pOH-beräkning – snabb granskning

En lösnings pOH definieras som det negativa av logaritmen bas 10 av den molära koncentrationen av hydroxidjoner som finns i lösningen, det vill säga:

Precis som pH är ett mått på surheten i en lösning, är pOH ett mått på dess basicitet.

Ibland är det förvirrande varför pOH finns och varför det används, om pH-skalan ger samma information som pOH, om än indirekt. Det finns med andra ord ingen information som pOH kan ge oss som inte redan ger oss pH för en lösning.

Det finns dock många situationer där det är lättare att beräkna pOH än att beräkna pH. Ett exempel förekommer när vi bereder lösningar av starka eller svaga baser, och ett annat som är ännu mer ökänt är när vi bereder buffertlösningar från en svag bas och ett salt av dess konjugerade syra.

I allmänhet, när vi är i närvaro av en basisk lösning, kan beräkningen av pOH utföras på ett sätt som är analogt med beräkningen av pH för en sur lösning, genom att helt enkelt byta ut hydroniumjoner överallt (H 3 _O + ⁾ med hydroxidjoner (OH ^. ), pH med pOH, en stark eller svag syra med en stark eller svag bas och surhetskonstanten (Ka ) _med basicitetskonstanten (K _b ).

I de följande avsnitten kommer vi att utforska processen för att beräkna pOH i olika situationer och från olika typer av data. Men först kommer vi att göra en kort genomgång av de grundläggande begreppen relaterade till syra-basbalans i vattenlösning.

Den joniska balansen av vatten

Surheten eller basiciteten hos en vattenlösning bestäms av två faktorer: syran eller basen som fungerar som det lösta ämnet och vattnet som fungerar som lösningsmedlet. Vatten representerar den viktigaste delen av begreppet surhet och basicitet och bestämmer faktiskt vad vi menar med en sur, basisk och neutral lösning.

Samtidigt är vatten det som definierar både pH- och pOH-skalan, och det gör det tack vare en syra-basbalans som ständigt uppstår i vilket vattenprov som helst, där en vattenmolekyl fungerar som syra medan en annan verkar. som bas:

Eftersom vattnet protonerar och hydrolyserar sig självt kallas denna reaktion för vattens autoprotolysreaktion. Alternativt kan denna ekvation skrivas i förenklad form som en enkel dissociation:

Denna reaktion är en reversibel reaktion som snabbt når jämvikt. Den har därför associerat en jämviktskonstant som kallas konstanten för den joniska produkten av vatten, eller K _W , och som ges av

Genom att ta den negativa logaritmen för bas 10 på båda sidor av denna ekvation, tillämpa några egenskaper hos logaritmer och använda definitionerna av pH och pOH, blir denna ekvation:

Genom stökiometri, i rent vatten (som anses vara neutralt) är koncentrationerna av protoner (eller hydroniumjoner) och hydroxid lika med varandra och är värda 10 -7 M. I en sur ^lösning finns en högre koncentration av hydroniumjoner, och i I en basisk lösning finns en högre koncentration av hydroxidjoner. Baserat på dessa data kan vi nå följande slutsatser om surheten och basiciteten hos en lösning:

• En neutral lösning har både pH och pOH på 7.
• En sur lösning har ett pH<7 och ett pOH>7.
• En basisk lösning har ett pH>7 och ett pOH<7.

Begreppet syror och baser

För att beräkna pOH för en lösning måste vi först bestämma vilken typ av lösta ämnen den innehåller. I allmänhet kommer vi att skilja mellan tre typer av lösta ämnen:

• Sura lösta ämnen, eller helt enkelt syror.
• Grundläggande lösta ämnen eller baser.
• neutrala lösta ämnen

För enkelhetens skull kommer vi att använda Brønsted och Lowrys koncept med syror och baser, enligt vilket en syra är vilken substans som helst som kan donera en proton till en annan, och en bas är vilken substans som helst som kan ta emot en proton. Å andra sidan kommer ett löst ämne att vara neutralt när det inte kan göra någon av de två sakerna.

syra-bas balans

När man talar om syror och baser är det också nödvändigt att skilja mellan två klasser av syror och två klasser av baser. Båda kan vara antingen starka syror eller baser eller svaga syror eller baser. Skillnaden mellan de två är att det i det andra fallet är en reversibel reaktion eller syra-bas-jämvikt, medan det i fallet med starka syror och baser antas att de dissocierar eller reagerar fullständigt (en jämvikt är inte etablerad).

