна зміна концентрації гідроксонію, тож розчин із pH 3 має в 100 разів більшу [H₃O⁺], ніж розчин із pH 5.

Нейтральний означає [H₃O⁺] = [OH⁻], що відповідає pH 7.00 лише за 25 °C. Kw зростає з температурою; OpenStax наводить близько 5.6 × 10⁻¹³ за 100 °C, де нейтральна вода має pH близько 6.1. Для логарифмів кількість десяткових розрядів у pH дорівнює кількості значущих цифр у концентрації.

Обчислення pH для сильних кислот і сильних основ

Розв’язаний приклад 1. Знайдіть pH нітратної кислоти 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ сильна, тож [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Концентрація має дві значущі цифри, тож pH має два десяткові розряди. Тоді [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L — крихітне, як і слід очікувати в кислому розчині.

Розв’язаний приклад 2. 0.350 g калій гідроксиду розчиняють, щоб отримати 750.0 mL розчину. За стандартними атомними масами IUPAC, округленими до двох десяткових розрядів (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, обмежене двома десятковими розрядами числом 14.00.

Розв’язаний приклад 3. Знайдіть pH стронцій гідроксиду 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ вивільняє два гідроксид-йони на формульну одиницю, тож [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143, а pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Забування множника 2 дало б pH приблизно на 0.30 нижчий.

Розв’язаний приклад 4. Розчин має pH 4.62. Обернімо логарифм: [H₃O⁺] = 10 у степені −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Два десяткові розряди в pH дозволяють дві значущі цифри в концентрації. pOH дорівнює 14.00 − 4.62 = 9.38, тож [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Помилки з логарифмами й стехіометрією в обчисленнях pH

Більшість помилок із pH походить від логарифма або від формули кислоти чи основи. Швидка перевірка здорового глузду ловить багато з них: кислі розчини за 25 °C мають pH нижче 7, лужні — вище 7, а кожен десятикратний множник концентрації зсуває pH на одну одиницю.

Будьте обережні з дуже розбавленими сильними кислотами. Розчин HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L не має pH 8, що було б лужним. За таких низьких концентрацій йони гідроксонію від власної йонізації води не є зневажними, і повний розгляд дає pH близько 6.98, трохи нижче нейтрального.

• Пропущений мінус: −log числа менше за 1 є додатним. Від’ємний pH для звичайного розбавленого розчину сигналізує про помилку знака.
• Забута стехіометрія: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ і Ba(OH)₂ вивільняють по два OH⁻ на формульну одиницю.
• Використання pH, коли основа дає pOH: спершу знайдіть pOH з [OH⁻], а потім перетворіть.
• Сприйняття слабкої кислоти як сильної: [H₃O⁺] дорівнює концентрації кислоти лише для сильних кислот.
• Застосування pH + pOH = 14.00 за температур, далеких від 25 °C.