Axit, bazơ và pH: sự chuyển proton và thang logarit

Từ axit Arrhenius đến sự chuyển proton Brønsted–Lowry

Arrhenius định nghĩa axit là hợp chất tạo ra ion hiđro trong nước và bazơ là hợp chất tạo ra ion hiđroxit. Định nghĩa này đúng với axit clohiđric và natri hiđroxit, nhưng không giải thích được vì sao amoniac, NH₃, vốn không chứa hiđroxit, làm nước có tính bazơ.

Định nghĩa Brønsted–Lowry sửa điều này bằng cách tập trung vào proton. Axit là chất cho proton và bazơ là chất nhận proton, nên mọi phản ứng axit–bazơ là sự chuyển proton từ loại này sang loại khác. Amoniac là bazơ vì nó nhận một proton từ nước: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Một proton trần không tồn tại tự do trong nước. Nó liên kết với một phân tử nước tạo thành ion hiđroni, H₃O⁺. Các nhà hóa học thường viết H⁺(aq) cho gọn, và hai cách ký hiệu có cùng nghĩa trong các phép tính pH.

Tìm các cặp axit–bazơ liên hợp

Khi một axit nhường proton, phần còn lại là bazơ liên hợp của nó; khi một bazơ nhận proton, nó trở thành axit liên hợp của mình. Hai thành viên của một cặp liên hợp khác nhau đúng một H⁺. Trong HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), các cặp là HF/F⁻ và H₃O⁺/H₂O.

Nước xuất hiện như một bazơ trong phản ứng của HF và như một axit trong phản ứng của amoniac. Một loại có thể nhường hoặc nhận proton được gọi là lưỡng tính theo proton. Hiđro cacbonat, HCO₃⁻, là một ví dụ khác: nó có thể mất một proton để thành CO₃²⁻ hoặc nhận một proton để thành H₂CO₃.

• Viết phương trình và tìm loại mất một H⁺ khi đi từ trái sang phải. Đó là axit.
• Tìm loại nhận một H⁺. Đó là bazơ.
• Ghép mỗi chất phản ứng với sản phẩm khác nó một H⁺, và kiểm tra rằng các điện tích khác nhau một đơn vị.

Mạnh và yếu mô tả mức độ, không phải nồng độ

Axit mạnh ion hóa gần như hoàn toàn trong nước, nên mỗi phân tử axit hòa tan cho H₃O⁺ và bazơ liên hợp của nó. Các axit mạnh thường gặp là HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ và H₂SO₄ (với proton thứ nhất). Các bazơ mạnh thường gặp là hiđroxit của kim loại nhóm 1 và của canxi, stronti và bari. Axit yếu chỉ ion hóa một phần, và một cân bằng giữa phân tử và các ion của nó được thiết lập.

Độ mạnh và nồng độ là hai ý tưởng riêng. Một dung dịch loãng của axit mạnh có thể có ít ion hiđroni hơn một dung dịch đậm đặc của axit yếu. Tuy nhiên ở cùng nồng độ, sự khác biệt là lớn. Dung dịch HCl 0.10 mol/L có [H₃O⁺] = 0.10 mol/L và pH 1.00. Axit axetic, với hằng số ion hóa axit Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (Phụ lục H của OpenStax), chỉ ion hóa khoảng 1 phần trăm ở 0.10 mol/L, và pH của nó khoảng 2.9. Các phép tính cân bằng của axit yếu là một chủ đề riêng; hướng dẫn này chỉ dùng phép so sánh.

Độ mạnh của một axit và bazơ liên hợp của nó liên quan với nhau. Các bazơ liên hợp của axit mạnh, như Cl⁻ và NO₃⁻, có xu hướng nhận proton trong nước không đáng kể.

