Cwestiynau Enghreifftiol a Thrafodaeth ar Asidau a Basau Arrhenius
Mae asidau a basau yn gysyniadau sylfaenol mewn cemeg. Un o'r damcaniaethau mwyaf adnabyddus i esbonio ymddygiad asidau a basau yw damcaniaeth Arrhenius. Yn ôl Arrhenius, mae asid yn gyfansoddyn sydd, pan gaiff ei doddi mewn dŵr, yn cynhyrchu ïonau H⁺ (neu H₃O⁺), tra bod bas yn gyfansoddyn sydd, pan gaiff ei doddi mewn dŵr, yn cynhyrchu ïonau OH⁻. Yn yr erthygl hon, byddwn yn trafod sawl problem enghreifftiol ynghylch asidau a basau yn ôl damcaniaeth Arrhenius, ynghyd â'u datrysiadau.
Cwestiwn Enghraifft 1
Cwestiwn:
Mae hydoddiant asid hydroclorig (HCl) 0,1 M wedi'i doddi mewn dŵr. Cyfrifwch grynodiad yr ïonau H⁺ yn yr hydoddiant.
Trafodaeth:
Yn ôl damcaniaeth Arrhenius, mae HCl yn asid oherwydd ei fod yn cynhyrchu ïonau H⁺ pan gaiff ei doddi mewn dŵr. Dyma hafaliad ïoneiddio HCl mewn dŵr:
\[ \text{HCl} \to \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
Crynodiad cychwynnol HCl yw 0,1 M. Gan fod HCl yn asid cryf sy'n ïoneiddio'n llwyr mewn hydoddiant dyfrllyd, bydd pob moleciwl HCl yn cynhyrchu un ïon H⁺ ac un ïon Cl⁻. Felly, mae crynodiad yr ïonau H⁺ yn y hydoddiant hefyd yn hafal i grynodiad HCl, sef:
\[ [\text{H}^+] = 0,1 \text{M} \]
Felly, crynodiad yr ïonau H⁺ mewn toddiant HCl 0,1 M yw 0,1 M.
Cwestiwn Enghraifft 2
Cwestiwn:
Cyfrifwch pH toddiant asid nitrig 0,01 M (HNO₃).
Trafodaeth:
Mae HNO₃ yn asid cryf sy'n ïoneiddio'n llwyr mewn dŵr, felly mae'r hafaliad ïoneiddio ar gyfer HNO₃ fel a ganlyn:
\[ \text{HNO}_3 \to \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
Y crynodiad penodol o HNO₃ yw 0,01 M. Gan fod HNO₃ yn asid cryf, bydd pob moleciwl o HNO₃ yn cynhyrchu un ïon H⁺. Felly, mae crynodiad yr ïonau H⁺ yn yr hydoddiant yn hafal i grynodiad HNO₃, sef:
\[ [\text{H}^+] = 0,01 \text{M} \]
Gellir cyfrifo pH gan ddefnyddio'r fformiwla:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Drwy blygio crynodiad yr ïonau H⁺ i'r fformiwla, cawn:
[\text{pH} = -\log (0,01) = -\log (10^{-2}) = 2 \]
Felly, mae pH hydoddiant 0,01 M HNO₃ yn 2.
Cwestiwn Enghraifft 3
Cwestiwn:
Pennwch grynodiad yr ïonau OH⁻ mewn toddiant NaOH 0,05 M.
Trafodaeth:
Mae NaOH yn sylfaen gref sy'n ïoneiddio'n llwyr mewn dŵr, felly mae'r hafaliad ïoneiddio ar gyfer NaOH fel a ganlyn:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
Crynodiad NaOH a roddir yw 0,05 M. Gan fod NaOH yn fas cryf, bydd pob moleciwl NaOH yn cynhyrchu un ïon OH⁻. Felly, mae crynodiad yr ïonau OH⁻ yn yr hydoddiant yn hafal i grynodiad NaOH, sef:
\[ [\text{OH}^-] = 0,05 \text{ M} \]
Felly, crynodiad yr ïonau OH⁻ mewn toddiant NaOH 0,05 M yw 0,05 M.
Cwestiwn Enghraifft 4
Cwestiwn:
Cyfrifwch pH hydoddiant KOH 0,01 M.
