14.2: pH và pOH
- Page ID
- 217659
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)
\( \newcommand{\dsum}{\displaystyle\sum\limits} \)
\( \newcommand{\dint}{\displaystyle\int\limits} \)
\( \newcommand{\dlim}{\displaystyle\lim\limits} \)
\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)
\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)
\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)
\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
\( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\)
\( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)
\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\)
\( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)
\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\)
\( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)
\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)
\( \newcommand{\vectorA}[1]{\vec{#1}} % arrow\)
\( \newcommand{\vectorAt}[1]{\vec{\text{#1}}} % arrow\)
\( \newcommand{\vectorB}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\( \newcommand{\vectorC}[1]{\textbf{#1}} \)
\( \newcommand{\vectorD}[1]{\overrightarrow{#1}} \)
\( \newcommand{\vectorDt}[1]{\overrightarrow{\text{#1}}} \)
\( \newcommand{\vectE}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash{\mathbf {#1}}}} \)
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\(\newcommand{\longvect}{\overrightarrow}\)
\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)
\(\newcommand{\avec}{\mathbf a}\) \(\newcommand{\bvec}{\mathbf b}\) \(\newcommand{\cvec}{\mathbf c}\) \(\newcommand{\dvec}{\mathbf d}\) \(\newcommand{\dtil}{\widetilde{\mathbf d}}\) \(\newcommand{\evec}{\mathbf e}\) \(\newcommand{\fvec}{\mathbf f}\) \(\newcommand{\nvec}{\mathbf n}\) \(\newcommand{\pvec}{\mathbf p}\) \(\newcommand{\qvec}{\mathbf q}\) \(\newcommand{\svec}{\mathbf s}\) \(\newcommand{\tvec}{\mathbf t}\) \(\newcommand{\uvec}{\mathbf u}\) \(\newcommand{\vvec}{\mathbf v}\) \(\newcommand{\wvec}{\mathbf w}\) \(\newcommand{\xvec}{\mathbf x}\) \(\newcommand{\yvec}{\mathbf y}\) \(\newcommand{\zvec}{\mathbf z}\) \(\newcommand{\rvec}{\mathbf r}\) \(\newcommand{\mvec}{\mathbf m}\) \(\newcommand{\zerovec}{\mathbf 0}\) \(\newcommand{\onevec}{\mathbf 1}\) \(\newcommand{\real}{\mathbb R}\) \(\newcommand{\twovec}[2]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\ctwovec}[2]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\threevec}[3]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cthreevec}[3]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fourvec}[4]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfourvec}[4]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fivevec}[5]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfivevec}[5]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\mattwo}[4]{\left[\begin{array}{rr}#1 \amp #2 \\ #3 \amp #4 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\laspan}[1]{\text{Span}\{#1\}}\) \(\newcommand{\bcal}{\cal B}\) \(\newcommand{\ccal}{\cal C}\) \(\newcommand{\scal}{\cal S}\) \(\newcommand{\wcal}{\cal W}\) \(\newcommand{\ecal}{\cal E}\) \(\newcommand{\coords}[2]{\left\{#1\right\}_{#2}}\) \(\newcommand{\gray}[1]{\color{gray}{#1}}\) \(\newcommand{\lgray}[1]{\color{lightgray}{#1}}\) \(\newcommand{\rank}{\operatorname{rank}}\) \(\newcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\col}{\text{Col}}\) \(\renewcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\nul}{\text{Nul}}\) \(\newcommand{\var}{\text{Var}}\) \(\newcommand{\corr}{\text{corr}}\) \(\newcommand{\len}[1]{\left|#1\right|}\) \(\newcommand{\bbar}{\overline{\bvec}}\) \(\newcommand{\bhat}{\widehat{\bvec}}\) \(\newcommand{\bperp}{\bvec^\perp}\) \(\newcommand{\xhat}{\widehat{\xvec}}\) \(\newcommand{\vhat}{\widehat{\vvec}}\) \(\newcommand{\uhat}{\widehat{\uvec}}\) \(\newcommand{\what}{\widehat{\wvec}}\) \(\newcommand{\Sighat}{\widehat{\Sigma}}\) \(\newcommand{\lt}{<}\) \(\newcommand{\gt}{>}\) \(\newcommand{\amp}{&}\) \(\definecolor{fillinmathshade}{gray}{0.9}\)Đến cuối phần này, bạn sẽ có thể:
- Giải thích đặc tính của dung dịch nước là axit, bazơ hoặc trung tính
- Thể hiện nồng độ ion hydronium và hydroxit trên thang đo pH và pOH
- Thực hiện các phép tính liên quan đến pH và pOH
Như đã thảo luận trước đó, các ion hydronium và hydroxit có mặt cả trong nước tinh khiết và trong tất cả các dung dịch nước, và nồng độ của chúng tỷ lệ nghịch khi được xác định bởi sản phẩm ion của nước (). \(K_w\) Nồng độ của các ion này trong dung dịch thường là yếu tố quyết định quan trọng đến tính chất của dung dịch và hành vi hóa học của các chất tan khác của nó, và từ vựng cụ thể đã được phát triển để mô tả các nồng độ này theo thuật ngữ tương đối. Một dung dịch là trung tính nếu nó chứa nồng độ bằng nhau của các ion hydronium và hydroxit; có tính axit nếu nó chứa nồng độ ion hydronium lớn hơn các ion hydroxit; và baz ơ nếu nó chứa nồng độ ion hydronium thấp hơn các ion hydroxit.