Tích số ion của nước, pH và pOH

Ngay cả nước tinh khiết cũng chứa một ít ion, vì các phân tử nước chuyển proton cho nhau: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Hằng số cân bằng của sự tự ion hóa này là Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ ở 25 °C. Trong nước tinh khiết hai nồng độ bằng nhau, mỗi nồng độ 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. Trong mọi dung dịch nước ở 25 °C, nếu biết một nồng độ bạn có thể tìm nồng độ kia bằng cách chia Kw cho nó.

Vì các nồng độ này trải qua nhiều lũy thừa của mười, các nhà hóa học dùng logarit: pH = −log[H₃O⁺] và pOH = −log[OH⁻]. Lấy logarit âm của biểu thức Kw cho pH + pOH = 14.00 ở 25 °C. Thay đổi một đơn vị pH là thay đổi mười lần nồng độ hiđroni, nên dung dịch pH 3 có [H₃O⁺] gấp 100 lần dung dịch pH 5.

Trung tính nghĩa là [H₃O⁺] = [OH⁻], chỉ là pH 7.00 ở 25 °C. Kw tăng theo nhiệt độ; OpenStax cho khoảng 5.6 × 10⁻¹³ ở 100 °C, nơi nước trung tính có pH gần 6.1. Với logarit, số chữ số thập phân của pH bằng số chữ số có nghĩa của nồng độ.

Tính pH cho axit mạnh và bazơ mạnh

Ví dụ có lời giải 1. Tìm pH của axit nitric 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ là axit mạnh, nên [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Nồng độ có hai chữ số có nghĩa, nên pH có hai chữ số thập phân. Khi đó [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, rất nhỏ như mong đợi trong dung dịch có tính axit.

Ví dụ có lời giải 2. 0.350 g kali hiđroxit được hòa tan để tạo 750.0 mL dung dịch. Dùng khối lượng nguyên tử chuẩn của IUPAC làm tròn đến hai chữ số thập phân (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, và [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, và pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, bị giới hạn ở hai chữ số thập phân bởi 14.00.

Ví dụ có lời giải 3. Tìm pH của stronti hiđroxit 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ giải phóng hai ion hiđroxit trên mỗi đơn vị công thức, nên [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 và pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Quên hệ số 2 sẽ cho pH thấp hơn khoảng 0.30.

Ví dụ có lời giải 4. Một dung dịch có pH 4.62. Hãy đảo logarit: [H₃O⁺] = 10 mũ −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Hai chữ số thập phân trong pH cho phép hai chữ số có nghĩa trong nồng độ. pOH là 14.00 − 4.62 = 9.38, nên [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Những sai lầm về logarit và phép tính theo phản ứng trong bài toán pH

Hầu hết lỗi pH đến từ logarit hoặc từ công thức của axit hay bazơ. Một phép kiểm tra tính hợp lý nhanh bắt được nhiều lỗi: dung dịch axit ở 25 °C có pH dưới 7, dung dịch bazơ trên 7, và mỗi thừa số mười trong nồng độ làm pH dịch một đơn vị.

Hãy cẩn thận với axit mạnh rất loãng. Dung dịch HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L không có pH 8, vì như vậy sẽ là bazơ. Ở nồng độ thấp như vậy, các ion hiđroni từ sự tự ion hóa của chính nước không thể bỏ qua, và cách xử lý đầy đủ cho pH khoảng 6.98, ngay dưới mức trung tính.

• Bỏ dấu trừ: −log của một số nhỏ hơn 1 là dương. pH âm từ một dung dịch loãng thông thường báo hiệu lỗi dấu.
• Quên phép tính theo phản ứng: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ và Ba(OH)₂ mỗi chất giải phóng hai OH⁻ trên mỗi đơn vị công thức.
• Dùng pH khi bazơ cho pOH: hãy tìm pOH từ [OH⁻] trước, rồi mới đổi.
• Coi axit yếu là mạnh: [H₃O⁺] bằng nồng độ axit chỉ với axit mạnh.
• Áp dụng pH + pOH = 14.00 ở nhiệt độ cách xa 25 °C.