Azido eta baseen indarra eta pH-a eztabaidatzen dituzten galdera-adibideak
Azido-base indarra eta pH-a gai garrantzitsuak dira kimikan, batez ere azido eta baseen arloan. Artikulu honetan, azido eta base indarra nola zehaztu eta disoluzio baten pH-a nola kalkulatu aztertuko dugu, hainbat adibide erabiliz.
Azido eta Baseen Sarrera
Assam
Azido bat uretan disolbatzean hidrogeno ioiak (H⁺) askatu ditzakeen konposatu bat da. H⁺ ioiak askatzeko duten gaitasunaren arabera, azidoak bi motatan sailkatzen dira:
1. Azido sendoa: Disoluzioan % 100ean disoziatzen den azidoa, H⁺ ioiak erabat askatuz. Adibideak: azido klorhidrikoa (HCl), azido sulfurikoa (H₂SO₄), azido nitrikoa (HNO₃).
2. Azido ahula: Disoluzioan partzialki bakarrik disoziatzen den azidoa, molekula batzuek bakarrik askatzen dituzte H⁺ ioiak. Adibideak: azido azetikoa (CH₃COOH), azido karbonikoa (H₂CO₃), azido zianhidrikoa (HCN).
oinarria
Base bat uretan disolbatzean hidroxido ioiak (OH⁻) askatu ditzakeen konposatu bat da. OH⁻ ioiak askatzeko duten gaitasunaren arabera, baseak bi motatan sailkatzen dira:
1. Base sendoa: Disoluzioan % 100ean disoziatzen den basea, OH⁻ ioiak erabat askatuz. Adibideak: Sodio hidroxidoa (NaOH), potasio hidroxidoa (KOH).
2. Base ahula: Disoluzioan partzialki bakarrik disoziatzen den basea, molekula batzuek bakarrik askatzen dituzte OH⁻ ioiak. Adibideak: Amoniakoa (NH₃), magnesio hidroxidoa (Mg(OH)₂).
pH kontzeptua
pH-a disoluzio baten azidotasunaren edo alkalinitatearen neurria da. Hidrogeno ioien (H⁺) kontzentrazioaren logaritmo negatibo gisa definitzen da:
pH = – log [H⁺]
Disoluzio basikoetarako, pOH ere erabiltzen da, hidroxido ioiaren (OH⁻) kontzentrazioaren logaritmo negatibo gisa definitzen dena:
pOH = – log[OH⁻]
pH eta pOH arteko erlazioa hau da:
pH + pOH = 14
7 pH-ari neutroa deitzen zaio, 7 baino txikiagoari azidoa, eta 7 baino handiagoari alkalinoa.
Galdera eta eztabaida adibideak
1. galderaren adibidea: Azido sendo baten pH-a kalkulatzea
Galdera: Zehaztu 0,01 M-ko HCl disoluzio baten pHa.
Eztabaida: HCl azido sendoa da, H⁺ eta Cl⁻ ioietan erabat disoziatzen dena. HCl eta H⁺ artean 1:1 molaritatea dagoenez, H⁺-ren kontzentrazioa 0,01 M da.
pH = – log [H⁺]
pH = – \log (0,01)
pH = 2
Beraz, 0,01 M-ko HCl disoluzioaren pH-a 2 da.
2. galderaren adibidea: Azido ahul baten pH-a kalkulatzea
Galdera: Zehaztu 0,1 M-ko CH₃COOH (azido azetiko) disoluzio baten pHa, baldin eta CH₃COOH-ren K_a 1,8 × 10-5 bada.
