Esimerkkikysymyksiä ja keskustelua Arrheniuksen hapoista ja emäksistä
Hapot ja emäkset ovat kemian peruskäsitteitä. Yksi tunnetuimmista happojen ja emästen käyttäytymistä selittävistä teorioista on Arrheniuksen teoria. Arrheniuksen mukaan happo on yhdiste, joka veteen liuenneena tuottaa H⁺- (tai H₃O⁺) -ioneja, kun taas emäs on yhdiste, joka veteen liuenneena tuottaa OH⁻-ioneja. Tässä artikkelissa käsittelemme useita esimerkkiongelmia, jotka liittyvät Arrheniuksen teorian mukaisiin happoihin ja emäksiin, sekä niiden ratkaisuja.
Esimerkkikysymys 1
Kysymys:
0,1 M suolahappoliuos (HCl) liuotetaan veteen. Laske H⁺-ionien pitoisuus liuoksessa.
Keskustelu:
Arrheniuksen teorian mukaan HCl on happo, koska se tuottaa H⁺-ioneja liuotettuna veteen. HCl:n ionisaatioyhtälö vedessä on seuraava:
\[ \text{HCl} \to \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
HCl:n alkupitoisuus on 0,1 M. Koska HCl on vahva happo, joka ionisoituu täydellisesti vesiliuoksessa, jokainen HCl-molekyyli tuottaa yhden H⁺-ionin ja yhden Cl⁻-ionin. Siksi H⁺-ionien pitoisuus liuoksessa on myös yhtä suuri kuin HCl:n pitoisuus, nimittäin:
\[ [\text{H}^+] = 0,1 \text{M} \]
Joten H⁺-ionien pitoisuus 0,1 M HCl-liuoksessa on 0,1 M.
Esimerkkikysymys 2
Kysymys:
Laske 0,01 M typpihappoliuoksen (HNO₃) pH.
Keskustelu:
HNO₃ on vahva happo, joka ionisoituu täydellisesti vedessä, joten HNO₃:n ionisaatioyhtälö on seuraava:
\[ \text{HNO}_3 \to \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
Annettu HNO₃-pitoisuus on 0,01 M. Koska HNO₃ on vahva happo, jokainen HNO₃-molekyyli tuottaa yhden H⁺-ionin. Siksi H⁺-ionien pitoisuus liuoksessa on yhtä suuri kuin HNO₃:n pitoisuus, nimittäin:
\[ [\text{H}^+] = 0,01 \text{M} \]
pH voidaan laskea kaavalla:
\[ \pH} = -\log [\H}^+] \]
Syöttämällä H⁺-ionien konsentraation kaavaan saadaan:
\[ \text{pH} = -\log(0,01) = -\log(10^{-2}) = 2 \]
Joten 0,01 M HNO₃-liuoksen pH on 2.
Esimerkkikysymys 3
Kysymys:
Määritä OH⁻-ionien pitoisuus 0,05 M NaOH-liuoksessa.
Keskustelu:
NaOH on vahva emäs, joka ionisoituu täydellisesti vedessä, joten NaOH:n ionisaatioyhtälö on seuraava:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
NaOH:n pitoisuus on annettu 0,05 M. Koska NaOH on vahva emäs, jokainen NaOH-molekyyli tuottaa yhden OH⁻-ionin. Siksi OH⁻-ionien pitoisuus liuoksessa on yhtä suuri kuin NaOH:n pitoisuus, nimittäin:
\[ [\text{OH}^-] = 0,05 \text{ M} \]
Joten OH⁻-ionien pitoisuus 0,05 M NaOH-liuoksessa on 0,05 M.
Esimerkkikysymys 4
Kysymys:
Laske 0,01 M KOH-liuoksen pH.