Một phương tiện phổ biến để biểu thị các đại lượng có thể trải dài nhiều bậc độ lớn là sử dụng thang đo logarit. Một thang đo như vậy rất phổ biến cho nồng độ hóa học và hằng số cân bằng dựa trên hàm p, được định nghĩa như được hiển thị trong đó “\(X\)” là đại lượng quan tâm và “log” là logarit cơ số 10:
\[pX =-\log X \nonumber \]
Do đó, pH của dung dịch được xác định như được hiển thị ở đây, trong đó [H 3 O +] là nồng độ mol của ion hydronium trong dung dịch:
\[pH =-\log \left[ H_3 O^{+}\right] \nonumber \]
Sắp xếp lại phương trình này để cô lập nồng độ mol ion hydronium tạo ra biểu thức tương đương:
\[\left[ H_3 O^{+}\right]=10^{- pH } \nonumber \]
Tương tự như vậy, nồng độ mol ion hydroxit có thể được biểu thị dưới dạng hàm p, hoặc pOH:
\[pOH =-\log \left[ OH^{-}\right] \nonumber \]
hoặc là
\[\left[ OH^{-}\right]=10^{- pOH } \nonumber \]
Cuối cùng, mối quan hệ giữa hai nồng độ ion này được biểu thị dưới dạng hàm p dễ dàng rút ra từ \(K_w\) biểu thức:
\[\begin{align} K_{ w } &=\left[ \ce{H3O^{+}} \right]\left[\ce{OH^{-}}\right] \nonumber \\[4pt] -\log K_{ w } &=-\log \left(\left[ \ce{H_3O^{+}}\right]\left[\ce{OH^{-}}\right]\right) \nonumber \\[4pt] &=-\log \left[ \ce{H3O^{+}}\right] + -\log \left[\ce{OH^{-}}\right] \nonumber \\[4pt] pK_{ w } &= pH + pOH \label{pHpOH} \end{align} \]
Ở 25° C, giá trị của \(K_w\) là\(1.0 \times 10^{−14}\), và do đó:
\[14.00= pH + pOH \nonumber \]
Như đã được chứng minh trước đây, nồng độ ion hydronium trong nước tinh khiết (hoặc bất kỳ dung dịch trung tính nào) là \(1.0 \times 10^{−7}~\text{M}\) ở 25° C. Do đó, pH và pOH của dung dịch trung tính ở nhiệt độ này là:
\[pH =-\log \left[ H_3 O^{+}\right]=-\log \left(1.0 \times 10^{-7}\right)=7.00 \nonumber \]
\[pOH =-\log \left[ OH^{-}\right]=-\log \left(1.0 \times 10^{-7}\right)=7.00 \nonumber \]
Và do đó, ở nhiệt độ này, dung dịch axit là dung dịch có độ mol ion hydronium lớn hơn \(1.0 \times 10^{−7} ~\text{M}\) và độ mol ion hydroxit nhỏ hơn \(1.0 \times 10^{−7} ~\text{M}\) (tương ứng với giá trị pH nhỏ hơn 7,00 và giá trị pOH lớn hơn 7,00). Dung dịch bazơ là dung dịch có độ mol ion hydronium nhỏ hơn \(1.0 \times 10^{−7} ~\text{M}\) và độ mol ion hydroxit lớn hơn \(1.0 \times 10^{−7} ~\text{M}\) (tương ứng với giá trị pH lớn hơn 7,00 và giá trị pOH nhỏ hơn 7,00).
