არენიუსის მჟავებისა და ფუძეების შესახებ კითხვებისა და განხილვის მაგალითები
მჟავები და ფუძეები ქიმიის ფუნდამენტური ცნებებია. მჟავებისა და ფუძეების ქცევის ასახსნელად ერთ-ერთი ყველაზე ცნობილი თეორია არენიუსის თეორიაა. არენიუსის თანახმად, მჟავა არის ნაერთი, რომელიც წყალში გახსნისას წარმოქმნის H⁺ (ან H₃O⁺) იონებს, ხოლო ფუძე არის ნაერთი, რომელიც წყალში გახსნისას წარმოქმნის OH⁻ იონებს. ამ სტატიაში განვიხილავთ არენიუსის თეორიის მიხედვით მჟავებსა და ფუძეებთან დაკავშირებულ რამდენიმე მაგალითს, მათ ამონახსნებთან ერთად.
მაგალითი კითხვა 1
კითხვა:
0,1 M მარილმჟავას (HCl) ხსნარი იხსნება წყალში. გამოთვალეთ H⁺ იონების კონცენტრაცია ხსნარში.
დისკუსია:
არენიუსის თეორიის თანახმად, HCl მჟავაა, რადგან წყალში გახსნისას წარმოქმნის H⁺ იონებს. წყალში HCl-ის იონიზაციის განტოლება შემდეგია:
\[ HCl} \-დან \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
HCl-ის საწყისი კონცენტრაციაა 0,1 M. რადგან HCl არის ძლიერი მჟავა, რომელიც სრულად იონიზდება წყალხსნარში, HCl-ის თითოეული მოლეკულა წარმოქმნის ერთ H⁺ იონს და ერთ Cl⁻ იონს. შესაბამისად, ხსნარში H⁺ იონების კონცენტრაცია ასევე უდრის HCl-ის კონცენტრაციას, კერძოდ:
\[ [\text{H}^+] = 0,1 \text{M} \]
ამგვარად, 0,1 M HCl ხსნარში H⁺ იონების კონცენტრაცია 0,1 M-ია.
მაგალითი კითხვა 2
კითხვა:
გამოთვალეთ 0,01 M აზოტმჟავას (HNO₃) ხსნარის pH.
დისკუსია:
HNO₃ არის ძლიერი მჟავა, რომელიც წყალში სრულად იონიზდება, ამიტომ HNO₃-ის იონიზაციის განტოლება შემდეგია:
\[ \text{HNO}_3 \to \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
HNO₃-ის მოცემული კონცენტრაციაა 0,01 M. რადგან HNO₃ ძლიერი მჟავაა, HNO₃-ის თითოეული მოლეკულა წარმოქმნის ერთ H⁺ იონს. შესაბამისად, ხსნარში H⁺ იონების კონცენტრაცია ტოლია HNO₃-ის კონცენტრაციისა, კერძოდ:
\[ [\text{H}^+] = 0,01 \text{M} \]
pH-ის გამოთვლა შესაძლებელია ფორმულის გამოყენებით:
pH = -log [H^+]
H⁺ იონების კონცენტრაციის ფორმულაში ჩასმით, ვიღებთ:
pH = -log (0,01) = -log (10^{-2}) = 2]
ასე რომ, 0,01 M HNO₃ ხსნარის pH არის 2.
მაგალითი კითხვა 3
კითხვა:
განსაზღვრეთ OH⁻ იონების კონცენტრაცია 0,05 M NaOH ხსნარში.
დისკუსია:
NaOH არის ძლიერი ფუძე, რომელიც წყალში სრულად იონიზდება, ამიტომ NaOH-ის იონიზაციის განტოლება შემდეგია:
\[ \text{NaOH} \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
მოცემული NaOH-ის კონცენტრაციაა 0,05 M. რადგან NaOH ძლიერი ფუძეა, თითოეული NaOH მოლეკულა წარმოქმნის ერთ OH⁻ იონს. შესაბამისად, ხსნარში OH⁻ იონების კონცენტრაცია უდრის NaOH-ის კონცენტრაციას, კერძოდ:
\[ [\text{OH}^-] = 0,05 \text{M} \]
ამგვარად, OH⁻ იონების კონცენტრაცია 0,05 M NaOH ხსნარში 0,05 M-ია.
მაგალითი კითხვა 4
კითხვა:
გამოთვალეთ 0,01 M KOH ხსნარის pH.
