Esimerkkikysymyksiä vahvojen happojen ja vahvojen emästen pH:sta
pH eli vedyn potentiaali on liuoksen happamuuden tai emäksisyyden mitta. PH-asteikko vaihtelee välillä 0–14, jossa alle 7:n arvot osoittavat happaman liuoksen, yli 7:n emäksisen liuoksen ja 7 neutraalin liuoksen. Tässä artikkelissa käsittelemme useita esimerkkiongelmia, jotka liittyvät vahvojen happojen ja vahvojen emästen pH-arvoon sekä niiden liuoksiin.
Johdanto
pH:n peruskäsitteet
pH on mitta, jota käytetään liuoksen happamuuden tai emäksisyyden määrittämiseen vetyionien (H+) pitoisuuden perusteella. PH:n laskemisen peruskaava on:
\[ \text{pH} = -\log{[H^+]} \]
Jossa [H+] on vetyionipitoisuus mol/l.
Toisaalta emäksisille liuoksille (vahvat emäkset) voimme ensin laskea pOH:n ja sitten muuntaa sen pH:ksi seuraavalla kaavalla:
\[ \text{pOH} = -\log{[OH^-]} \]
\[ \pH = 14 – \pOH} \]
Vahva happo vs. heikko happo
Vahva happo on happo, joka ionisoituu täydellisesti vesiliuoksessa. Tämä tarkoittaa, että H+-ionien pitoisuus liuoksessa on yhtä suuri kuin itse hapon pitoisuus. Esimerkkejä vahvoista hapoista ovat HCl (suolahappo), HNO3 (typpihappo) ja H2SO4 (rikkihappo).
Sitä vastoin heikot hapot eivät ionisoidu kokonaan liuoksessa, joten niiden pH-laskelmat ovat monimutkaisempia ja vaativat happamuusvakion (Ka) käsitteen.
Vahva emäs vs. heikko emäs
Kuten vahvat hapot, myös vahvat emäkset ionisoituvat täysin vesiliuoksessa. Esimerkkejä vahvoista emäksistä ovat NaOH (natriumhydroksidi) ja KOH (kaliumhydroksidi).
Heikot emäkset ionisoituvat vain osittain ja vaativat emäksisyysvakion (Kb) käsitteen pH:n laskemiseksi.
Katso myös Soal ja Pembahasan
Esimerkkikysymys 1: Vahva happo
> Laske 0.01 M HCl-liuoksen pH.
Keskustelu:
Koska HCl on vahva happo, se ionisoituu täysin liuoksessa.
\[ \text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
H+-ionien pitoisuus liuoksessa on sama kuin annetun HCl:n pitoisuus, eli 0.01 M.
\[ [H^+] = 0.01 \, \text{M} \]
pH-kaavan käyttäminen:
\[ \text{pH} = -\log{[H^+]} = -\log{0.01} = -\log{10^{-2}} = 2 \]
Joten 0.01 M HCl-liuoksen pH on 2.
Esimerkkikysymys 2: Vahvat emäkset
> Laske 0.001 M NaOH-liuoksen pH.
Keskustelu:
NaOH on vahva emäs ja ionisoituu täysin liuoksessa.
\[ \text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
OH⁻-ionien pitoisuus liuoksessa on sama kuin NaOH:n pitoisuus, eli 0.001 M.
\[ [OH^-] = 0.001 \, \text{M} = 10^{-3} \, \text{M} \]
Laske ensin pOH:
\[ \text{pOH} = -\log[OH^-] = -\log{10^{-3}} = 3 \]
Muunna pOH pH:ksi:
\[ \pH = 14 – \pOH = 14 – 3 = 11 \]
Joten 0.001 M NaOH-liuoksen pH on 11.
Esimerkkikysymys 3: Rikkihappo (H2SO4)
> Laske 0.01 M H2SO4-liuoksen pH.
Keskustelu:
H2SO4 on vahva happo, jolla on kaksi ionisaatiovaihetta. Ensimmäinen vaihe:
\[ \text{H2SO4} \rightarrow \text{H}^+ + \text{HSO4}^- \]
Ensimmäisen vaiheen ionisaatiotulos vastaa 0.01 M H2SO4-pitoisuutta kullekin H+- ja HSO4^--ionille. Ensimmäinen vaihe tuottaa kuitenkin kaksi H+-ionia yhdestä H2SO4-molekyylistä.
Joten kokonais[H+]-pitoisuus on kaksinkertainen alkuperäiseen pitoisuuteen verrattuna:
\[ [H^+] = 2 \x 0.01 = 0.02 \]
pH-kaavan käyttäminen:
\[ \text{pH} = -\log{[H^+]} = -\log{0.02} = -\log{2 \times 10^{-2}} = -(\log{2} + \log{10^{-2}}) \]
Tiedoksi
\[ \log{2} \noin 0.301 \]
Niin:
\[ \text{pH} = -(0.301 + (-2)) = 1.699 \]
Joten 0.01 M H2SO4-liuoksen pH on noin 1.699.
Esimerkkikysymys 4: Vahva emäs (Ca(OH)2)
> Laske 0.005 M Ca(OH)2-liuoksen pH.
Keskustelu:
Ca(OH)2 on vahva emäs ja jokainen molekyyli antaa kaksi OH--ionia:
\[ \text{Ca(OH)2} \rightarrow \text{Ca}^{2+} + 2\text{OH}^- \]
OH--molekyylin pitoisuus on kaksinkertainen Ca(OH)2-molekyylin pitoisuuteen verrattuna, koska jokainen Ca(OH)2-molekyyli tuottaa kaksi OH--molekyyliä. Joten,
\[ [OH^-] = 2 \x 0.005 = 0.01 \, \text{M} \]
Laske ensin pOH:
\[ \text{pOH} = -\log{[OH^-]} = -\log{0.01} = -\log{10^{-2}} = 2 \]
Muunna pOH pH:ksi:
\[ \pH = 14 – \pOH = 14 – 2 = 12 \]
Joten 0.005 M Ca(OH)2-liuoksen pH on 12.
Johtopäätös
Tässä artikkelissa olemme käsitelleet pH-arvon laskemista useille vahvojen happojen ja vahvojen emästen liuoksille. Muista, että vahvojen happojen tai emästen tapauksessa oletamme niiden olevan täysin ionisoituneita liuoksessa. Siksi vahvan hapon H+-ionien ja vahvan emäksen OH--ionien pitoisuus on yhtä suuri kuin hapon tai emäksen alkuperäinen pitoisuus tarvittaessa stoikiometristen tekijöiden huomioon ottamisen jälkeen. Tämä yksinkertaistaa pH-laskelmia emäksisten pH- ja pOH-kaavojen avulla.
Tämän käsitteen ymmärtäminen on ratkaisevan tärkeää erityisesti kemian sovelluksissa, olipa kyseessä sitten kemian laboratorio, teollisuus tai arkielämä. Harjoittelemalla ja vankalla ymmärryksellä vahvojen happojen ja emästen pH:n laskeminen tulee olemaan yksinkertainen tehtävä.
