Tabla de Contenidos
POH al unei soluții este definit ca negativul logaritmului de bază 10 al concentrației molare a ionilor de hidroxid prezenți în soluția menționată , adică:
Așa cum pH-ul este o măsură a acidității unei soluții, pOH este o măsură a bazicității acesteia.
Uneori este confuz de ce există pOH și de ce este utilizat, dacă scala de pH oferă aceleași informații ca pOH, deși indirect. Cu alte cuvinte, nu există nicio informație pe care ne-o poate oferi pOH care să nu ne dea deja pH-ul unei soluții.
Cu toate acestea, există multe situații în care este mai ușor să calculați pOH decât să calculați pH-ul. Un exemplu apare atunci când pregătim soluții de baze tari sau slabe, iar un altul și mai notoriu este atunci când preparăm soluții tampon dintr-o bază slabă și o sare a acidului său conjugat.
În general, ori de câte ori ne aflăm în prezența unei soluții bazice, calculul pOH poate fi efectuat într-un mod analog cu calculul pH-ului unei soluții acide, pur și simplu schimbând peste tot ionii de hidroniu (H 3 O + ) prin ion hidroxid (OH . ), pH prin pOH, un acid tare sau slab printr-o bază tare sau slabă și constanta de aciditate (Ka ) prin constanta de bazicitate (K b ).
În secțiunile următoare, vom explora procesul de calcul al pOH în diferite situații și din diferite tipuri de date. Totuși, mai întâi vom face o scurtă trecere în revistă a conceptelor fundamentale legate de echilibrul acido-bazic în soluție apoasă.
Echilibrul ionic al apei
Aciditatea sau bazicitatea unei soluții apoase este determinată de doi factori: acidul sau baza care acționează ca solut și apa care acționează ca solvent. Apa reprezintă cea mai importantă parte a conceptului de aciditate și bazicitate și, de fapt, determină ce înțelegem prin soluție acidă, bazică și neutră.
În același timp, apa este cea care definește atât scara pH cât și pOH și face acest lucru datorită unui echilibru acido-bazic care apare constant în orice probă de apă, în care o moleculă de apă acționează ca acid, în timp ce alta acționează. ca bază:
Deoarece apa protonează și se hidrolizează, această reacție se numește reacție de autoprotoliză a apei. Alternativ, această ecuație poate fi scrisă în formă simplificată ca o simplă disociere:
Această reacție este o reacție reversibilă care ajunge rapid la echilibru. Are asociată, așadar, o constantă de echilibru care se numește constanta produsului ionic al apei, sau K W , și care este dată de
Luând logaritmul negativ al bazei 10 de ambele părți ale acestei ecuații, aplicând unele proprietăți ale logaritmilor și folosind definițiile pH-ului și pOH, această ecuație devine:
Prin stoichiometrie, în apa pură (care este considerată neutră) concentrațiile de protoni (sau ionii de hidroniu) și hidroxid sunt egale între ele și valorează 10 -7 M. Într -o soluție acidă, există o concentrație mai mare de ioni de hidroniu, iar în Într-o soluţie bazică există o concentraţie mai mare de ioni de hidroxid. Pe baza acestor date, putem ajunge la următoarele concluzii cu privire la aciditatea și bazicitatea unei soluții:
- O soluție neutră are atât un pH, cât și un pOH de 7.
- O soluție acidă are un pH<7 și un pOH>7.
- O soluție bazică are un pH>7 și un pOH<7.
Conceptul de acizi și baze
Pentru a calcula pOH al oricărei soluții, trebuie mai întâi să stabilim ce tip de substanțe dizolvate conține. În general, vom distinge între trei tipuri de substanțe dizolvate:
- Dizolvate acide sau pur și simplu acizi.
- Dizolvate sau baze de bază.
- substanțe dizolvate neutre
Pentru simplitate, vom folosi conceptul de acizi și baze al lui Brønsted și Lowry, conform căruia un acid este orice substanță capabilă să doneze un proton altuia, iar o bază este orice substanță capabilă să accepte un proton. Pe de altă parte, o substanță dizolvată va fi neutră atunci când nu este capabil să facă niciunul dintre cele două lucruri.
echilibrul acido-bazic
Când vorbim despre acizi și baze, este, de asemenea, necesar să se facă distincția între două clase de acizi și două clase de baze. Ambii pot fi fie acizi sau baze puternice, fie acizi sau baze slabe. Diferența dintre cele două este că, în cel de-al doilea caz, este implicată o reacție reversibilă sau echilibru acido-bazic, în timp ce în cazul acizilor și bazelor tari se presupune că se disociază sau reacționează complet (nu se stabilește un echilibru).
Acest lucru este de mare importanță deoarece, la calculul pOH al unei soluții, dacă este vorba despre acizi sau baze slabe, trebuie să rezolvăm un echilibru chimic, în timp ce, dacă sunt puternici, nu.
