Näidisküsimused hapete ja aluste tugevuse kohta
Happe ja aluse tugevus on keemias olulised mõisted, mis näitavad, kui tõhusalt saab happe- või aluse molekul vastavalt prootoni (H⁺) loovutada või prootoni vastu võtta. Selles arutelus vaatleme mitmeid näidisülesandeid, mis aitavad meil mõista happe ja aluse tugevust ning seda, kuidas arvutada nende pH-d ja pOH-d. Enne kui probleemide arutamise juurde asume, tutvume kõigepealt happe- ja aluseteooria põhitõdedega.
Sissejuhatus hapete ja aluste tugevusse
Happe või aluse tugevust saab määrata selle ionisatsiooniastme järgi lahuses. Tugev hape on see, mis on lahuses peaaegu täielikult ioniseeritud, nõrk hape aga ainult osaliselt ioniseeritud. Sama kehtib ka aluste kohta.
Tugevad happed ja nõrgad happed
Tugevad happed, näiteks:
– Vesinikkloriidhape (HCl)
– Väävelhape (H₂SO₄)
– Lämmastikhape (HNO₃)
See on lahuses peaaegu täielikult ioniseerunud. Näiteks HCl vees dissotsieerub peaaegu täielikult H⁺-ks ja Cl⁻-ks.
Nõrgad happed, näiteks:
– Äädikhape (CH₃COOH)
– Vesinikfluoriidhape (HF)
– Sidrunhape (C₆H₈O₇)
lahuses ainult osaliselt ioniseeritud. See tähendab, et igal ajahetkel jäävad mõned happemolekulid molekulaarsesse vormi ega dissotsieeru ioonideks.
Tugevad alused ja nõrgad alused
Tugevad alused, näiteks:
– Naatriumhüdroksiid (NaOH)
– Kaaliumhüdroksiid (KOH)
– Kaltsiumhüdroksiid (Ca(OH)₂)
See ioniseerub vesilahuses peaaegu täielikult, tekitades suures koguses OH⁻ ioone.
Nõrgad alused, näiteks:
– Ammoniaak (NH₃)
– Metüülamiin (CH₃NH₂)
See ioniseerub lahuses ainult osaliselt, tootes suhteliselt väikeses koguses OH⁻ ioone.
Näidisküsimused ja arutelu
Selle kontseptsiooni paremaks mõistmiseks proovime mõnda näidisülesannet.
Näidisküsimus 1: Tugeva happe pH arvutamine
Küsimus:
Arvutage 0,1 M HCl lahuse pH.
Arutelu:
HCl on tugev hape, seega ioniseerub see lahuses täielikult:
\[ \text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
Kuna HCl on täielikult ioniseeritud, on [H⁺] kontsentratsioon võrdne HCl kontsentratsiooniga:
\[ [\tekst{H}^+] = 0,1 \, \tekst{M} \]
\[ \pH} = -\log[\H}^+] \]
\[ \text{pH} = -\log(0,1) \]
\[ \tekst{pH} = 1 \]
Seega on 0,1 M HCl lahuse pH 1.
Näidisküsimus 2: Nõrga happe pH arvutamine
Küsimus:
Arvutage 0,1 M CH₃COOH lahuse pH. On teada, et CH₃COOH Ka (happe dissotsiatsioonikonstant) on \(1,8 \x 10^{-5}\).
