Пример питања и дискусија о Аренијусовим киселинама и базама
Киселине и базе су фундаментални појмови у хемији. Једна од најпознатијих теорија које објашњавају понашање киселина и база је Аренијусова теорија. Према Аренијусу, киселина је једињење које, када се раствори у води, производи H⁺ (или H₃O⁺) јоне, док је база једињење које, када се раствори у води, производи OH⁻ јоне. У овом чланку ћемо размотрити неколико примера проблема у вези са киселинама и базама према Аренијусовој теорији, заједно са њиховим решењима.
Пример питања 1
Питање:
Раствор хлороводоничне киселине (HCl) концентрације 0,1 M је растворен у води. Израчунајте концентрацију H⁺ јона у раствору.
пембахасан:
Према Аренијусовој теорији, HCl је киселина јер производи H⁺ јоне када се раствори у води. Једначина јонизације за HCl у води је следећа:
\[ \text{HCl} \to \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
Почетна концентрација HCl је 0,1 M. Пошто је HCl јака киселина која се потпуно јонизује у воденом раствору, сваки молекул HCl ће произвести један H⁺ јон и један Cl⁻ јон. Стога је концентрација H⁺ јона у раствору такође једнака концентрацији HCl, наиме:
\[ [\text{H}^+] = 0,1 \text{M} \]
Дакле, концентрација H⁺ јона у 0,1 M раствору HCl је 0,1 M.
Пример питања 2
Питање:
Израчунајте pH вредност 0,01 M раствора азотне киселине (HNO₃).
пембахасан:
HNO₃ је јака киселина која потпуно јонизује у води, тако да је једначина јонизације за HNO₃ следећа:
\[ \text{HNO}_3 \to \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
Дата концентрација HNO₃ је 0,01 M. Пошто је HNO₃ јака киселина, сваки молекул HNO₃ ће произвести један H⁺ јон. Стога је концентрација H⁺ јона у раствору једнака концентрацији HNO₃, наиме:
\[ [\text{H}^+] = 0,01 \text{M} \]
pH се може израчунати помоћу формуле:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Уношењем концентрације H⁺ јона у формулу, добијамо:
\[ \text{pH} = -\log (0,01) = -\log (10^{-2}) = 2 \]
Дакле, pH вредност 0,01 M раствора HNO₃ је 2.
Пример питања 3
Питање:
Одредити концентрацију OH⁻ јона у 0,05 M раствору NaOH.
пембахасан:
NaOH је јака база која се потпуно јонизује у води, тако да је једначина јонизације за NaOH следећа:
\[ \тект{НаОХ} \у \тект{На}^+ + \тект{ОХ}^- \]
Дата концентрација NaOH је 0,05 M. Пошто је NaOH јака база, сваки молекул NaOH ће произвести један OH⁻ јон. Стога је концентрација OH⁻ јона у раствору једнака концентрацији NaOH, наиме:
\[ [\text{OH}^-] = 0,05 \text{M} \]
Дакле, концентрација OH⁻ јона у 0,05 M раствору NaOH је 0,05 M.
Пример питања 4
Питање:
Израчунајте pH вредност 0,01 M раствора KOH.
пембахасан:
KOH је јака база која потпуно јонизује у води. Једначина јонизације за KOH у води је следећа:
\[ \text{KOH} \to \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
Дата концентрација KOH је 0,01 M. Пошто је KOH јака база, сваки молекул KOH ће произвести један OH⁻ јон. Стога је концентрација OH⁻ јона у раствору једнака концентрацији KOH, наиме:
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \text{M} \]
pH је мера концентрације H⁺ јона у раствору. Можемо користити везу између pH, H⁺ јона и OH⁻ јона дату производом јона воде (Kw):
\[ \text{Kw} = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 \пута 10^{-14} \]
Знајући вредност [OH⁻], можемо израчунати [H⁺]:
\[ [\text{H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1 \puts 10^{-14}}{0,01} = 1 \puts 10^{-12} \text{M} \]
pH се може израчунати помоћу формуле:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Уношењем концентрације H⁺ јона у формулу, добијамо:
\[ \text{pH} = -\log (1 \puta 10^{-12}) = 12 \]
Дакле, pH вредност 0,01 М раствора KOH је 12.
Пример питања 5
Питање:
Раствор има pH = 3. Израчунајте концентрацију H⁺ јона у раствору.
пембахасан:
pH је мера концентрације H⁺ јона у раствору и може се изразити формулом:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Да бисмо израчунали концентрацију H⁺ јона, мењамо формулу у:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \]
Уношењем датих pH вредности, добијамо:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \text{ M} \]
Дакле, концентрација H⁺ јона у раствору са pH = 3 је 0,001 M.
Пример питања 6
Питање:
Раствор NH₄OH има концентрацију од 0,1 M. Израчунајте pH раствора ако је Kb вредност за NH₄OH 1,8 x 10⁻⁵.
пембахасан:
NH₄OH је слаба база која се не јонизује потпуно у води. Једначина јонизације за NH₄OH у води је следећа:
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
Константа равнотеже за јонизацију NH₄OH назива се Kb и дата је са:
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
Пошто је NH₄OH слаба база, користимо Kb да израчунамо концентрацију OH⁻ јона. Под претпоставком да је \(x\) концентрација јонизованог NH₄OH, једначина јонизације постаје:
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \approx \frac{x^2}{0,1} \]
Пошто је вредност Kb веома мала, претпостављамо да је \(0,1 – x \приближно 0,1\):
\[1,8 \пута 10^{-5} = \фракт{x^2}{0,1} \]
\[ x^2 = 1,8 \пута 10^{-6} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \puta 10^{-6}} \]
\[ x \приближно 1,34 \пута 10^{-3} \текст{ M} \]
Дакле, концентрација OH⁻ јона је \(1,34 \пута 10^{-3} \текст{ M}\).
Из ове концентрације, можемо израчунати концентрацију H⁺ јона користећи Kw:
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \пута 10^{-14}}{1,34 \пута 10^{-3}} \]
\[ [\text{H}^+] = 7,46 \puta 10^{-12} \text{ M} \]
пХ:
\[ \text{pH} = -\log (7,46 \puta 10^{-12}) \]
\[ \text{pH} \приближно 11,13 \]
Дакле, pH вредност 0,1 M раствора NH₄OH је око 11,13.
Закључак
Аренијусова теорија пружа драгоцену основу за разумевање понашања киселина и база у раствору. У овој дискусији, размотрили смо неколико примера проблема који илуструју како се ови концепти могу користити за израчунавање концентрација H⁺ и OH⁻ јона и pH вредности различитих раствора. Разумевање ове теорије је неопходно за свакога ко се бави хемијом, било на нивоу средње школе или високог образовања.
