Dæmi um spurningar sem fjalla um styrk og pH gildi sýra og basa
Styrkur sýru og basa og pH eru mikilvæg efni í efnafræði, sérstaklega á sviði sýra og basa. Í þessari grein munum við ræða hvernig á að ákvarða sýru- og basastyrk og reikna pH lausnar með því að nota nokkur dæmi.
Inngangur að sýrum og basum
Ásam
Sýra er efnasamband sem getur gefið frá sér vetnisjónir (H⁺) þegar það er leyst upp í vatni. Byggt á getu þeirra til að gefa frá sér H⁺ jónir eru sýrur flokkaðar í tvo flokka:
1. Sterk sýra: Sýra sem leysist upp að 100% í lausn og losar H⁺ jónir að fullu. Dæmi: Saltsýra (HCl), brennisteinssýra (H₂SO₄), saltpéturssýra (HNO₃).
2. Veik sýra: Sýra sem leysist aðeins að hluta upp í lausn, aðeins sumar sameindirnar gefa frá sér H⁺ jónir. Dæmi: Ediksýra (CH₃COOH), kolsýra (H₂CO₃), blásýra (HCN).
grunn
Basi er efnasamband sem getur losað hýdroxíðjónir (OH⁻) þegar það er leyst upp í vatni. Basar eru flokkaðir í tvo flokka eftir getu þeirra til að losa OH⁻ jónir:
1. Sterkur basi: Basi sem leysist upp að 100% í lausn og losar OH⁻ jónir að fullu. Dæmi: Natríumhýdroxíð (NaOH), kalíumhýdroxíð (KOH).
2. Veikur basi: Basi sem leysist aðeins að hluta til upp í lausn, aðeins sumar sameindirnar gefa frá sér OH⁻ jónir. Dæmi: Ammoníak (NH₃), magnesíumhýdroxíð (Mg(OH)₂).
pH hugtakið
pH er mælikvarði á sýrustig eða basastig lausnar. Það er skilgreint sem neikvæður lógaritmi af styrk vetnisjónarinnar (H⁺):
[pH = – log [H⁺]]
Fyrir basískar lausnir er pOH einnig notað, sem er skilgreint sem neikvæður lógaritmi af styrk hýdroxíðjónarinnar (OH⁻):
\[ \text{pOH} = – \log [OH⁻] \]
Sambandið milli pH og pOH er:
[pH + pOH = 14]
pH 7 er kallað hlutlaust, pH lægra en 7 er súrt og pH hærra en 7 er basískt.
Dæmi um spurningar og umræður
Dæmispurning 1: Að reikna út pH sterkrar sýru
Spurning: Ákvarðið pH (pH) 0,01 M HCl lausnar.
Umræða: HCl er sterk sýra sem klofnar alveg í H⁺ og Cl⁻ jónir. Þar sem mólhlutfallið milli HCl og H⁺ er 1:1, er styrkur H⁺ 0,01 M.
[pH = – log [H⁺]]
[pH = – log (0,01)]
\[ \text{pH} = 2 \]
Þannig að pH-gildið í 0,01 M HCl lausn er 2.
Dæmispurning 2: Útreikningur á pH veikrar sýru
Spurning: Ákvarðið pH (pH) 0,1 M CH₃COOH (ediksýru) lausnar ef \(K_a \) CH₃COOH er \( 1,8 \times 10^{-5} \).
Umræða: Veikar sýrur klofna ekki alveg, þannig að við notum klofnunarstuðulinn sýrunnar (\(K_a \) ) til að ákvarða styrk H⁺. Fyrir CH₃COOH er klofnunarjafnan:
[ \text{CH₃ COOH} \rightleftharpoons \text{H⁺} + \text{CH₃ COO⁻} \]
Samkvæmt reglunni um stuðpúðalausn gerum við ráð fyrir að \(x \) sé styrkur myndaðra H⁺ jóna:
\[ K_a = \frac{ [H⁺][CH₃ COO⁻] }{ [CH₃ COOH] } \]
[1,8 × 10⁻⁶ = (x)(x)² = 0,1 × x]
Þar sem \(x \) er mjög lítið miðað við 0,1 M, getum við hunsað x í nefnaranum:
[1,8 x 10⁻⁶ = 0,1]
\[ x^2 \u.þ.b. 1,8 \times 10^{-6} \]
[x = u.þ.b. 1,8 x 10⁻⁶]
[x = u.þ.b. 1,34 sinnum 10⁻³]
Þannig að styrkur H⁺ er (1,34 × 10⁻³):
[pH = – log [H⁺]]
[pH = – log (1,34 sinnum 10-3)]
pH gildið er u.þ.b. 2,87.
