Ekzemplaj Demandoj kaj Diskuto pri Acidoj kaj Bazoj de Arrhenius
Acidoj kaj bazoj estas fundamentaj konceptoj en kemio. Unu el la plej konataj teorioj por klarigi la konduton de acidoj kaj bazoj estas la teorio de Arrhenius. Laŭ Arrhenius, acido estas kombinaĵo kiu, kiam dissolvita en akvo, produktas H⁺ (aŭ H₃O⁺) jonojn, dum bazo estas kombinaĵo kiu, kiam dissolvita en akvo, produktas OH⁻ jonojn. En ĉi tiu artikolo, ni diskutos plurajn ekzemplajn problemojn pri acidoj kaj bazoj laŭ la teorio de Arrhenius, kune kun iliaj solvoj.
Ekzempla Demando 1
Demando:
0,1 M klorida acido (HCl) solvaĵo estas solvita en akvo. Kalkulu la koncentriĝon de H⁺-jonoj en la solvaĵo.
Diskuto:
Laŭ la teorio de Arrhenius, HCl estas acido ĉar ĝi produktas H⁺-jonojn kiam dissolvita en akvo. La joniga ekvacio por HCl en akvo estas jena:
\[ \tekst{HCl} \to \tekst{H}^+ + \tekst{Cl}^- \]
La komenca koncentriĝo de HCl estas 0,1 M. Ĉar HCl estas forta acido, kiu joniĝas tute en akva solvaĵo, ĉiu HCl-molekulo produktos unu H⁺-jonon kaj unu Cl⁻-jonon. Tial, la koncentriĝo de H⁺-jonoj en la solvaĵo ankaŭ egalas al la koncentriĝo de HCl, nome:
\[ [\tekst{H}^+] = 0,1 \tekst{M} \]
Do, la koncentriĝo de H⁺-jonoj en 0,1 M HCl-solvaĵo estas 0,1 M.
Ekzempla Demando 2
Demando:
Kalkulu la pH-on de 0,01 M solvaĵo de nitrata acido (HNO₃).
Diskuto:
HNO₃ estas forta acido kiu joniĝas tute en akvo, do la joniga ekvacio por HNO₃ estas jena:
\[ \tekst{HNO}_3 \to \tekst{H}^+ + \tekst{NO}_3^- \]
La donita koncentriĝo de HNO₃ estas 0,01 M. Ĉar HNO₃ estas forta acido, ĉiu molekulo de HNO₃ produktos unu H⁺-jonon. Tial, la koncentriĝo de H⁺-jonoj en la solvaĵo egalas al la koncentriĝo de HNO₃, nome:
\[ [\tekst{H}^+] = 0,01 \tekst{M} \]
pH povas esti kalkulita per la formulo:
\[ \tekst{pH} = -\log [\tekst{H}^+] \]
Enmetante la koncentriĝon de H⁺-jonoj en la formulon, ni ricevas:
pH = -log (0,01) = -log (10-2) = 2
Do, la pH de 0,01 M HNO₃-solvaĵo estas 2.
Ekzempla Demando 3
Demando:
Determinu la koncentriĝon de OH⁻ jonoj en 0,05 M NaOH-solvaĵo.
Diskuto:
NaOH estas forta bazo kiu joniĝas tute en akvo, do la joniga ekvacio por NaOH estas jena:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
La donita koncentriĝo de NaOH estas 0,05 M. Ĉar NaOH estas forta bazo, ĉiu NaOH-molekulo produktos unu OH⁻ jonon. Tial, la koncentriĝo de OH⁻ jonoj en la solvaĵo egalas al la koncentriĝo de NaOH, nome:
\[ [OH]^-] = 0,05 M
Do, la koncentriĝo de OH⁻ jonoj en 0,05 M NaOH-solvaĵo estas 0,05 M.
Ekzempla Demando 4
Demando:
Kalkulu la pH-on de 0,01 M KOH-solvaĵo.
