Ekzemplaj Demandoj Diskutante la pH de Acidoj kaj Bazoj
Kiam ni parolas pri acidoj kaj bazoj, unu grava koncepto, kiun ni devas kompreni, estas la pH. La pH estas mezuro de la acideco aŭ alkaleco de solvaĵo. Unu formulo uzata por determini la pH estas:
\[ \tekst{pH} = -\log [H^+] \]
En ĉi tiu formulo, \([H^+]\) estas la koncentriĝo de hidrogenaj jonoj en la solvaĵo mezurita en molareco (\(\text{mol/L}\)). Aldone al pH, ni ankaŭ havas \(\text{pOH}\), kiu estas uzata por determini la bazecon de solvaĵo:
\[ \tekst{pOH} = -\log [OH^-] \]
Tiam, la rilato inter pH kaj pOH estas regata de la jena ekvacio:
\[ \tekst{pH} + \tekst{pOH} = 14 \]
Sube ni diskutos plurajn ekzemplajn demandojn pri kiel kalkuli la pH-on de acidaj kaj bazaj solvaĵoj, kune kun iliaj diskutoj.
Ekzempla Demando 1: Kalkulado de la pH de Forta Acida Solvaĵo
Demando:
Kalkulu la pH-on de solvaĵo de HCl (klorida acido) kun koncentriĝo de 0,01 M.
Diskuto:
HCl estas forta acido kiu tute disociiĝas en akvo:
\[ \tekst{HCl} \rightarrow \tekst{H}^+ + \tekst{Cl}^- \]
Ĉar HCl estas tute disociigita, la koncentriĝo de hidrogenaj jonoj \([H^+]\) en la solvaĵo estos la sama kiel la komenca koncentriĝo de HCl, kiu estas 0,01 M.
\[ [H^+] = 0,01 \, \tekst{M} \]
Poste, ni uzas la pH-formulon:
\[ \tekst{pH} = -\log [H^+] \]
pH = -log (0,01)
pH = -log (10-2)
\[ \tekst{pH} = 2 \]
Do, la pH de 0,01 M HCl-solvaĵo estas 2.
Ekzempla Demando 2: Kalkulado de la pH de Forta Baza Solvaĵo
Demando:
Kalkulu la pH-on de solvaĵo de NaOH (natria hidroksido) kun koncentriĝo de 0,001 M.
Diskuto:
NaOH estas forta bazo kiu tute disiĝas en akvo:
\[ \tekst{NaOH} \rightarrow \tekst{Na}^+ + \tekst{OH}^- \]
La koncentriĝo de hidroksidaj jonoj \([OH^-]\) en la solvaĵo estos la sama kiel la komenca koncentriĝo de NaOH, nome 0,001 M.
\[ [OH^-] = 0,001 \, \tekst{M} \]
Poste, ni kalkulas la pOH:
\[ \tekst{pOH} = -\log [OH^-] \]
\[ \tekst{pOH} = -\log (0,001) \]
\[ \tekst{pOH} = -\log (10^{-3}) \]
\[ \tekst{pOH} = 3 \]
Post tio, ni uzas la rilaton inter pH kaj pOH:
\[ \tekst{pH} + \tekst{pOH} = 14 \]
\[ \tekst{pH} + 3 = 14 \]
\[ \tekst{pH} = 11 \]
Do, la pH de 0,001 M NaOH-solvaĵo estas 11.
Ekzempla Demando 3: Kalkulado de la pH de Malforta Acida Solvaĵo
Demando:
Kalkulu la pH-on de solvaĵo de CH3COOH (acetata acido) kun koncentriĝo de 0,01 M kaj disociiga konstanto de ∫(K_a = 1,8 × 10⁻⁵).
Diskuto:
Post kiam ni havas malfortan acidon, kiel ekzemple acetatan acidon, kiu ne tute disiĝas, ni devas uzi la konstanton de acidodisiĝo (\(K_a\)) por trovi la koncentriĝon de H+-jonoj en la solvaĵo.