Þannig er pH-gildi 0,1 M CH₃COOH lausnar um 2,87.
Dæmispurning 3: Að reikna út pH sterks basa
Spurning: Ákvarðið pH 0,01 M NaOH lausnar.
Umræða: NaOH er sterkur basi sem klofnar alveg í Na⁺ og OH⁻ jónir. Þar sem mólhlutfallið milli NaOH og OH⁻ er 1:1, er styrkur OH⁻ 0,01 M.
\[ \text{pOH} = – \log [OH⁻] \]
[pOH = – log (0,01)]
\[ \text{pOH} = 2 \]
Með því að nota sambandið \( \text{pH} + \text{pOH} = 14 \):
[pH = 14 – pOH]
\[ \text{pH} = 14 – 2 \]
\[ \text{pH} = 12 \]
Þannig að pH-gildi 0,01 M NaOH lausnar er 12.
Dæmispurning 4: Útreikningur á pH veikburða basa
Spurning: Ákvarðið pH 0,1 M NH₃ lausnar ef \(K_b \) NH₃ er \(1,8 \times 10^{-5} \).
Umræða: Veikir basar klofna ekki alveg, þannig að við notum klofnunarstuðulinn fyrir basa (\(K_b \) ) til að ákvarða styrk OH⁻. Fyrir NH₃ er klofnunarjafnan:
\[ \text{NH₃ + H₂O} \rightleftharpoons \text{NH₄⁺ + OH⁻} \]
Með sömu aðferð og fyrir veikar sýrur gerum við ráð fyrir að \(y \) sé styrkur myndaðra OH⁻ jóna:
\[ K_b = \frac{ [NH₄⁺][OH⁻] }{ [NH₃] } \]
\[ 1,8 \x 10^{-5} = \frac{ (y)(y) }{ 0,1 – y } \]
Að því gefnu að \(y \) sé lítill, þá verður jafnan:
[1,8 × 10⁻⁶ = -5] = u.þ.b. y² = 0,1
\[ y^2 \u.þ.b. 1,8 \times 10^{-6} \]
\[ y \u.þ.b. \sqrt{ 1,8 \times 10^{-6} } \]
\[y \u.þ.b. 1,34 \times 10^{-3} \]
Styrkur OH⁻ er (1,34 x 10⁻):
\[ \text{pOH} = – \log [OH⁻] \]
[pOH = – log (1,34 sinnum 10-3)]
\[ \text{pOH} \u.þ.b. 2,87 \]
Með því að nota sambandið \( \text{pH} + \text{pOH} = 14 \):
\[ \text{pH} = 14 – 2,87 \]
pH gildið er u.þ.b. 11,13.
Þannig er pH-gildi 0,1 M NH₃ lausnar um það bil 11,13.
Niðurstaða
Að ákvarða pH-gildi lausnar og skilja styrkleika sýra og basa eru nauðsynleg undirstöðuatriði í efnafræði. Sterkar sýrur og basar sundrast alveg í lausn, en veikar sýrur og basar sundrast aðeins að hluta. Með því að nota \(K_a \) og \(K_b \) er auðvelt að reikna út pH-gildi veikra sýra og basa. Þessi færni er nauðsynleg fyrir notkun á ýmsum sviðum, þar á meðal iðnaðar-, lyfja- og umhverfisefnafræði. Með því að skilja hugtökin og læra dæmi getum við auðveldlegar leyst vandamál sem tengjast pH og sýru-basa styrk í daglegu lífi.