Diskuto:
KOH estas forta bazo kiu joniĝas tute en akvo. La joniga ekvacio por KOH en akvo estas jena:
\[ \tekst{KOH} \to \tekst{K}^+ + \tekst{OH}^- \]
La donita KOH-koncentriĝo estas 0,01 M. Ĉar KOH estas forta bazo, ĉiu KOH-molekulo produktos unu OH⁻-jonon. Tial, la koncentriĝo de OH⁻-jonoj en la solvaĵo egalas al la koncentriĝo de KOH, nome:
\[ [OH]^-] = 0,01 M
pH estas mezuro de la koncentriĝo de H⁺-jonoj en solvaĵo. Ni povas uzi la rilaton inter pH, H⁺-jonoj kaj OH⁻-jonoj donita per la akvojona produkto (Kw):
\[ \tekst{Kw} = [\tekst{H}^+][\tekst{OH}^-] = 1 \times 10^{-14} \]
Sciante la valoron de [OH⁻], ni povas kalkuli [H⁺]:
\[ [\tekst{H}^+] = \frac{\tekst{Kw}}{[\tekst{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \tekst{M} \]
pH povas esti kalkulita per la formulo:
\[ \tekst{pH} = -\log [\tekst{H}^+] \]
Enmetante la koncentriĝon de H⁺-jonoj en la formulon, ni ricevas:
pH = -log (1 × 10-12) = 12
Do, la pH de 0,01 M KOH-solvaĵo estas 12.
Ekzempla Demando 5
Demando:
Solvaĵo havas pH = 3. Kalkulu la koncentriĝon de H⁺-jonoj en la solvaĵo.
Diskuto:
pH estas mezuro de la koncentriĝo de H⁺-jonoj en solvaĵo kaj povas esti esprimita per la formulo:
\[ \tekst{pH} = -\log [\tekst{H}^+] \]
Por kalkuli la koncentriĝon de H⁺-jonoj, ni ŝanĝas la formulon al:
\[ [\tekst{H}^+] = 10^{-\tekst{pH}} \]
Enmetante la donitajn pH-valorojn, ni ricevas:
\[ [\tekst{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \tekst{M} \]
Do, la koncentriĝo de H⁺-jonoj en solvaĵo kun pH = 3 estas 0,001 M.
Ekzempla Demando 6
Demando:
La NH₄OH-solvaĵo havas koncentriĝon de 0,1 M. Kalkulu la pH-valoron de la solvaĵo se la Kb-valoro por NH₄OH estas 1,8 x 10⁻⁵.
Diskuto:
NH₄OH estas malforta bazo kiu ne joniĝas tute en akvo. La joniga ekvacio por NH₄OH en akvo estas jena:
\[ \teksto{NH}_4\teksto{OH} \maldekstre dekstre \teksto{NH}_4^+ + \teksto{OH}^- \]
La ekvilibrokonstanto por la jonigo de NH₄OH nomiĝas Kb kaj estas donita per:
\[ K_b = \frac{[\tekst{NH}_4^+][\tekst{OH}^-]}{[\tekst{NH}_4\tekst{OH}} \]
Ĉar NH₄OH estas malforta bazo, ni uzas Kb por kalkuli la koncentriĝon de OH⁻ jonoj. Supozante ke \(x\) estas la koncentriĝo de jonigita NH₄OH, la joniga ekvacio fariĝas:
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \proksimume \frac{x^2}{0,1} \]
Ĉar la valoro de Kb estas tre malgranda, ni supozas \(0,1 – x \approx 0,1\):
\[ 1,8 × 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
\[ x^2 = 1,8 \times 10^{-6} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \times 10^{-6}} \]
\[ x \approx 1,34 \times 10^{-3} \text{ M} \]
Do, la koncentriĝo de OH⁻ jonoj estas \(1,34 \times 10^{-3} \text{ M}\).
El tiu koncentriĝo, ni povas kalkuli la koncentriĝon de H⁺-jonoj uzante Kw:
\[ [\tekst{H}^+] = \frac{1 \times 10^{-14}}{1,34 \times 10^{-3}} \]
\[ [\tekst{H}^+] = 7,46 \times 10^{-12} \tekst{M} \]
pH:
pH = -log (7,46 × 10-12)
pH proksimume 11,13
Do, la pH de 0,1 M NH₄OH-solvaĵo estas proksimume 11,13.
Konkludo
La teorio de Arrhenius provizas valoran fundamenton por kompreni kiel acidoj kaj bazoj kondutas en solvaĵo. En ĉi tiu diskuto, ni rigardis plurajn ekzemplajn problemojn, kiuj ilustras kiel ĉi tiuj konceptoj povas esti uzataj por kalkuli la koncentriĝojn de H⁺ kaj OH⁻ jonoj kaj la pH de diversaj solvaĵoj. Kompreni ĉi tiun teorion estas esenca por iu ajn, kiu celas karieron en kemio, ĉu je la mezlernejo aŭ pli alta edukado.