Detta är av stor betydelse eftersom vi, när vi beräknar pOH för en lösning, om det handlar om svaga syror eller baser, måste lösa en kemisk jämvikt, medan vi, om de är starka, inte gör det.

Beräkning av pOH för lösningar av starka syror och baser

Låt oss börja med det enklaste fallet som motsvarar beräkningen av pOH av lösningar av starka syror och baser. För att upprätthålla ett konsekvent sätt att lösa problem kommer vi att använda en ICE-tabell (Initiala koncentrationer, förändring och koncentrationer vid jämvikt) i alla fall av syror och baser, för att tydligt visa hur koncentrationerna av olika joner förändras när de dissocierar eller hydrolyserar respektive lösta ämnen.

Fall 1: Starka syror

För att beräkna pOH för en lösning av en stark syra utgår vi från syrans molära koncentration och ekvationen för dess dissociation. Med den initiala koncentrationen av syran beräknas koncentrationen av protoner eller hydroniumjoner i lösningen med stökiometri. Med denna koncentration bestäms pH och sedan används detta för att beräkna pOH med hjälp av föregående ekvation.

Exempel 1: Bestäm pOH för en 10-4 molär saltsyralösning.

Saltsyra, eller HCl, är en stark syra och dess dissociationsreaktion ges av:

ICE-tabellen för HCl skulle i detta fall vara:

Som kan ses utgår den från en nollkoncentration av hydronium- och kloridjoner. All HCl dissocieras sedan fullständigt, varefter 10 ^-4 M av både hydroniumjoner och kloridjoner bildas, så att vid jämvikt ingen HCl kvarstår och hydroniumjonkoncentrationen är 10 ^-4 m.

Använder definitionen av pH:

Slutligen beräknas pOH genom att subtrahera pH från 14:

Som väntat är lösningens pOH större än 7, vilket överensstämmer med det faktum att det lösta ämnet är en syra.

Fall 2: Starka baser

När det gäller starka baser är processen lite mer direkt, eftersom basen, när den är upplöst, direkt genererar hydroxidjoner. Dessa bestäms med stökiometri med hjälp av en ICE-tabell, och slutligen tillämpas formeln för att beräkna pOH direkt.

Exempel 2: Bestäm pOH för en 10-3 molar natriumhydroxidlösning.

Natriumhydroxid, eller NaOH, är en stark bas och dess dissociationsreaktion ges av:

ICE-tabellen för NaOH, i detta fall är:

Återigen börjar det från en nollkoncentration av natrium- och hydroxidjoner. Då är all NaOH helt dissocierad eftersom det är en stark bas, varefter 10 ^-3 M av både natriumjoner och hydroxidjoner bildas, så att när väl jämvikt uppnåtts finns ingen NaOH kvar och koncentrationen av hydroxidjoner är 10 ^{– 3} M.

Använd nu definitionen av pOH:

I detta fall är pOH mindre än 7, vilket överensstämmer med det faktum att det är en bas.

Fall 3: Svaga syror

Den allmänna processen för att beräkna pOH för en svag syralösning följer samma steg som i fallet med starka syror, med skillnaden att vi inte kan få hydroniumkoncentrationen direkt från ICE-tabellen, eftersom vi inte vet vilken del av syran dissocierar innan jämvikt uppnås.

Baserat på ovanstående måste ytterligare ett steg ingå i proceduren som består i att lösa jämvikten för att hitta den slutliga koncentrationen av hydroniumjoner. Detta görs med hjälp av dissociationskonstanten för den svaga syran.

Exempel 3: Bestäm pOH för en 10-4 molär ättiksyralösning med vetskap om att den har en syradissociationskonstant på 1.75.10-5.

Ättiksyra är en svag organisk syra och dess dissociationsreaktion ges av följande kemiska jämvikt:

Följande ICE-tabell relaterar de initiala koncentrationerna till de slutliga. I det här fallet, eftersom vi inte i förväg vet hur mycket syra som faktiskt dissocierar, måste förändringen i dess koncentration uttryckas som en okänd (x).