Arutelu:
Nõrkade hapete puhul tuleb arvestada ionisatsiooniastmega. Äädikhappe dissotsiatsiooni tasakaaluvõrrand on:
\[ \text{CH}_3 \text{COOH} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{CH}_3 \text{COO}^- \]
Kasutades Ka:
\[ \tekst{Ka} = \frac{[\tekst{H}^+][\tekst{CH}_3\tekst{COO}^-]}{[\tekst{CH}_3\tekst{COOH}]} \]
Eeldame, et dissotsiatsioon [H⁺] = [CH₃COO⁻] = x ja algne [CH₃COOH] on 0,1 M, siis:
\[1,8 korda 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1 – x} \]
Kuna Ka on väike, võib x-i 0,1-ga võrreldes tähelepanuta jätta:
\[1,8 korda 10^{-5} \umbes \frac{x^2}{0,1} \]
\[x^2 = 1,8 korda 10^{-6} \]
\[x = \sqrt{1,8 \times 10^{-6}} \]
\[ x \umbes 1,34 \korda 10^{-3} \]
Siis [H⁺] ≈ ≈ (1,34 korda 10^{-3}):
\[ \pH} = -\log[\H}^+] \]
\[ \text{pH} = -\log(1,34 × 10^{-3}) \]
\[ \pH väärtus umbes 2,87 \]
Seega on 0,1 M CH₃COOH lahuse pH umbes 2,87.
Näidisküsimus 3: Tugevate aluste pOH ja pH arvutamine
Küsimus:
Arvutage 0,01 M NaOH lahuse pOH ja pH.
Arutelu:
NaOH on tugev alus, mis on vees täielikult ioniseeritud:
\[ \text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
Kuna NaOH on täielikult ioniseeritud, on [OH⁻] kontsentratsioon võrdne NaOH kontsentratsiooniga:
\[ [\tekst{OH}^-] = 0,01 \, \tekst{M} \]
\[ \pOH} = -\log[\OH}^-] \]
\[ \pOH} = -\log(0,01) \]
\[ \pOH} = 2 \]
On teada, et pH ja pOH on seotud järgmise võrrandi kaudu:
\[ \pH} + \pOH} = 14 \]
Seega,
\[ \pH} = 14 – \pOH} \]
\[ \pH = 14–2 \]
\[ \tekst{pH} = 12 \]
Seega on 0,01 M NaOH lahuse pOH 2 ja pH on 12.
Näidisküsimus 4: Nõrga aluse pH arvutamine
Küsimus:
Arvutage 0,1 M NH₃ lahuse pH. On teada, et NH₃ Kb (aluse dissotsiatsioonikonstant) on \(1,76 \× 10^{-5}\).
Arutelu:
NH₃ vees reageerib, moodustades NH₄⁺ ja OH⁻:
\[ \text{NH}_3 + \text{H}_2 \text{O} \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
Kasutades Kb-d,
\[ \tekst{Kb} = \frac{[\tekst{NH}_4^+][\tekst{OH}^-]}{[\tekst{NH}_3]} \]
Eeldame, et dissotsiatsioon [OH⁻] = [NH₄⁺] = x ja algne [NH₃] on 0,1 M, siis:
\[1,76 korda 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1 – x} \]
Eeldusena on x 0,1-ga võrreldes tühiselt väike:
\[1,76 korda 10^{-5} \umbes \frac{x^2}{0,1} \]
\[x^2 = 1,76 korda 10^{-6} \]
\[x = \sqrt{1,76 \times 10^{-6}} \]
\[ x \umbes 1,33 \korda 10^{-3} \]
Siis [OH⁻] ≈ \(1,33 \x 10^{-3}\):
\[ \pOH} = -\log[\OH}^-] \]
\[ \text{pOH} = -\log(1,33 korda 10^{-3}) \]
\[ \pOH} \umbes 2,88 \]
Seejärel arvutatakse pH järgmiselt:
\[ \pH} = 14 – \pOH} \]
\[ \pH = 14–2,88 \]
\[ \pH väärtus umbes 11,12 \]
Seega on 0,1 M NH₃ lahuse pH umbes 11,12.
Järeldus
Hapete ja aluste tugevuse mõistmine on keemias ülioluline. pH ja pOH arvutamise mõistmise ning nõrkade ja tugevate hapete ja aluste tuvastamise oskuse abil olete paremini ette valmistatud mitmesuguste lahustega seotud keemiaprobleemide lahendamiseks. Loodetavasti selgitavad toodud näited neid mõisteid ja pakuvad kindla aluse edasiseks õppimiseks.