Calculul pOH al soluțiilor de acizi și baze tari
Să începem cu cel mai simplu caz care corespunde calculului pOH al soluțiilor de acizi și baze tari. Pentru a menține o modalitate consistentă de rezolvare a problemelor, vom folosi un tabel ICE (Concentrații inițiale, modificare și concentrații la echilibru) în toate cazurile de acizi și baze, pentru a arăta clar cum se modifică concentrațiile diferiților ioni atunci când disociază sau hidrolizează respectivii. substanțe dizolvate.
Cazul 1: Acizi puternici
Pentru a calcula pOH al unei soluții de acid puternic, pornim de la concentrația molară a acidului și ecuația de disociere a acestuia. Odată cu concentrația inițială a acidului, concentrația de protoni sau ionii de hidroniu din soluție se calculează prin stoichiometrie. Cu această concentrație se determină pH-ul și apoi se folosește pentru a calcula pOH cu ajutorul ecuației anterioare.
Exemplul 1: Se determină pOH al unei soluții de acid clorhidric de 10-4 molari.
Acidul clorhidric, sau HCI, este un acid puternic, iar reacția sa de disociere este dată de:
Tabelul ICE pentru HCl, în acest caz ar fi:
| acid clorhidric | H2O _ _ | H3O + _ _ | Cl – | |
| concentrațiile inițiale | 10 -4 milioane _ | — | 0 | 0 |
| Schimbare | –10 -4M _ | — | +10 -4 milioane _ | +10 -4 milioane _ |
| Concentrați-vă pe echilibru | 0 | — | 10 -4 milioane _ | 10 -4 milioane _ |
După cum se poate observa, pornește de la o concentrație zero de ioni de hidroniu și clorură. Tot HCl este apoi complet disociat după care se formează 10 -4 M atât de ioni de hidroniu, cât și de ioni de clorură, astfel încât, la echilibru, nu rămâne HCl și concentrația ionului de hidroniu este de 10 -4 m .
Folosind definiția pH-ului:
În cele din urmă, pOH se calculează scăzând pH-ul de la 14:
După cum era de așteptat, pOH al soluției este mai mare de 7, ceea ce este în concordanță cu faptul că solutul este un acid.
Cazul 2: Baze puternice
În cazul bazelor puternice, procesul este ceva mai direct, deoarece baza, atunci când este dizolvată, generează direct ioni de hidroxid. Acestea sunt determinate prin stoichiometrie cu ajutorul unui tabel ICE, iar în final se aplică formula pentru a calcula direct pOH.
Exemplul 2: Se determină pOH al unei soluții de hidroxid de sodiu cu 10-3 molari.
Hidroxidul de sodiu, sau NaOH, este o bază puternică, iar reacția sa de disociere este dată de:
Tabelul ICE pentru NaOH, în acest caz este:
| NaOH | Nah + | oh- _ | |
| concentrațiile inițiale | 10 -3 milioane _ | 0 | 0 |
| Schimbare | –10 -3M _ | +10 -3 milioane _ | +10 -3 milioane _ |
| Concentrați-vă pe echilibru | 0 | 10 -3 milioane _ | 10 -3 milioane _ |
Din nou, începe de la o concentrație zero de ioni de sodiu și hidroxid. Apoi tot NaOH este complet disociat deoarece este o bază puternică, după care se formează 10 -3 M atât de ioni de sodiu, cât și de ioni de hidroxid, astfel încât, odată atins echilibrul, nu mai rămâne NaOH și concentrația de ioni de hidroxid este de 10 – 3 M.
Acum, folosind definiția pOH:
În acest caz, pOH este mai mic de 7, fiind de acord cu faptul că este o bază.
Cazul 3: Acizi slabi
Procesul general de calcul al pOH al unei soluții de acid slab urmează aceiași pași ca și în cazul acizilor tari, cu diferența că concentrația de hidroniu nu poate fi obținută direct din tabelul ICE, deoarece nu știm ce fracție de acid. se disociază înainte de a ajunge la echilibru.
Pe baza celor de mai sus, în procedura trebuie inclusă o etapă suplimentară care constă în rezolvarea echilibrului pentru a găsi concentrația finală de ioni de hidroniu. Acest lucru se face folosind constanta de disociere a acidului slab.
Exemplul 3: Determinați pOH al unei soluții de acid acetic 10-4 molar știind că are o constantă de disociere a acidului de 1,75,10-5.
Acidul acetic este un acid organic slab și reacția sa de disociere este dată de următorul echilibru chimic:
Următorul tabel ICE raportează concentrațiile inițiale de cele finale. În acest caz, deoarece nu știm dinainte cât de mult acid se disociază de fapt, atunci modificarea concentrației sale trebuie exprimată ca necunoscută (x).
| hac | H2O _ _ | H3O + _ _ | Ac – | |
| concentrațiile inițiale | 10 -4 milioane _ | — | 0 | 0 |
| Schimbare | -X | — | +X | +X |
| Concentrați-vă pe echilibru | 10 -4 –X | — | X | X |
Pentru a găsi necunoscutul, X, este suficient să folosim relația dintre concentrațiile tuturor speciilor la echilibru, care este dată de constanta de aciditate:
Această ecuație poate fi rescrisă astfel:
care este o ecuație pătratică care poate fi rezolvată cu ușurință folosind formula pătratică sau folosind un calculator științific cu funcția corespunzătoare. Soluția acestei ecuații, după înlocuirea valorii constantei de aciditate, este:
Acum, folosind această concentrație de ioni de hidroniu, calculăm pH-ul și cu acesta pOH, așa cum am făcut înainte.