För att hitta det okända, X, räcker det att använda förhållandet mellan koncentrationerna av alla arter vid jämvikt, vilket ges av surhetskonstanten:

Denna ekvation kan skrivas om som:

vilket är en andragradsekvation som enkelt kan lösas med hjälp av andragradsformeln eller med hjälp av en vetenskaplig kalkylator med lämplig funktion. Lösningen av denna ekvation, efter att ha ersatt värdet på surhetskonstanten, är:

Nu, med hjälp av denna koncentration av hydroniumjoner, beräknar vi pH och med detta pOH, som vi gjorde tidigare.

Slutligen beräknas pOH genom att subtrahera pH från 14:

Observera i det här fallet att pOH är mindre surt än i fallet med HCl, även om båda syrorna har samma koncentration. Detta beror på att detta är en svag syra medan den andra var en stark.

Fall 4: Svag grund

Beräkningen av svaga basers pOH kombinerar det som tillämpas vid starka baser och svaga syror, nämligen en kemisk jämvikt måste lösas som i den andra, men OH-koncentrationen erhålls direkt – och beräkna sedan pOH ^som i den första.

^{Exempel 4: Bestäm pOH för en 10 -2} molar anilinlösning med vetskap om att den har en basicitetskonstant på 7.4.10 ^-10 .

Återigen utgår vi från basdissociationsreaktionen, men i det här fallet är det en svag bas så följande jämvikt upprättas:

För enkelhetens skull representeras anilin som en generisk bas B. ICE-tabellen fylls i analogt med föregående fall:

Återigen, det okända X hittas med hjälp av basicitetskonstanten:

Som tidigare kan denna ekvation skrivas om som en andragradsekvation:

vars lösning är:

Med denna koncentration kan vi direkt beräkna pOH:

Detta är ett alkaliskt eller basiskt pOH-värde, vilket är att förvänta med tanke på att detta är en anilinlösning som är en bas. Det kan dock noteras att, trots att anilinet i denna lösning är 100 gånger mer koncentrerat än natriumhydroxiden i den tidigare basiska lösningen, är koncentrationen av hydroxidjoner 365 gånger mindre, vilket är en konsekvens av att det är en mycket svag bas.

Fall 5: Beräkning av pOH för ett buffertsystem eller pH-buffertlösning

Buffertlösningar är blandningar av en svag syra och ett salt av dess konjugerade bas eller av en svag bas med ett salt av dess konjugerade syra. I båda fallen kan pH och pOH beräknas med Henderson-Hasselbalchs ekvation. Denna ekvation har två former beroende på om det är en svag syra och dess konjugerade bas eller en svag bas och dess konjugerade syra:

Svag syra/konjugatbasbuffertsystem:

Svag bas/konjugatsyrabuffertsystem:

där pKa och pKb är de negativa bas tio logaritmerna för surhets- och basicitetskonstanten.

Exempel 5: Bestäm pOH för en buffertlösning innehållande 0,5 M ättiksyra och 0,3 M natriumacetat, med vetskap om att surhetskonstanten för ättiksyra är ^1.75.10-5 .

Detta system motsvarar en svag syrabuffert med ett salt av dess konjugerade bas, så i detta fall används den första formen av Henderson-Hasselbalch-ekvationen för att beräkna pH och först därefter beräknas pOH. De analytiska koncentrationerna av syran och saltet (C- _syra och C- _salt ) kan tas som goda approximationer av respektive koncentrationer av dessa arter vid jämvikt:

Exempel 6: Bestäm pOH för en buffertlösning innehållande 0,3 M ammoniak och 0,5 M ammoniumklorid, med vetskap om att basicitetskonstanten för ammoniak är 1.8.10 ^-5 .

Detta är det motsatta fallet till det föregående. Denna buffert motsvarar en svag bas med ett salt av dess konjugerade syra. Med hjälp av den andra formen av Henderson-Hasselbalch-ekvationen kan pOH bestämmas direkt:

Referenser

korrosionspedi. (2018, 5 november). pOH. Hämtad från https://www.corrosionpedia.com/definition/895/poh

Brown, T. (2021). Kemi: The Central Science (11:e upplagan). London, England: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Chemistry (10:e upplagan). New York, NY: MCGRAW-HILL.

Covington, AK (1985, 1 januari). Definition av pH-skalor, standardreferensvärden, mätning av pH och relaterad terminologi (Rekommendationer 1984). Hämtad från https://www.degruyter.com/document/doi/10.1351/pac198557030531/html

Helmenstine, A. (2021, 5 augusti). Vad är pOH? Definition och beräkning. Hämtad från https://sciencenotes.org/what-is-poh-definition-and-calculation/