Esimerkkikysymyksiä happojen ja emästen pH:sta
Kun puhumme hapoista ja emäksistä, yksi tärkeä käsite, joka meidän on ymmärrettävä, on pH. pH on liuoksen happamuuden tai emäksisyyden mitta. Yksi pH:n määrittämiseen käytetty kaava on:
\[ \text{pH} = -\log [H^+] \]
Tässä kaavassa \([H^+]\) on vetyionien pitoisuus liuoksessa molaarisuutena (\(\text{mol/L}\)). PH:n lisäksi meillä on myös \(\text{pOH}\), jota käytetään liuoksen emäksisyyden määrittämiseen:
\[ \text{pOH} = -\log[OH^-] \]
Sitten pH:n ja pOH:n välistä suhdetta säätelee seuraava yhtälö:
\[ \pH} + \pOH} = 14 \]
Alla käsittelemme useita esimerkkikysymyksiä happo- ja emäsliuosten pH:n laskemisesta sekä niiden perusteluja.
Esimerkkikysymys 1: Vahvan hapon liuoksen pH:n laskeminen
Kysymys:
Laske 0,01 M:n pitoisuuden omaavan HCl-liuoksen (suolahappoliuoksen) pH.
Keskustelu:
HCl on vahva happo, joka liukenee täydellisesti veteen:
\[ \text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
Koska HCl on täysin dissosioitunut, vetyionien \([H^+]\) pitoisuus liuoksessa on sama kuin HCl:n alkuperäinen pitoisuus, joka on 0,01 M.
\[ [H^+] = 0,01 \, \text{M} \]
Seuraavaksi käytämme pH-kaavaa:
\[ \text{pH} = -\log [H^+] \]
\[ \pH-arvo = -\log(0,01) \]
\[ \text{pH} = -\log(10^{-2}) \]
\[ \pH = 2 \]
Joten 0,01 M HCl-liuoksen pH on 2.
Esimerkkikysymys 2: Vahvan emäsliuoksen pH:n laskeminen
Kysymys:
Laske 0,001 M:n NaOH-liuoksen (natriumhydroksidiliuoksen) pH.
Keskustelu:
NaOH on vahva emäs, joka liukenee täydellisesti veteen:
\[ \text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
Hydroksidi-ionien \([OH^-]\) pitoisuus liuoksessa on sama kuin NaOH:n alkuperäinen pitoisuus, eli 0,001 M.
\[ [OH^-] = 0,001 \, \text{M} \]
Seuraavaksi laskemme pOH:n:
\[ \text{pOH} = -\log[OH^-] \]
\[ \pOH} = -\log(0,001) \]
\[ \text{pOH} = -\log(10^{-3}) \]
\[ \pOH} = 3 \]
Sen jälkeen käytämme pH:n ja pOH:n välistä suhdetta:
\[ \pH} + \pOH} = 14 \]
\[ \pH-arvo + 3 = 14 \]
\[ \pH = 11 \]
Joten 0,001 M NaOH-liuoksen pH on 11.
Esimerkkikysymys 3: Heikon hapon liuoksen pH:n laskeminen
Kysymys:
Laske CH3COOH-liuoksen (etikkahappo) pH, kun liuoksen pitoisuus on 0,01 M ja dissosiaatiovakio on \(K_a = 1,8 \times 10^{-5}\).
Keskustelu:
Kun meillä on heikko happo, kuten etikkahappo, joka ei dissosioidu kokonaan, meidän on käytettävä hapon dissosiaatiovakiota (\(K_a\)) H+-ionien pitoisuuden löytämiseksi liuoksessa.
Etikkahapon dissosiaatioyhtälö vedessä:
\[ \text{CH}_3\text{COOH} \leftrightarrow \text{H}^+ + \text{CH}_3\text{COO}^- \]
Dissosiaatiovakio (\(K_a\)):
\[ K_a = \frac{[H^+] [\text{CH}_3\text{COO}^-]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]} \]
Oletetaan, että vetyionien ja asetaatti-ionien pitoisuus on \(x\), niin:
\[K_a = \frac{x \cdot x}{0,01 – x} \]
Koska \(K_a\) on hyvin pieni, voimme olettaa, että \(0,01 – x \noin 0,01\):
\[1,8 kertaa 10^{-5} = \frac{x^2}{0,01} \]
\[ x^2 = 1,8 \x 10^{-5} \x 0,01 \]
\[ x^2 = 1,8 \x 10^{-7} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \times 10^{-7}} \]
\[ x \noin 1,34 \kertaa 10^{-4} \]
Vetyionien pitoisuus \([H^+]\) on siis \(1,34 \times 10^{-4} \, \text{M}\).
Seuraavaksi laskemme pH-arvon:
\[ \text{pH} = -\log [H^+] \]
\[ \text{pH} = -\log(1,34 \times 10^{-4}) \]
\[ \pH-arvo noin 3,87 \]
Joten 0,01 M etikkahappoliuoksen pH on noin 3,87.
Esimerkkikysymys 4: Heikon emäsliuoksen pH:n laskeminen
Kysymys:
Laske NH3 (ammoniakki) -liuoksen pH, kun liuoksen konsentraatio on 0,01 M ja emäksen dissosiaatiovakio on \(K_b = 1,8 \times 10^{-5}\).
Keskustelu:
NH3 on heikko emäs, joka ei dissosioidu kokonaan. Meidän on käytettävä emäksen dissosiaatiovakiota (\(K_b\)) löytääksemme OH^--ionien pitoisuuden liuoksessa.
Ammoniakin dissosiaatioreaktio vedessä:
\[ \text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
Emäksen dissosiaatiovakio (\(K_b\)):
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]} \]
Oletetaan, että ammoniumionien ja hydroksidionien pitoisuus on \(x\), niin:
\[K_b = \frac{x \cdot x}{0,01 – x} \]
Koska \(K_b\) on hyvin pieni, voimme olettaa, että \(0,01 – x \noin 0,01\):
\[1,8 kertaa 10^{-5} = \frac{x^2}{0,01} \]
\[ x^2 = 1,8 \x 10^{-5} \x 0,01 \]
\[ x^2 = 1,8 \x 10^{-7} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \times 10^{-7}} \]
\[ x \noin 1,34 \kertaa 10^{-4} \]
Joten hydroksidi-ionien ([OH^-]) konsentraatio on (1,34 × 10^{-4}, \text{M}\).
Seuraavaksi laskemme pOH:n:
\[ \text{pOH} = -\log[OH^-] \]
\[ \text{pOH} = -\log(1,34 × 10^{-4}) \]
\[ \pOH} \noin 3,87 \]
Sen jälkeen käytämme pH:n ja pOH:n välistä suhdetta:
\[ \pH} + \pOH} = 14 \]
\[ \pH-arvo + 3,87 = 14 \]
\[ \pH-arvo noin 10,13 \]
Joten 0,01 M ammoniakkiliuoksen pH on noin 10,13.
Johtopäätös
PH-arvoa tutkittaessa on tärkeää ymmärtää vahvojen ja heikkojen happojen ja emästen välinen ero ja miten kukin dissosioituu liuoksessa. Tämä vaikuttaa suoraan siihen, miten laskemme tietyn liuoksen pH:n. PH:n laskeminen edellyttää logaritmien ja kemian perusperiaatteiden käyttöä. Näiden käsitteiden ymmärtäminen voi auttaa meitä monissa kemian ja biologian jokapäiväisissä sovelluksissa.