La ekvacio por la disiĝo de acetata acido en akvo:
\[ \tekst{CH}_3\tekst{COOH} \leftrightarrow \tekst{H}^+ + \tekst{CH}_3\tekst{COO}^- \]
Konstanto de disociiĝo (\(K_a\)):
\[ K_a = \frac{[H^+] [\tekst{CH}_3\tekst{COO}^-]}{[\tekst{CH}_3\tekst{COOH}]} \]
Ni supozu, ke la koncentriĝo de hidrogenaj jonoj kaj acetataj jonoj estas \(x\), tiam:
K_a = \frac{x ∫ x}{0,01 – x}
Ĉar \(K_a\) estas tre malgranda, ni povas supozi, ke \(0,01 – x \approx 0,01\):
\[ 1,8 × 10^{-5} = \frac{x^2}{0,01} \]
\[ x^2 = 1,8 \times 10^{-5} \times 0,01 \]
\[ x^2 = 1,8 \times 10^{-7} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \times 10^{-7}} \]
\[ x \proksimume 1,34 \times 10^{-4} \]
Do, la koncentriĝo de hidrogenaj jonoj ([H+]) estas (1,34 × 10-4, M).
Poste, ni kalkulas la pH-on:
\[ \tekst{pH} = -\log [H^+] \]
pH = -log (1,34 × 10-4)
pH proksimume 3,87
Do, la pH de 0,01 M acetata acida solvaĵo estas ĉirkaŭ 3,87.
Ekzempla Demando 4: Kalkulado de la pH de Malforta Baza Solvaĵo
Demando:
Kalkulu la pH-on de solvaĵo de NH3 (amoniako) kun koncentriĝo de 0,01 M kaj baza disociiga konstanto (K_b = 1,8 × 10⁻⁵).
Diskuto:
NH3 estas malforta bazo, kiu ne tute disiĝas. Ni devas uzi la bazan disociiĝan konstanton (\(K_b\)) por trovi la koncentriĝon de OH^- jonoj en solvaĵo.
Disociiga reakcio de amoniako en akvo:
\[ \tekst{NH}_3 + \tekst{H}_2\tekst{O} \leftrightarrow \tekst{NH}_4^+ + \tekst{OH}^- \]
Konstanto de baza disociiĝo (\(K_b\)):
\[ K_b = \frac{[\tekst{NH}_4^+][\tekst{OH}^-]}{[\tekst{NH}_3]} \]
Ni supozu, ke la koncentriĝo de amoniaj jonoj kaj hidroksidaj jonoj estas \(x\), tiam:
\[ K_b = \frac{x \cdot x}{0,01 – x} \]
Ĉar \(K_b\) estas tre malgranda, ni povas supozi, ke \(0,01 – x \approx 0,01\):
\[ 1,8 × 10^{-5} = \frac{x^2}{0,01} \]
\[ x^2 = 1,8 \times 10^{-5} \times 0,01 \]
\[ x^2 = 1,8 \times 10^{-7} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \times 10^{-7}} \]
\[ x \proksimume 1,34 \times 10^{-4} \]
Do, la koncentriĝo de hidroksidaj jonoj ([OH-]) estas (1,34 × 10-4, M).
Poste, ni kalkulas la pOH:
\[ \tekst{pOH} = -\log [OH^-] \]
\[ \tekst{pOH} = -\log (1,34 \times 10^{-4}) \]
\[ \tekst{pOH} \proksimume 3,87 \]
Post tio, ni uzas la rilaton inter pH kaj pOH:
\[ \tekst{pH} + \tekst{pOH} = 14 \]
\[ \tekst{pH} + 3,87 = 14 \]
pH proksimume 10,13
Do, la pH de 0,01 M amoniaka solvaĵo estas proksimume 10,13.
Konkludo
En la studo de pH, gravas kompreni la diferencon inter fortaj kaj malfortaj acidoj kaj bazoj, kaj kiel ĉiu disocias en solvaĵo. Ĉi tio rekte influas kiel ni kalkulas la pH de difinita solvaĵo. Kalkulado de pH implikas la uzon de logaritmoj kaj bazaj kemiaj principoj. Kompreni ĉi tiujn konceptojn povas helpi nin en diversaj ĉiutagaj aplikoj de kemio kaj biologio.