Vì hằng số tự ion hóa K w phụ thuộc vào nhiệt độ, các mối tương quan giữa các giá trị pH và tính từ axit/trung tính/cơ bản sẽ khác nhau ở nhiệt độ khác 25° C. Ví dụ, Bài tập cho \(\PageIndex{1}\) thấy nồng độ mol hydronium của nước tinh khiết ở 80° C là, tương ứng với các giá trị pH và pOH của: \(4.9 \times 10^{−7} ~\text{M}\)
\[pH =-\log \left[ H_3 O^{+}\right]=-\log \left(4.9 \times 10^{-7}\right)=6.31 \nonumber \]
\[pOH =-\log \left[ OH^{-}\right]=-\log \left(4.9 \times 10^{-7}\right)=6.31 \nonumber \]
Khi đó, ở nhiệt độ này, các dung dịch trung tính thể hiện pH = pOH = 6,31, dung dịch axit thể hiện pH nhỏ hơn 6,31 và pOH lớn hơn 6,31, trong khi các dung dịch bazơ thể hiện pH lớn hơn 6,31 và pOH nhỏ hơn 6,31. Sự phân biệt này có thể quan trọng khi nghiên cứu một số quá trình xảy ra ở các nhiệt độ khác, chẳng hạn như phản ứng enzym ở sinh vật máu nóng ở nhiệt độ khoảng 36—40° C. Trừ khi có ghi chú khác, các tham chiếu đến các giá trị pH được cho là ở 25° C (Bảng). \(\PageIndex{1}\)
| Phân loại | Nồng độ ion tương đối | pH ở 25° C |
|---|---|---|
| có tính axit | [H 3 O +] > [OH -] | pH < 7 |
| Trung tính | [H 3 O +] = [OH -] | pH = 7 |
| căn bản | [H 3 O +] < [OH -] | pH > 7 |
Hình\(\PageIndex{1}\): cho thấy mối quan hệ giữa [H 3 O +], [OH -], pH và pOH đối với các dung dịch được phân loại là axit, bazơ và trung tính.
Độ pH của axit dạ dày, dung dịch có nồng độ ion hydronium là bao nhiêu? \(\ce{HCl}\) \(1.2 \times 10^{−3}\, M\)
Giải pháp
\[\begin{align*} pH &=-\log \left[\ce{H3O^{+}}\right] \\[4pt] &=-\log \left(1.2 \times 10^{-3}\right) \\[4pt] &=-(-2.92)=2.92 \end{align*} \nonumber \]
(Việc sử dụng logarit được giải thích trong Phụ lục B. Khi lấy nhật ký của một giá trị, hãy giữ càng nhiều chữ số thập phân trong kết quả vì có các số liệu quan trọng trong giá trị.)
Nước tiếp xúc với không khí có chứa axit cacbonic\(\ce{H2CO3}\), do phản ứng giữa carbon dioxide và nước:
\[\ce{CO2(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq)} \nonumber \]
Nước bão hòa không khí có nồng độ ion hydronium gây ra bởi sự hòa tan \(\ce{CO2}\) của\(2.0 \times 10^{−6} ~\text{M}\), lớn hơn khoảng 20 lần so với nước tinh khiết. Tính pH của dung dịch ở 25° C.
- Câu trả lời
-
5.70
Tính nồng độ ion hydronium trong máu, độ pH là 7,3.
Giải pháp
\[\begin{align*} pH =-\log \left[ H_3 O^{+}\right] &=7.3 \\[4pt] \log \left[ H_3O^{+}\right] &=-7.3 \\[4pt] \left[ H_3 O^{+}\right] &=10^{-7.3} \end{align*} \nonumber \]
hoặc là
\[\begin{align*} [ \ce{H3O^{+}} ] &= \text {antilog of } -7.3 \\[4pt] &=5 \times 10^{-8} M \end{align*} \nonumber \]
(Trên máy tính, lấy antilog, hoặc nhật ký “nghịch đảo”, là −7,3, hoặc tính toán.) \(10^{−7.3}\)
Tính nồng độ ion hydronium của dung dịch có pH −1,07.
