Pavyzdiniai klausimai, kuriuose aptariamas rūgščių ir bazių stiprumas ir pH
Rūgščių ir šarmų stiprumas ir pH yra svarbios chemijos temos, ypač rūgščių ir bazių srityje. Šiame straipsnyje aptarsime, kaip nustatyti rūgščių ir šarmų stiprumą bei apskaičiuoti tirpalo pH, pasitelkdami kelis pavyzdinius uždavinius.
Įvadas į rūgštis ir bazes
Ir vienas
Rūgštis yra junginys, kuris ištirpęs vandenyje gali išskirti vandenilio jonus (H⁺). Pagal jų gebėjimą išskirti H⁺ jonus, rūgštys skirstomos į du tipus:
1. Stipri rūgštis: rūgštis, kuri tirpale 100 % disocijuoja, visiškai išskirdama H⁺ jonus. Pavyzdžiai: druskos rūgštis (HCl), sieros rūgštis (H₂SO₄), azoto rūgštis (HNO₃).
2. Silpna rūgštis: rūgštis, kuri tirpale disocijuojasi tik iš dalies, tik dalis molekulių išskiria H⁺ jonus. Pavyzdžiai: acto rūgštis (CH₃COOH), anglies rūgštis (H₂CO₃), vandenilio cianido rūgštis (HCN).
Basa
Bazė yra junginys, kuris ištirpęs vandenyje gali išskirti hidroksido jonus (OH⁻). Remiantis jų gebėjimu išskirti OH⁻ jonus, bazės taip pat skirstomos į dvi rūšis:
1. Stipri bazė: bazė, kuri tirpale 100 % disocijuojasi, visiškai išskirdama OH⁻ jonus. Pavyzdžiai: natrio hidroksidas (NaOH), kalio hidroksidas (KOH).
2. Silpna bazė: bazė, kuri tirpale disocijuojasi tik iš dalies, tik dalis molekulių išskiria OH⁻ jonus. Pavyzdžiai: amoniakas (NH₃), magnio hidroksidas (Mg(OH)₂).
pH koncepcija
pH yra tirpalo rūgštingumo arba šarmingumo matas. Jis apibrėžiamas kaip vandenilio jonų (H⁺) koncentracijos neigiamas logaritmas:
\[ \text{pH} = – \log[H⁺] \]
Baziniams tirpalams taip pat naudojamas pOH, kuris apibrėžiamas kaip hidroksido jonų (OH⁻) koncentracijos neigiamas logaritmas:
\[ \text{pOH} = – \log[OH⁻] \]
Ryšys tarp pH ir pOH yra toks:
\[ \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
pH 7 vadinamas neutraliu, pH mažesnis nei 7 – rūgštiniu, o pH didesnis nei 7 – šarminiu.
Pavyzdiniai klausimai ir diskusija
1 pavyzdžio klausimas: Stiprios rūgšties pH apskaičiavimas
Klausimas: Nustatykite 0,01 M HCl tirpalo pH.
Aptarimas: HCl yra stipri rūgštis, kuri visiškai disocijuojasi į H⁺ ir Cl⁻ jonus. Kadangi HCl ir H⁺ molinis santykis yra 1:1, H⁺ koncentracija yra 0,01 M.
\[ \text{pH} = – \log[H⁺] \]
\[ \text{pH} = – \log (0,01) \]
\[ \text{pH} = 2 \]
Taigi, 0,01 M HCl tirpalo pH yra 2.
2 pavyzdžio klausimas: Silpnos rūgšties pH apskaičiavimas
Klausimas: Nustatykite 0,1 M CH₃COOH (acto rūgšties) tirpalo pH, jei CH₃COOH K₁₁ yra 1,8 × 10⁻¹.