დისკუსია:
KOH არის ძლიერი ფუძე, რომელიც წყალში სრულად იონიზდება. წყალში KOH-ის იონიზაციის განტოლება შემდეგია:
\[ KOH} \-დან \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
მოცემული KOH კონცენტრაციაა 0,01 M. რადგან KOH ძლიერი ფუძეა, თითოეული KOH მოლეკულა წარმოქმნის ერთ OH⁻ იონს. შესაბამისად, ხსნარში OH⁻ იონების კონცენტრაცია ტოლია KOH კონცენტრაციისა, კერძოდ:
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \text{M} \]
pH არის ხსნარში H⁺ იონების კონცენტრაციის საზომი. ჩვენ შეგვიძლია გამოვიყენოთ pH-ს, H⁺ იონებსა და OH⁻ იონებს შორის დამოკიდებულება, რომელიც მოცემულია წყლის იონური ნამრავლით (კვტ):
\[ \text{Kw} = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 \ჯერ 10^{-14} \]
[OH⁻]-ის მნიშვნელობის ცოდნით, შეგვიძლია გამოვთვალოთ [H⁺]:
\[ [\text{H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \text{M} \]
pH-ის გამოთვლა შესაძლებელია ფორმულის გამოყენებით:
pH = -log [H^+]
H⁺ იონების კონცენტრაციის ფორმულაში ჩასმით, ვიღებთ:
pH = -log (1 x 10^{-12}) = 12]
ასე რომ, 0,01 M KOH ხსნარის pH არის 12.
მაგალითი კითხვა 5
კითხვა:
ხსნარის pH = 3. გამოთვალეთ H⁺ იონების კონცენტრაცია ხსნარში.
დისკუსია:
pH არის ხსნარში H⁺ იონების კონცენტრაციის საზომი და შეიძლება გამოისახოს ფორმულით:
pH = -log [H^+]
H⁺ იონების კონცენტრაციის გამოსათვლელად, ფორმულას ვცვლით შემდეგნაირად:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \]
მოცემული pH მნიშვნელობების შეყვანით, ჩვენ ვიღებთ:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \text{M} \]
ამგვარად, pH = 3-ის მქონე ხსნარში H⁺ იონების კონცენტრაცია 0,001 M-ია.
მაგალითი კითხვა 6
კითხვა:
NH₄OH ხსნარის კონცენტრაცია 0,1 M-ია. გამოთვალეთ ხსნარის pH, თუ NH₄OH-ის Kb მნიშვნელობა 1,8 x 10⁻⁵-ია.
დისკუსია:
NH₄OH სუსტი ფუძეა, რომელიც წყალში სრულად არ იონიზდება. წყალში NH₄OH-ის იონიზაციის განტოლება შემდეგია:
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
NH₄OH-ის იონიზაციის წონასწორობის მუდმივას ეწოდება Kb და მოცემულია შემდეგნაირად:
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
რადგან NH₄OH სუსტი ფუძეა, OH⁻ იონების კონცენტრაციის გამოსათვლელად Kb-ს ვიყენებთ. თუ ვივარაუდებთ, რომ \(x\) იონიზებული NH₄OH-ის კონცენტრაციაა, იონიზაციის განტოლება ასე გამოიყურება:
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \approx \frac{x^2}{0,1} \]
რადგან Kb-ს მნიშვნელობა ძალიან მცირეა, ჩვენ ვივარაუდებთ \(0,1 – x \დაახლოებით 0,1\):
\[ 1,8 \ჯერ 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
\[ x^2 = 1,8 \times 10^{-6} \]
x = 1,8 x 10^{-6}}
x \დაახლოებით 1,34 \ჯერ 10^{-3} \text{ M} \]
ამგვარად, OH⁻ იონების კონცენტრაციაა \(1,34 \ჯერ 10^{-3} \text{M}\).
ამ კონცენტრაციიდან შეგვიძლია გამოვთვალოთ H⁺ იონების კონცენტრაცია Kw-ს გამოყენებით:
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \times 10^{-14}}{1,34 \times 10^{-3}} \]
\[ [\text{H}^+] = 7,46 \times 10^{-12} \text{M} \]
pH:
pH = -log (7,46 x 10^{-12})
pH დაახლოებით 11,13
ამგვარად, 0,1 M NH₄OH ხსნარის pH დაახლოებით 11,13-ია.
დასკვნა
არენიუსის თეორია ღირებულ საფუძველს იძლევა იმის გასაგებად, თუ როგორ იქცევიან მჟავები და ფუძეები ხსნარში. ამ განხილვაში განვიხილეთ რამდენიმე მაგალითი, რომელიც ასახავს, თუ როგორ შეიძლება ამ კონცეფციების გამოყენება H⁺ და OH⁻ იონების კონცენტრაციების და სხვადასხვა ხსნარის pH-ის გამოსათვლელად. ამ თეორიის გაგება აუცილებელია ქიმიის სფეროში კარიერის მსურველი ნებისმიერი ადამიანისთვის, იქნება ეს საშუალო სკოლაში თუ უმაღლეს სასწავლებელში.