Keskustelu:
KOH on vahva emäs, joka ionisoituu täydellisesti vedessä. KOH:n ionisaatioyhtälö vedessä on seuraava:
\[ \text{KOH} \to \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
Annettu KOH-pitoisuus on 0,01 M. Koska KOH on vahva emäs, jokainen KOH-molekyyli tuottaa yhden OH⁻-ionin. Siksi OH⁻-ionien pitoisuus liuoksessa on yhtä suuri kuin KOH:n pitoisuus, nimittäin:
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \text{ M} \]
pH on liuoksen H⁺-ionien pitoisuuden mitta. Voimme käyttää pH:n, H⁺-ionien ja OH⁻-ionien välistä suhdetta, joka saadaan vesiionitulona (Kw):
\[ \text{Kw} = [ \text{H}^+][ \text{OH}^-] = 1 kertaa 10^{-14} \]
Tietäen [OH⁻]:n arvon, voimme laskea [H⁺]:n:
\[ [\text{H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \text{M} \]
pH voidaan laskea kaavalla:
\[ \pH} = -\log [\H}^+] \]
Syöttämällä H⁺-ionien konsentraation kaavaan saadaan:
\[ \text{pH} = -\log(1 × 10^{-12}) = 12 \]
Joten 0,01 M KOH-liuoksen pH on 12.
Esimerkkikysymys 5
Kysymys:
Liuoksen pH on 3. Laske H⁺-ionien pitoisuus liuoksessa.
Keskustelu:
pH on liuoksen H⁺-ionien pitoisuuden mitta, ja se voidaan ilmaista kaavalla:
\[ \pH} = -\log [\H}^+] \]
H⁺-ionien pitoisuuden laskemiseksi muutamme kaavan muotoon:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \]
Syöttämällä annetut pH-arvot saadaan:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \text{M} \]
Joten H⁺-ionien pitoisuus liuoksessa, jonka pH on 3, on 0,001 M.
Esimerkkikysymys 6
Kysymys:
NH₄OH-liuoksen pitoisuus on 0,1 M. Laske liuoksen pH, jos NH₄OH:n Kb-arvo on 1,8 x 10⁻⁵.
Keskustelu:
NH₄OH on heikko emäs, joka ei ionisoidu täydellisesti vedessä. NH₄OH:n ionisaatioyhtälö vedessä on seuraava:
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
NH₄OH:n ionisaation tasapainovakiota kutsutaan Kb:ksi ja se saadaan kaavasta:
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
Koska NH₄OH on heikko emäs, käytämme Kb:tä OH⁻-ionien pitoisuuden laskemiseen. Olettaen, että \(x\) on ionisoituneen NH₄OH:n pitoisuus, ionisaatioyhtälöstä tulee:
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \noin \frac{x^2}{0,1} \]
Koska Kb:n arvo on hyvin pieni, oletamme, että \(0,1 – x \noin 0,1\):
\[1,8 kertaa 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
\[ x^2 = 1,8 \x 10^{-6} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \times 10^{-6}} \]
\[ x \noin 1,34 \times 10^{-3} \text{ M} \]
Joten OH⁻-ionien pitoisuus on \(1,34 \times 10^{-3} \text{ M}\).
Tästä pitoisuudesta voimme laskea H⁺-ionien pitoisuuden käyttämällä kw:ta:
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \times 10^{-14}}{1,34 \times 10^{-3}} \]
\[ [\text{H}^+] = 7,46 kertaa 10^{-12} \text{M} \]
pH:
\[ \text{pH} = -\log(7,46 \times 10^{-12}) \]
\[ \pH-arvo noin 11,13 \]
Joten 0,1 M NH₄OH-liuoksen pH on noin 11,13.
Johtopäätös
Arrheniuksen teoria tarjoaa arvokkaan pohjan happojen ja emästen käyttäytymisen ymmärtämiselle liuoksessa. Tässä keskustelussa olemme tarkastelleet useita esimerkkiongelmia, jotka havainnollistavat, miten näitä käsitteitä voidaan käyttää H⁺- ja OH⁻-ionien pitoisuuksien ja erilaisten liuosten pH:n laskemiseen. Tämän teorian ymmärtäminen on välttämätöntä kaikille kemian parissa työskenteleville, olipa kyseessä sitten lukio tai korkeakoulutus.