În cele din urmă, pOH se calculează scăzând pH-ul de la 14:
Rețineți în acest caz că pOH este mai puțin acid decât în cazul HCl, chiar dacă ambii acizi sunt la aceeași concentrație. Acest lucru se datorează faptului că acesta este un acid slab, în timp ce celălalt era unul puternic.
Cazul 4: Fundații slabe
Calculul pOH al bazelor slabe combină ceea ce se aplică în cazul bazelor tari și acizilor slabi, și anume, un echilibru chimic trebuie rezolvat ca în al doilea, dar concentrația de OH se obține direct – și apoi se calculează pOH ca în primul.
Exemplul 4: Determinați pOH al unei soluții de anilină 10 -2 molară știind că aceasta are o constantă de bazicitate de 7.4.10 -10 .
Din nou pornim de la reacția de disociere a bazei, dar în acest caz este o bază slabă, astfel încât se stabilește următorul echilibru:
Pentru simplitate, anilina este reprezentată ca bază generică B. Tabelul ICE este completat în mod analog cu cazul precedent:
| B. | H2O _ _ | BH + | oh- _ | |
| concentrațiile inițiale | 10 -2 milioane _ | — | 0 | 0 |
| Schimbare | -X | — | +X | +X |
| Concentrați-vă pe echilibru | 10 -2 –X | — | X | X |
Din nou, necunoscutul X este găsit prin intermediul constantei de bazicitate:
Ca și înainte, această ecuație poate fi rescrisă ca o ecuație pătratică:
a caror solutie este:
Cu această concentrație putem calcula direct pOH:
Aceasta este o valoare pOH alcalină sau bazică, ceea ce este de așteptat având în vedere că aceasta este o soluție de anilină care este o bază. Cu toate acestea, se poate observa că, în ciuda faptului că anilina din această soluție este de 100 de ori mai concentrată decât hidroxidul de sodiu din soluția bazică anterioară, concentrația ionilor de hidroxid este de 365 de ori mai mică, ceea ce este o consecință a faptului că este o bază considerabil slabă.
Cazul 5: Calculul pOH al unui sistem tampon sau al unei soluții tampon de pH
Soluțiile tampon sunt amestecuri dintr-un acid slab și o sare a bazei sale conjugate sau a unei baze slabe cu o sare a acidului său conjugat. În ambele cazuri, pH-ul și pOH pot fi calculate folosind ecuația Henderson-Hasselbalch. Această ecuație are două forme, în funcție de faptul că este un acid slab și baza sa conjugată sau o bază slabă și acidul său conjugat:
Sistem tampon acid slab/bază conjugată:
Sistem tampon de bază slab/acid conjugat:
unde pKa și pKb sunt, respectiv, baza negativă zece logaritmi ai constantei de aciditate și bazicitate.
Exemplul 5: Se determină pOH al unei soluții tampon care conține acid acetic 0,5 M și acetat de sodiu 0,3 M, știind că constanta de aciditate a acidului acetic este 1,75,10 -5 .
Acest sistem corespunde unui tampon acid slab cu o sare a bazei sale conjugate, deci în acest caz se folosește prima formă a ecuației Henderson-Hasselbalch pentru a calcula pH-ul și abia apoi se calculează pOH. Concentrațiile analitice ale acidului și sării ( acid C și sare C ) pot fi luate ca bune aproximări ale concentrațiilor respective ale acestor specii la echilibru:
Exemplul 6: Se determină pOH al unei soluții tampon care conține 0,3 M amoniac și 0,5 M clorură de amoniu, știind că constanta de bazicitate a amoniacului este 1,8,10 -5 .
Acesta este cazul opus celui precedent. Acest tampon corespunde unei baze slabe cu o sare a acidului său conjugat. Folosind a doua formă a ecuației Henderson-Hasselbalch, pOH poate fi determinat direct:
Referințe
corrosionpedia. (2018, 5 noiembrie). pOH. Preluat de la https://www.corrosionpedia.com/definition/895/poh
Brown, T. (2021). Chimie: Știința Centrală (ed. a 11-a). Londra, Anglia: Pearson Education.
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS și Herranz, ZR (2020). Chimie (ed. a 10-a). New York, NY: MCGRAW-HILL.
Covington, AK (1985, 1 ianuarie). Definirea scalelor de pH, a valorilor standard de referință, măsurarea pH-ului și terminologia aferentă (Recomandări 1984). Preluat de la https://www.degruyter.com/document/doi/10.1351/pac198557030531/html
Helmenstine, A. (2021, 5 august). Ce este pOH? Definiție și calcul. Preluat de la https://sciencenotes.org/what-is-poh-definition-and-calculation/
