Piemēru jautājumi par skābju un bāzu pH līmeni
Runājot par skābēm un bāzēm, viens svarīgs jēdziens, kas mums jāsaprot, ir pH. pH ir šķīduma skābuma vai sārmainības mērs. Viena no pH noteikšanas formulām ir:
\[ \text{pH} = -\log[H^+] \]
Šajā formulā \([H^+]\) ir ūdeņraža jonu koncentrācija šķīdumā, mērīta molaritātē (\(\text{mol/L}\)). Papildus pH ir arī \(\text{pOH}\), ko izmanto, lai noteiktu šķīduma bāziskumu:
\[ \text{pOH} = -\log[OH^-] \]
Tad pH un pOH attiecību nosaka šāds vienādojums:
\[ \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
Zemāk mēs apspriedīsim vairākus jautājumu piemērus par to, kā aprēķināt skābju un bāzu šķīdumu pH, kā arī to apspriešanu.
1. piemēra jautājums: Stipri skābes šķīduma pH aprēķināšana
Jautājums:
Aprēķiniet HCl (sālsskābes) šķīduma pH līmeni ar koncentrāciju 0,01 M.
Diskusija:
HCl ir spēcīga skābe, kas pilnībā disociējas ūdenī:
\[ \text{HCl} \rightbult \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
Tā kā HCl ir pilnībā disociēts, ūdeņraža jonu ([H^+]) koncentrācija šķīdumā būs tāda pati kā sākotnējā HCl koncentrācija, kas ir 0,01 M.
\[ [H^+] = 0,01 \, \text{M} \]
Tālāk mēs izmantojam pH formulu:
\[ \text{pH} = -\log[H^+] \]
\[ \text{pH} = -\log (0,01) \]
\[ \text{pH} = -\log(10^{-2}) \]
\[ \text{pH} = 2 \]
Tātad 0,01 M HCl šķīduma pH ir 2.
2. jautājuma piemērs: Stipri bāzes šķīduma pH aprēķināšana
Jautājums:
Aprēķiniet NaOH (nātrija hidroksīda) šķīduma pH līmeni ar koncentrāciju 0,001 M.
Diskusija:
NaOH ir spēcīga bāze, kas pilnībā disociējas ūdenī:
\[ \text{NaOH} \rightbult \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
Hidroksīda jonu ([OH^-]) koncentrācija šķīdumā būs tāda pati kā NaOH sākotnējā koncentrācija, proti, 0,001 M.
\[ [OH^-] = 0,001 \, \text{M} \]
Tālāk mēs aprēķinām pOH:
\[ \text{pOH} = -\log[OH^-] \]
\[ \text{pOH} = -\log (0,001) \]
\[ \text{pOH} = -\log(10^{-3}) \]
\[ \text{pOH} = 3 \]
Pēc tam mēs izmantojam pH un pOH attiecību:
\[ \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
\[ \text{pH} + 3 = 14 \]
\[ \text{pH} = 11 \]
Tātad 0,001 M NaOH šķīduma pH ir 11.
3. piemēra jautājums: vājas skābes šķīduma pH aprēķināšana
Jautājums:
Aprēķiniet CH3COOH (etiķskābes) šķīduma pH, ja tā koncentrācija ir 0,01 M un disociācijas konstante ir \(K_a = 1,8 \x 10^{-5}}).
Diskusija:
Kad mums ir vāja skābe, piemēram, etiķskābe, kas pilnībā nedisociējas, mums jāizmanto skābes disociācijas konstante (\(K_a\)), lai atrastu H+ jonu koncentrāciju šķīdumā.
Etiķskābes disociācijas vienādojums ūdenī:
\[ \text{CH}_3\text{COOH} \leftrightarrow \text{H}^+ + \text{CH}_3\text{COO}^- \]
Disociācijas konstante (\(K_a\)):
\[ K_a = \frac{[H^+] [\text{CH}_3\text{COO}^-]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]} \]
Pieņemsim, ka ūdeņraža jonu un acetāta jonu koncentrācija ir \(x\), tad:
\[K_a = \frac{x \cdot x}{0,01 – x} \]
Tā kā \(K_a\) ir ļoti mazs, varam pieņemt, ka \(0,01 – x \aptuveni 0,01\):
\[1,8 x 10^{-5} = \frac{x^2}{0,01} \]
\[x^2 = 1,8 \reiz 10^{-5} \reiz 0,01 \]
\[x^2 = 1,8 \reiz 10^{-7} \]
\[x = \sqrt{1,8 \reiz 10^{-7}} \]
\[ x \aptuveni 1,34 \reiz 10^{-4} \]
Tātad, ūdeņraža jonu koncentrācija \([H^+]\) ir \(1,34 \x 10^{-4} \, \text{M}\).
Tālāk mēs aprēķinām pH līmeni:
\[ \text{pH} = -\log[H^+] \]
\[ \text{pH} = -\log (1,34 x 10^{-4}) \]
\[ \text{pH} \aptuveni 3,87 \]
Tātad 0,01 M etiķskābes šķīduma pH ir aptuveni 3,87.
4. piemēra jautājums: Vājas bāzes šķīduma pH aprēķināšana
Jautājums:
Aprēķiniet NH3 (amonjaka) šķīduma pH vērtību ar koncentrāciju 0,01 M un bāzes disociācijas konstanti (K_b = 1,8 × 10^{-5}).
Diskusija:
NH3 ir vāja bāze, kas pilnībā nedisociējas. Lai atrastu OH^- jonu koncentrāciju šķīdumā, jāizmanto bāzes disociācijas konstante (\(K_b\)).
Amonjaka disociācijas reakcija ūdenī:
\[ \text{NH}_3 + \text{H}_2 \text{O} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
Bāzes disociācijas konstante (\(K_b\)):
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]} \]
Pieņemsim, ka amonija jonu un hidroksīda jonu koncentrācija ir \(x\), tad:
\[K_b = \frac{x \cdot x}{0,01 – x} \]
Tā kā \(K_b\) ir ļoti mazs, varam pieņemt, ka \(0,01 – x \aptuveni 0,01\):
\[1,8 x 10^{-5} = \frac{x^2}{0,01} \]
\[x^2 = 1,8 \reiz 10^{-5} \reiz 0,01 \]
\[x^2 = 1,8 \reiz 10^{-7} \]
\[x = \sqrt{1,8 \reiz 10^{-7}} \]
\[ x \aptuveni 1,34 \reiz 10^{-4} \]
Tātad hidroksīda jonu koncentrācija \([OH^-]\) ir \(1,34 \x 10^{-4} \, \text{M}\).
Tālāk mēs aprēķinām pOH:
\[ \text{pOH} = -\log[OH^-] \]
\[ \text{pOH} = -\log (1,34 \reiz 10^{-4}) \]
\[ \text{pOH} \aptuveni 3,87 \]
Pēc tam mēs izmantojam pH un pOH attiecību:
\[ \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
\[ \text{pH} + 3,87 = 14 \]
\[ \text{pH} \aptuveni 10,13 \]
Tātad 0,01 M amonjaka šķīduma pH ir aptuveni 10,13.
Secinājums
Pētot pH līmeni, ir svarīgi saprast atšķirību starp stiprām un vājām skābēm un bāzēm, kā arī to, kā katra no tām disociējas šķīdumā. Tas tieši ietekmē to, kā mēs aprēķinām dotā šķīduma pH līmeni. pH aprēķināšana ietver logaritmu un ķīmijas pamatprincipu izmantošanu. Šo jēdzienu izpratne var mums palīdzēt dažādos ikdienas ķīmijas un bioloģijas pielietojumos.