Trafodaeth:
Mae KOH yn fas cryf sy'n ïoneiddio'n llwyr mewn dŵr. Dyma hafaliad ïoneiddio KOH mewn dŵr:
\[ \text{KOH} \to \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
Y crynodiad KOH a roddir yw 0,01 M. Gan fod KOH yn fas cryf, bydd pob moleciwl KOH yn cynhyrchu un ïon OH⁻. Felly, mae crynodiad yr ïonau OH⁻ yn y toddiant yn hafal i grynodiad KOH, sef:
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \text{ M} \]
Mae pH yn fesur o grynodiad ïonau H⁺ mewn hydoddiant. Gallwn ddefnyddio'r berthynas rhwng pH, ïonau H⁺, ac ïonau OH⁻ a roddir gan gynnyrch ïon dŵr (Kw):
\[ \text{Kw} = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 \times 10^{-14} \]
Gan wybod gwerth [OH⁻], gallwn gyfrifo [H⁺]:
\[ [\text{H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \text{ M} \]
Gellir cyfrifo pH gan ddefnyddio'r fformiwla:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Drwy blygio crynodiad yr ïonau H⁺ i'r fformiwla, cawn:
[pH = -log (1 x 10-12) = 12]
Felly, pH toddiant KOH 0,01 M yw 12.
Cwestiwn Enghraifft 5
Cwestiwn:
Mae gan doddiant pH = 3. Cyfrifwch grynodiad yr ïonau H⁺ yn yr hydoddiant.
Trafodaeth:
Mae pH yn fesur o grynodiad ïonau H⁺ mewn hydoddiant a gellir ei fynegi gan y fformiwla:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
I gyfrifo crynodiad ïonau H⁺, rydym yn newid y fformiwla i:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \]
Drwy fewnbynnu'r gwerthoedd pH a roddir, cawn:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \text{M} \]
Felly, crynodiad yr ïonau H⁺ mewn toddiant â pH = 3 yw 0,001 M.
Cwestiwn Enghraifft 6
Cwestiwn:
Mae gan y toddiant NH₄OH grynodiad o 0,1 M. Cyfrifwch pH y toddiant os yw gwerth Kb ar gyfer NH₄OH yn 1,8 x 10⁻⁵.
Trafodaeth:
Mae NH₄OH yn fas gwan nad yw'n ïoneiddio'n llwyr mewn dŵr. Dyma hafaliad ïoneiddio NH₄OH mewn dŵr:
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
Gelwir y cysonyn ecwilibriwm ar gyfer ïoneiddio NH₄OH yn Kb ac fe'i rhoddir gan:
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
Gan fod NH₄OH yn fas gwan, rydym yn defnyddio Kb i gyfrifo crynodiad ïonau OH⁻. Gan dybio mai \(x\) yw crynodiad NH₄OH wedi'i ïoneiddio, mae'r hafaliad ïoneiddio yn dod yn:
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \tua \frac{x^2}{0,1} \]
Gan fod gwerth Kb yn fach iawn, rydym yn tybio \(0,1 – x \approx 0,1\):
[1,8 × 10⁻⁴ = \frac{x²}{0,1}]
\[ x^2 = 1,8 \times 10^{-6} \]
[x = \sqrt{1,8 \times 10^{-6}}]
\[ x \tua 1,34 \times 10^{-3} \text{ M} \]
Felly, crynodiad yr ïonau OH⁻ yw \(1,34 \times 10^{-3} \text{ M}\).
O'r crynodiad hwn, gallwn gyfrifo crynodiad ïonau H⁺ gan ddefnyddio Kw:
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \times 10^{-14}}{1,34 \times 10^{-3}} \]
\[ [\text{H}^+] = 7,46 \times 10^{-12} \text{M} \]
pH:
[pH = -log (7,46 gwaith 10-12)]
\[ \text{pH} \tua 11,13 \]
Felly, mae pH toddiant NH₄OH 0,1 M tua 11,13.
Casgliad
Mae damcaniaeth Arrhenius yn darparu sylfaen werthfawr ar gyfer deall sut mae asidau a basau'n ymddwyn mewn hydoddiant. Yn y drafodaeth hon, rydym wedi edrych ar sawl problem enghreifftiol sy'n dangos sut y gellir defnyddio'r cysyniadau hyn i gyfrifo crynodiadau ïonau H⁺ ac OH⁻ a pH gwahanol hydoddiannau. Mae deall y ddamcaniaeth hon yn hanfodol i unrhyw un sy'n dilyn gyrfa mewn cemeg, boed ar lefel ysgol uwchradd neu addysg uwch.
