pOH számítás – Gyors áttekintés

Egy oldat pOH-ját az oldatban lévő hidroxidionok moláris koncentrációjának 10 bázisú logaritmusának negatív értékeként határozzuk meg , azaz:

Ahogy a pH az oldat savasságának mértéke, a pOH az oldat bázikusságának mértéke.

Néha zavarba ejtő, hogy miért létezik és miért használják a pOH-t, ha a pH-skála ugyanazt az információt nyújtja, mint a pOH, bár közvetetten. Más szóval, nincs olyan információ, amelyet a pOH adhatna nekünk, amely már ne adja meg az oldat pH-ját.

Azonban sok olyan helyzet van, amikor könnyebb a pOH kiszámítása, mint a pH kiszámítása. Példa erre, amikor erős vagy gyenge bázisokból készítünk oldatokat, és egy másik, még hírhedtebb, amikor pufferoldatokat készítünk gyenge bázisból és konjugált sav sójából.

Általánosságban elmondható, hogy amikor lúgos oldat jelenlétében vagyunk, a pOH kiszámítása a savas oldat pH-értékének kiszámításához hasonlóan elvégezhető, egyszerűen mindenhol kicseréljük a hidrogénionokat (H ₃ O ⁺ ) hidroxidionok (OH ^. ), pH pOH, erős vagy gyenge sav erős vagy gyenge bázis, savassági állandó (K _a ) bázikussági állandó (K _b ).

A következő szakaszokban megvizsgáljuk a pOH kiszámításának folyamatát különböző helyzetekben és különböző típusú adatokból. Először azonban röviden áttekintjük a vizes oldat sav-bázis egyensúlyával kapcsolatos alapvető fogalmakat.

A víz ionegyensúlya

A vizes oldat savasságát vagy bázikusságát két tényező határozza meg: az oldott anyagként működő sav vagy bázis, és az oldószerként működő víz. A víz a savasság és bázikusság fogalmának legfontosabb részét képviseli, és valójában meghatározza, hogy mit értünk savas, lúgos és semleges oldaton.

Ugyanakkor a víz határozza meg a pH és a pOH skálát is, és ezt a minden vízmintában állandóan előforduló sav-bázis egyensúlynak köszönheti, amelyben egy vízmolekula savként működik, míg egy másik. mint alap:

Mivel a víz önmagában protonálódik és hidrolizál, ezt a reakciót a víz autoprotolízis reakciójának nevezik. Alternatív megoldásként ez az egyenlet leegyszerűsített formában is felírható egyszerű disszociációként:

Ez a reakció reverzibilis reakció , amely gyorsan eléri az egyensúlyt. Ezért társított egy egyensúlyi állandót, amelyet a víz ionos termékének vagy K _W állandójának neveznek , és amelyet a következőképpen adunk meg:

A 10-es bázis negatív logaritmusát az egyenlet mindkét oldalán figyelembe véve, a logaritmusok bizonyos tulajdonságait alkalmazva, valamint a pH és pOH definícióit felhasználva ez az egyenlet a következőképpen alakul:

Sztöchiometria szerint a tiszta vízben (amelyet semlegesnek tekintünk) a protonok (vagy hidroniumionok) és a hidroxid koncentrációja megegyezik egymással, és értéke 10 -7 M. Savas oldatban nagyobb a hidrogénionok ^{koncentrációja} , és ben Bázikus oldatban nagyobb a hidroxidionok koncentrációja. Ezen adatok alapján az alábbi következtetésekre juthatunk az oldat savasságára és lúgosságára vonatkozóan:

• A semleges oldat pH-ja és pOH-ja egyaránt 7.
• Egy savas oldat pH-ja <7, pOH-ja>7.
• A bázikus oldat pH-ja >7 és pOH-ja<7.

A savak és bázisok fogalma

Bármely oldat pOH-értékének kiszámításához először meg kell határoznunk, hogy milyen típusú oldott anyagokat tartalmaz. Általában három típusú oldott anyagot különböztetünk meg:

• Savas oldott anyagok, vagy egyszerűen savak.
• Bázikus oldott anyagok vagy bázisok.
• semleges oldott anyagok

Az egyszerűség kedvéért a Brønsted és Lowry-féle savak és bázisok koncepcióját fogjuk használni, amely szerint sav minden olyan anyag, amely képes protont adni a másiknak, bázis pedig minden olyan anyag, amely képes protont befogadni. Másrészt az oldott anyag akkor lesz semleges, ha nem képes a két dolog egyikére sem.

sav-bázis egyensúly

Amikor savakról és bázisokról beszélünk, meg kell különböztetni a savak két osztályát és a bázisok két osztályát. Mindkettő lehet erős savak vagy bázisok, vagy gyenge savak vagy bázisok. A kettő között az a különbség, hogy a második esetben reverzibilis reakcióról vagy sav-bázis egyensúlyról van szó, míg az erős savak és bázisok esetében azt feltételezzük, hogy disszociálnak vagy teljesen reagálnak (egyensúly nem jön létre).