Aptarimas: Silpnos rūgštys visiškai nedisociuoja, todėl H⁺ koncentracijai nustatyti naudojame rūgšties disociacijos konstantą ( \(K_a \) ). CH₃COOH disociacijos lygtis yra:
\[ \text{CH₃ COOH} \rightleftharpoons \text{H⁺} + \text{CH₃ COO⁻} \]
Remiantis buferinio tirpalo taisykle, darome prielaidą, kad \(x \) yra susidariusių H⁺ jonų koncentracija:
\[K_a = \frac{ [H⁺][CH₃COO⁻] }{ [CH₃COOH] } \]
\[1,8 × 10^{-5} = \frac{ (x)(x)}{ 0,1 – x} \]
Kadangi x yra labai mažas, palyginti su 0,1 M, vardiklyje galime ignoruoti x:
\[1,8 × 10^{-5} \apytiksliai \frac{x^2}{0,1} \]
\[ x^2 \apytiksliai 1,8 \kartu 10^{-6} \]
\[ x \apytiksl. \sqrt{ 1,8 \x 10^{-6} } \]
\[ x \apytiksliai 1,34 \kartu 10^{-3} \]
Taigi, H⁺ koncentracija yra \(1,34 \x 10^{-3} \):
\[ \text{pH} = – \log[H⁺] \]
\[ \text{pH} = – \log (1,34 \x 10^{-3}) \]
\[ \text{pH} \apytiksliai 2,87 \]
Taigi, 0,1 M CH₃COOH tirpalo pH yra apie 2,87.
3 pavyzdžio klausimas: Stiprios bazės pH apskaičiavimas
Klausimas: Nustatykite 0,01 M NaOH tirpalo pH.
Aptarimas: NaOH yra stipri bazė, kuri visiškai disocijuojasi į Na⁺ ir OH⁻ jonus. Kadangi NaOH ir OH⁻ molinis santykis yra 1:1, OH⁻ koncentracija yra 0,01 M.
\[ \text{pOH} = – \log[OH⁻] \]
\[ \text{pOH} = – \log (0,01) \]
\[ \text{pOH} = 2 \]
Naudojant sąryšį (pH + pOH = 14):
\[ \text{pH} = 14 – \text{pOH} \]
\[ \text{pH} = 14–2 \]
\[ \text{pH} = 12 \]
Taigi, 0,01 M NaOH tirpalo pH yra 12.
4 pavyzdžio klausimas: Silpnos bazės pH apskaičiavimas
Klausimas: Nustatykite 0,1 M NH₃ tirpalo pH, jei NH₃ Kb yra 1,8 × 10⁻¹.
Aptarimas: Silpnos bazės visiškai nedisociuoja, todėl OH⁻ koncentracijai nustatyti naudojame bazės disociacijos konstantą ( \(K_b \) ). NH₃ disociacijos lygtis yra:
\[ \text{NH₃ + H₂O} \rightleftharpoons \text{NH₄⁺ + OH⁻} \]
Naudojant tą patį metodą kaip ir silpnoms rūgštims, darome prielaidą, kad η yra susidariusių OH⁻ jonų koncentracija:
\[ K_b = \frac{ [NH₄⁺][OH⁻] }{ [NH₃] } \]
\[ 1,8 \times 10^{-5} = \frac{ (y)(y) }{ 0,1 – y } \]
Darant prielaidą, kad y yra mažas, lygtis tampa tokia:
\[1,8 × 10^{-5} \apytiksliai \frac{y^2}{0,1} \]
\[y^2 \apytiksliai 1,8 \kartu 10^{-6} \]
\[y \apytiksl. \sqrt{ 1,8 \x 10^{-6} } \]
\[y \apytiksliai 1,34 \kartu 10^{-3} \]
OH⁻ koncentracija yra \(1,34 \x 10^{-3} \):
\[ \text{pOH} = – \log[OH⁻] \]
\[ \text{pOH} = – \log (1,34 × 10^{-3}) \]
\[ \text{pOH} \apytiksliai 2,87 \]
Naudojant sąryšį (pH + pOH = 14):
\[ \text{pH} = 14–2,87 \]
\[ \text{pH} \apytiksliai 11,13 \]
Taigi, 0,1 M NH₃ tirpalo pH yra apie 11,13.
Išvada
Tirpalo pH nustatymas ir rūgščių bei bazių stiprumo supratimas yra esminiai chemijos pagrindai. Stiprios rūgštys ir bazės tirpale visiškai disocijuoja, o silpnos rūgštys ir bazės – tik iš dalies. Naudojant \(K_a \) ir \(K_b \) lengva apskaičiuoti silpnų rūgščių ir bazių pH. Šie įgūdžiai yra būtini taikant juos įvairiose srityse, įskaitant pramoninę, farmacijos ir aplinkos chemiją. Suprasdami sąvokas ir studijuodami pavyzdžius, galime lengviau spręsti su pH ir rūgščių-bazių stiprumu susijusias problemas kasdieniame gyvenime.
