Arrhenius azido eta baseen adibide galderak eta eztabaida
Azidoak eta baseak oinarrizko kontzeptuak dira kimikan. Azidoen eta baseen portaera azaltzeko teoria ezagunenetako bat Arrhenius teoria da. Arrheniusen arabera, azidoa uretan disolbatzean H⁺ (edo H₃O⁺) ioiak sortzen dituen konposatua da, eta basea, berriz, uretan disolbatzean OH⁻ ioiak sortzen dituen konposatua. Artikulu honetan, Arrhenius teoriaren arabera azido eta baseei buruzko hainbat arazo adibide aztertuko ditugu, baita haien soluzioekin ere.
1. galderaren adibidea
Galdera:
0,1 M-ko azido klorhidriko (HCl) disoluzio bat uretan disolbatu da. Kalkulatu disoluzioan dauden H⁺ ioien kontzentrazioa.
Eztabaida:
Arrheniusen teoriaren arabera, HCl azidoa da, uretan disolbatzean H⁺ ioiak sortzen dituelako. Uretan dagoen HCl-ren ionizazio-ekuazioa honako hau da:
\[ \text{HCl} \text{H}^+ + \text{Cl}^- \text{HCl}-ra \text{H}^+ + \text{Cl}^-\]
HCl-ren hasierako kontzentrazioa 0,1 M da. HCl azido sendoa denez, ur-disoluzioan guztiz ionizatzen dena, HCl molekula bakoitzak H⁺ ioi bat eta Cl⁻ ioi bat sortuko ditu. Beraz, disoluzioan dagoen H⁺ ioien kontzentrazioa ere HCl-ren kontzentrazioaren berdina da, hau da:
\[ [H}^+] = 0,1 M ]
Beraz, H⁺ ioien kontzentrazioa 0,1 M-ko HCl disoluzio batean 0,1 M da.
2. galderaren adibidea
Galdera:
Kalkulatu 0,01 M-ko azido nitriko (HNO₃) disoluzio baten pHa.
Eztabaida:
HNO₃ uretan guztiz ionizatzen den azido sendoa da, beraz, HNO₃-ren ionizazio-ekuazioa honako hau da:
\[ \text{HNO}_3 \to \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
HNO₃-ren kontzentrazio emana 0,01 M da. HNO₃ azido sendoa denez, HNO₃ molekula bakoitzak H⁺ ioi bat sortuko du. Beraz, disoluzioan dauden H⁺ ioien kontzentrazioa HNO₃-ren kontzentrazioaren berdina da, hau da:
\[ [H}^+] = 0,01 M ]
pH-a formula hau erabiliz kalkula daiteke:
pH = -log [H+]
H⁺ ioien kontzentrazioa formulan sartuz, hau lortzen dugu:
pH = -log (0,01) = -log (10-2) = 2
Beraz, 0,01 M-ko HNO₃ disoluzio baten pH-a 2 da.
3. galderaren adibidea
Galdera:
Zehaztu OH⁻ ioien kontzentrazioa 0,05 M-ko NaOH disoluzio batean.
Eztabaida:
NaOH uretan guztiz ionizatzen den base sendoa da, beraz, NaOH-ren ionizazio-ekuazioa honako hau da:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
Emandako NaOH kontzentrazioa 0,05 M da. NaOH base sendoa denez, NaOH molekula bakoitzak OH⁻ ioi bat sortuko du. Beraz, disoluzioan dauden OH⁻ ioien kontzentrazioa NaOH kontzentrazioaren berdina da, hau da:
\[ [OH}^-] = 0,05 M ]
Beraz, 0,05 M-ko NaOH disoluzio batean dauden OH⁻ ioien kontzentrazioa 0,05 M da.
4. galderaren adibidea
Galdera:
Kalkulatu 0,01 M-ko KOH disoluzio baten pHa.