Ennek azért van nagy jelentősége, mert egy oldat pOH-jának számításakor, ha gyenge savakról vagy bázisokról van szó, akkor kémiai egyensúlyt kell megoldanunk, ha viszont erősek, akkor nem.

Erős savak és bázisok oldatainak pOH-értékének kiszámítása

Kezdjük a legegyszerűbb esettel, amely megfelel az erős savak és bázisok oldatainak pOH-értékének kiszámításához. A konzisztens problémamegoldási mód fenntartása érdekében minden savak és bázisok esetében egy ICE táblázatot fogunk használni (Kezdeti koncentrációk, változás és koncentrációk egyensúlyban), hogy egyértelműen bemutassuk, hogyan változik a különböző ionok koncentrációja, amikor disszociálnak vagy hidrolizálnak oldott anyagok.

1. eset: Erős savak

Egy erős sav oldatának pOH-értékének kiszámításához a sav moláris koncentrációjából és a disszociációs egyenletből indulunk ki. A sav kezdeti koncentrációjával sztöchiometriával számítjuk ki az oldatban lévő protonok vagy hidroniumionok koncentrációját. Ezzel a koncentrációval határozzuk meg a pH-t, majd ebből számítjuk ki a pOH-t az előző egyenlet segítségével.

1. példa: Határozzuk meg egy 10-4 mólos sósavoldat pOH-értékét.

A sósav vagy a HCl egy erős sav, és disszociációs reakcióját a következők adják meg:

A HCl ICE táblázata ebben az esetben a következő lenne:

Amint látható, a hidrogén- és kloridionok nulla koncentrációjából indul ki. Ezután az összes HCl teljesen disszociál, ami után 10-4 ^M hidronium- és kloridion képződik, így egyensúlyi állapotban nem marad HCl, és a hidrogénion-koncentráció 10-4 ^m .

A pH definícióját használva:

Végül a pOH-t úgy számítjuk ki, hogy kivonjuk a pH-t 14-ből:

A várakozásoknak megfelelően az oldat pOH-értéke nagyobb, mint 7, ami összhangban van azzal a ténnyel, hogy az oldott anyag sav.

2. eset: Erős alapok

Erős bázisok esetén a folyamat valamivel közvetlenebb, mivel a bázis oldva közvetlenül hidroxidionokat termel. Ezeket sztöchiometriával, ICE táblázat segítségével határozzuk meg, végül a képletet alkalmazzuk a pOH közvetlen kiszámítására.

2. példa: Határozzuk meg egy 10-3 mólos nátrium-hidroxid-oldat pOH-értékét.

A nátrium-hidroxid vagy NaOH erős bázis, és disszociációs reakcióját a következők adják meg:

A NaOH ICE táblázata ebben az esetben:

Ismét a nátrium- és hidroxidionok nulla koncentrációjából indul ki. Ekkor az összes NaOH teljesen disszociál, mivel erős bázis, ami után 10-3 ^M nátriumion és hidroxidion képződik, így az egyensúly elérésekor nem marad NaOH, és a hidroxidionok koncentrációja 10 ^{– 3} M.

Most a pOH definícióját használva:

Ebben az esetben a pOH kisebb, mint 7, egyetértve azzal, hogy bázisról van szó.

3. eset: Gyenge savak

A gyenge savoldat pOH-értékének kiszámításának általános eljárása ugyanazokat a lépéseket követi, mint az erős savak esetében, azzal a különbséggel, hogy a hidrogén-koncentrációt nem tudjuk közvetlenül az ICE-táblázatból megkapni, mivel nem tudjuk, hogy a savnak mekkora hányada. disszociál az egyensúly elérése előtt.

A fentiek alapján egy további lépést is be kell építeni az eljárásba, amely az egyensúly megoldásából áll a hidrogénionok végső koncentrációjának meghatározásához. Ez a gyenge sav disszociációs állandójának felhasználásával történik.

3. példa: Határozzuk meg egy 10-4 moláris ecetsavoldat pOH-értékét, tudva, hogy a sav disszociációs állandója 1,75,10-5.

Az ecetsav gyenge szerves sav, disszociációs reakcióját a következő kémiai egyensúly adja:

A következő ICE táblázat a kezdeti koncentrációkat a végső koncentrációkhoz viszonyítja. Ebben az esetben, mivel nem tudjuk előre, hogy valójában mennyi sav disszociál, ezért a koncentrációjának változását ismeretlennel (x) kell kifejezni.

Az ismeretlen X megtalálásához elegendő az egyensúlyi állapotú fajok koncentrációi közötti összefüggést használni, amelyet a savassági állandó ad meg:

Ez az egyenlet a következőképpen írható át:

amely egy másodfokú egyenlet, amely a másodfokú képlettel vagy a megfelelő függvényt tartalmazó tudományos számológéppel egyszerűen megoldható. Ennek az egyenletnek a megoldása a savassági állandó értékének behelyettesítése után:

Most a hidrogénionok ezen koncentrációját felhasználva kiszámítjuk a pH-t és ezzel a pOH-t, mint korábban.