Eztabaida: Azido ahulak ez dira guztiz disoziatzen, beraz, azidoaren disoziazio-konstantea ( \( K_a \) ) erabiltzen dugu H⁺-ren kontzentrazioa zehazteko. CH₃COOH-rentzat, disoziazio-ekuazioa hau da:
\[ \text{CH₃ COOH} \rightleftharpoons \text{H⁺} + \text{CH₃ COO⁻} \]
Buffer soluzioaren arautik, \(x\) sortzen diren H⁺ ioien kontzentrazioa dela suposatzen dugu:
\[ K_a = \frac{ [H⁺][CH₃ COO⁻] }{ [CH₃ COOH] } \]
\[ 1,8 × 10^{-5} = \frac{ (x)(x) }{ 0,1 – x } \]
\(x\) oso txikia denez 0,1 M-rekin alderatuta, x izendatzailean baztertu dezakegu:
\[ 1,8 \times 10^{-5} \gutxi gorabehera \frac{ x^2 }{ 0,1 } \]
\[ x^2 \gutxi gorabehera 1,8 \times 10^{-6} \]
\[ x \gutxi gorabehera \sqrt{ 1,8 \times 10^{-6} } \]
\[ x \gutxi gorabehera 1,34 \times 10^{-3} \]
Beraz, H⁺-ren kontzentrazioa \( 1,34 \times 10^{-3} \) da:
pH = – log [H⁺]
pH = – log (1,34 × 10-3)
\[ \text{pH} \gutxi gorabehera 2,87 \]
Beraz, 0,1 M-ko CH₃COOH disoluzio baten pHa 2,87 ingurukoa da.
3. galderaren adibidea: Base sendo baten pH-a kalkulatzea
Galdera: Zehaztu 0,01 M-ko NaOH disoluzio baten pHa.
Eztabaida: NaOH base sendoa da, Na⁺ eta OH⁻ ioietan erabat disoziatuko dena. NaOH eta OH⁻ artean 1:1 molaritatea dagoenez, OH⁻-ren kontzentrazioa 0,01 M da.
pOH = – log[OH⁻]
pOH = – \log (0,01)
pOH = 2
Erlazioa erabiliz (pH + pOH = 14):
pH = 14 – pOH
pH = 14 – 2
pH = 12
Beraz, 0,01 M-ko NaOH disoluzioaren pHa 12 da.
4. galderaren adibidea: Base ahul baten pH-a kalkulatzea
Galdera: Zehaztu 0,1 M-ko NH₃ disoluzio baten pHa, baldin eta NH₃-ren K_b 1,8 × 10-5 bada.
Eztabaida: Base ahulak ez dira guztiz disoziatzen, beraz, baseen disoziazio-konstantea ( \( K_b \) ) erabiltzen dugu OH⁻-ren kontzentrazioa zehazteko. NH₃-rentzat, disoziazio-ekuazioa hau da:
\[ \text{NH₃ + H₂O} \rightleftharpoons \text{NH₄⁺ + OH⁻} \]
Azido ahuletarako erabilitako metodo bera erabiliz, \(y\) sortzen diren OH⁻ ioien kontzentrazioa dela suposatzen dugu:
\[ K_b = \frac{ [NH₄⁺][OH⁻] }{ [NH₃] } \]
\[ 1,8 \times 10^{-5} = \frac{ (y)(y) }{ 0,1 – y } \]
\(y\) txikia dela suposatuz, ekuazioa hau da:
\[ 1,8 \times 10^{-5} \gutxi gorabehera \frac{ y^2 }{ 0,1 } \]
\[ y^2 \gutxi gorabehera 1,8 \times 10^{-6} \]
\[ y \gutxi gorabehera \sqrt{ 1,8 \times 10^{-6} } \]
\[y \gutxi gorabehera 1,34 \times 10^{-3}\]
OH⁻-ren kontzentrazioa \( 1,34 \times 10^{-3} \) da:
pOH = – log[OH⁻]
pOH = – log (1,34 × 10-3)
\[ \text{pOH} \gutxi gorabehera 2,87 \]
Erlazioa erabiliz (pH + pOH = 14):
pH = 14 – 2,87
\[ \text{pH} \gutxi gorabehera 11,13 \]
Beraz, 0,1 M-ko NH₃ disoluzio baten pH-a 11,13 ingurukoa da.
Ondorioa
Disoluzio baten pHa zehaztea eta azidoen eta baseen indarrak ulertzea funtsezko oinarriak dira kimikan. Azido eta base sendoak erabat disoziatzen dira disoluzioan, eta azido eta base ahulak, berriz, partzialki bakarrik. \(K_a\) eta \(K_b\) erabiliz, azido eta base ahulen pHa kalkulatzea erraza da. Trebetasun hauek ezinbestekoak dira hainbat arlotan aplikatzeko, besteak beste, industria, farmazia eta ingurumen-kimikan. Kontzeptuak ulertuz eta adibideak aztertuz, errazago konpon ditzakegu eguneroko bizitzan pHarekin eta azido-baseen indarrarekin lotutako arazoak.