Eztabaida:
KOH uretan guztiz ionizatzen den base sendoa da. KOH-ren ionizazio-ekuazioa uretan honako hau da:
\[ \text{KOH} \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
Emandako KOH kontzentrazioa 0,01 M da. KOH base sendoa denez, KOH molekula bakoitzak OH⁻ ioi bat sortuko du. Beraz, disoluzioan dauden OH⁻ ioien kontzentrazioa KOH-ren kontzentrazioaren berdina da, hau da:
\[ [OH}^-] = 0,01 M ]
pH-a disoluzio bateko H⁺ ioien kontzentrazioaren neurria da. Ur ioien produktuaren (Kw) bidez emandako pH-aren, H⁺ ioien eta OH⁻ ioien arteko erlazioa erabil dezakegu:
\[ \text{Kw} = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 \times 10^{-14} \]
[OH⁻]-ren balioa jakinda, [H⁺] kalkula dezakegu:
\[ [H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[OH}^-]} = \frac{1 × 10^{-14}}{0,01} = 1 × 10^{-12} \text{ M} \]
pH-a formula hau erabiliz kalkula daiteke:
pH = -log [H+]
H⁺ ioien kontzentrazioa formulan sartuz, hau lortzen dugu:
pH = -log (1 × 10-12) = 12
Beraz, 0,01 M-ko KOH disoluzio baten pHa 12 da.
5. galderaren adibidea
Galdera:
Disoluzio batek pH = 3 du. Kalkulatu disoluzioan dauden H⁺ ioien kontzentrazioa.
Eztabaida:
pH-a disoluzio bateko H⁺ ioien kontzentrazioaren neurria da eta formula honen bidez adieraz daiteke:
pH = -log [H+]
H⁺ ioien kontzentrazioa kalkulatzeko, formula honela aldatzen dugu:
\[ [H}^+] = 10^{-pH}} \]
pH balioak sartuz, hau lortzen dugu:
\[ [H}^+] = 10^{-3} = 0,001 M ]
Beraz, pH = 3 duen disoluzio batean H⁺ ioien kontzentrazioa 0,001 M da.
6. galderaren adibidea
Galdera:
NH₄OH disoluzioak 0,1 M-ko kontzentrazioa du. Kalkulatu disoluzioaren pHa NH₄OH-ren Kb balioa 1,8 x 10⁻⁵ bada.
Eztabaida:
NH₄OH base ahula da, ez da erabat ionizatzen uretan. NH₄OH-ren ionizazio-ekuazioa uretan honako hau da:
\[ \text{NH}_4 \text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
NH₄OH-ren ionizazioaren oreka-konstanteari Kb deritzo eta honela ematen da:
K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
NH₄OH base ahula denez, Kb erabiltzen dugu OH⁻ ioien kontzentrazioa kalkulatzeko. \(x\) ionizatutako NH₄OH-ren kontzentrazioa dela suposatuz, ionizazio-ekuazioa hau da:
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \gutxi gorabehera \frac{x^2}{0,1} \]
Kb-ren balioa oso txikia denez, \(0,1 – x \approx 0,1\) dela suposatzen dugu:
\[ 1,8 × 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
\[ x^2 = 1,8 \times 10^{-6} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \times 10^{-6}} \]
\[ x \gutxi gorabehera 1,34 \times 10^{-3} \text{ M} \]
Beraz, OH⁻ ioien kontzentrazioa \(1,34 \times 10^{-3} \text{ M}\) da.
Kontzentrazio honetatik abiatuta, H⁺ ioien kontzentrazioa kalkula dezakegu Kw erabiliz:
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \times 10^{-14}}{1,34 \times 10^{-3}} \]
\[ [H}^+] = 7,46 \times 10^{-12} \text{ M} ]
pH:
pH = -log (7,46 × 10-12)
\[ \text{pH} \gutxi gorabehera 11,13 \]
Beraz, 0,1 M-ko NH₄OH disoluzio baten pHa 11,13 ingurukoa da.
Ondorioa
Arrhenius teoriak oinarri baliotsua eskaintzen du azidoek eta baseek disoluzioan nola jokatzen duten ulertzeko. Eztabaida honetan, hainbat adibide aztertu ditugu, kontzeptu hauek nola erabil daitezkeen H⁺ eta OH⁻ ioien kontzentrazioak eta hainbat disoluzioren pHa kalkulatzeko. Teoria hau ulertzea ezinbestekoa da kimikan karrera bat egin nahi duen edonorentzat, batxilergoan edo goi mailako hezkuntzan izan.