Végül a pOH-t úgy számítjuk ki, hogy kivonjuk a pH-t 14-ből:

Ebben az esetben vegye figyelembe, hogy a pOH kevésbé savas, mint a HCl esetében, annak ellenére, hogy mindkét sav koncentrációja azonos. Ez azért van, mert ez egy gyenge sav, míg a másik erős volt.

4. eset: Gyenge alapok

A gyenge bázisok pOH-számítása egyesíti az erős bázisok és gyenge savak esetében alkalmazottakat, vagyis a másodikhoz hasonlóan kémiai egyensúlyt kell feloldani, de az OH-koncentrációt közvetlenül kapjuk meg – majd a pOH-t úgy számítjuk ki, ^mint a az első.

^{4. példa: Határozzuk meg egy 10 -2} moláris anilinoldat pOH-értékét , tudva, hogy bázisossági állandója 7,4,10 ^-10 .

Ismét a bázis disszociációs reakcióból indulunk ki, de ebben az esetben gyenge bázisról van szó, így a következő egyensúly jön létre:

Az egyszerűség kedvéért az anilint általános B bázisként ábrázoljuk. Az ICE táblázatot az előző esethez hasonlóan töltjük ki:

Az ismeretlen X-et ismét az alapossági állandó segítségével találjuk meg:

A korábbiakhoz hasonlóan ez az egyenlet másodfokú egyenletté is átírható:

melynek megoldása:

Ezzel a koncentrációval közvetlenül kiszámíthatjuk a pOH-t:

Ez egy lúgos vagy bázikus pOH érték, ami várható, tekintve, hogy ez egy bázis anilinoldat. Megállapítható azonban, hogy annak ellenére, hogy ebben az oldatban az anilin 100-szor töményebb, mint az előző bázikus oldatban lévő nátrium-hidroxid, a hidroxidionok koncentrációja 365-ször kisebb, ami annak a következménye, hogy ez egy meglehetősen gyenge bázis.

5. eset: Pufferrendszer vagy pH-pufferoldat pOH-értékének kiszámítása

A pufferoldatok egy gyenge sav és a konjugált bázis sója, vagy egy gyenge bázis és a konjugált sav sója keverékei. Mindkét esetben a pH és a pOH kiszámítható a Henderson-Hasselbalch egyenlet segítségével. Ennek az egyenletnek két formája van attól függően, hogy gyenge sav és konjugált bázisa vagy gyenge bázis és konjugált sav:

Gyenge sav/konjugált bázis pufferrendszer:

Gyenge bázis/konjugált sav pufferrendszer:

ahol pKa és pKb a savassági és bázikussági állandó negatív bázis tíz logaritmusa.

5. példa: Határozzuk meg egy 0,5 M ecetsavat és 0,3 M nátrium-acetátot tartalmazó pufferoldat pOH-értékét, tudva, hogy az ecetsav savassági állandója 1,75,10 ^-5 .

Ez a rendszer egy gyenge savas puffernek felel meg a konjugált bázis sójával, ezért ebben az esetben a Henderson-Hasselbalch egyenlet első alakját használjuk a pH kiszámításához, és csak ezután számítjuk ki a pOH-t. A sav és a só (C _sav és C _só ) analitikai koncentrációi jó közelítésnek tekinthetők ezen fajok megfelelő koncentrációira egyensúlyban:

6. példa: Határozzuk meg egy 0,3 M ammóniát és 0,5 M ammónium-kloridot tartalmazó pufferoldat pOH-értékét, tudva, hogy az ammónia bázikussági állandója 1,8,10 ^-5 .

Ez az előző esetnek az ellenkezője. Ez a puffer egy gyenge bázisnak felel meg a konjugált sav sójával. A Henderson-Hasselbalch egyenlet második alakját használva a pOH közvetlenül meghatározható:

Hivatkozások

corrosionpedia. (2018. november 5.). pOH. Letöltve: https://www.corrosionpedia.com/definition/895/poh

Brown, T. (2021). Kémia: A központi tudomány (11. kiadás). London, Anglia: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS és Herranz, ZR (2020). Kémia (10. kiadás). New York City, NY: MCGRAW-HILL.

Covington, AK (1985, január 1.). A pH-skálák meghatározása, standard referenciaértékek, a pH mérése és a kapcsolódó terminológia (Ajánlások 1984). Letöltve: https://www.degruyter.com/document/doi/10.1351/pac198557030531/html

Helmenstine, A. (2021, augusztus 5.). Mi az a pOH? Meghatározás és számítás. Letöltve: https://sciencenotes.org/what-is-poh-definition-and-calculation/