- Câu trả lời
-
12 M
Nước mưa bình thường có độ pH từ 5 đến 6 do sự hiện diện của hòa tan tạo thành \(\ce{CO2}\) axit cacbonic:
\[\begin{align*} \ce{H2O(l) + CO2(g) & -> H2CO3(aq)} \\[4pt] \ce{H2CO3(aq) &<=> H^{+}(aq) + HCO3^{-}(aq)}\end{align*} \nonumber \]
Mưa axit là nước mưa có độ pH nhỏ hơn 5, do nhiều loại oxit phi kim loại, bao gồm,, \(\ce{CO2}\) \(\ce{SO2}\) \(\ce{SO3}\)\(\ce{NO}\), và \(\ce{NO2}\) được hòa tan trong nước và phản ứng với nó để tạo thành không chỉ axit cacbonic, mà cả axit sunfuric và axit nitric. Sự hình thành và ion hóa tiếp theo của axit sunfuric được trình bày ở đây:
\[\begin{align*} \ce{H2O(l) + SO3(g) &-> H2SO4(aq)} \\[4pt] \ce{H2SO4(aq) &-> H^{+}(aq) + HSO_4^{-}(aq)} \end{align*} \nonumber \]
Carbon dioxide có mặt tự nhiên trong khí quyển vì hầu hết các sinh vật sản xuất nó như một chất thải của quá trình trao đổi chất. Carbon dioxide cũng được hình thành khi đám cháy giải phóng carbon được lưu trữ trong thảm thực vật hoặc nhiên liệu hóa thạch. Lưu huỳnh trioxit trong khí quyển được sản xuất tự nhiên bởi hoạt động núi lửa, nhưng nó cũng bắt nguồn từ việc đốt nhiên liệu hóa thạch, có dấu vết của lưu huỳnh, và từ quá trình “rang” quặng sunfua kim loại trong quá trình tinh chế kim loại. Oxit nitơ được hình thành trong động cơ đốt trong, nơi nhiệt độ cao làm cho nitơ và oxy trong không khí có thể kết hợp hóa học.
Mưa axit là một vấn đề đặc biệt trong các khu công nghiệp, nơi các sản phẩm của quá trình đốt cháy và nấu chảy được thải vào không khí mà không bị tước đi các oxit lưu huỳnh và nitơ. Ở Bắc Mỹ và châu Âu cho đến những năm 1980, nó chịu trách nhiệm cho việc phá hủy rừng và hồ nước ngọt, khi độ chua của mưa thực sự giết chết cây cối, làm hư hại đất và làm cho các hồ không thể ở được đối với tất cả trừ các loài chịu axit nhất. Mưa axit cũng ăn mòn các bức tượng và mặt tiền tòa nhà được làm bằng đá cẩm thạch và đá vôi (Hình). \(\PageIndex{2}\) Các quy định hạn chế lượng lưu huỳnh và nitơ oxit có thể được thải vào khí quyển bởi ngành công nghiệp và ô tô đã làm giảm mức độ nghiêm trọng của thiệt hại axit đối với cả môi trường tự nhiên và nhân tạo ở Bắc Mỹ và Châu Âu. Nó hiện là một vấn đề ngày càng tăng trong các khu vực công nghiệp của Trung Quốc và Ấn Độ.
Để biết thêm thông tin về mưa axit, hãy truy cập trang web này do Cơ quan Bảo vệ Môi trường Hoa Kỳ tổ chức.
Là gì \(\text{pOH}\) và\(\text{pH} of a 0.0125-M solution of potassium hydroxide, \(\ce{KOH}\)?
Giải pháp
Kali hydroxit là một hợp chất ion hòa tan cao và phân ly hoàn toàn khi hòa tan trong dung dịch loãng, tạo ra [OH -] = 0,0125 M:
\ [\ begin {align*}
\ text {pOH} & =-\ log\ left [OH^ {-}\ right] =-\ log 0.0125\\ [4pt]
& =- (-1.903) =1.90
3\ end {align*}\nsố\]
Độ pH có thể được tìm thấy từ pOH:
\ [\ begin {align*}\ text {pH} +
\ text {pOH} &=14.00\\ [4pt]
pH &=14.00- pOH\\ [4pt] &=14.00-1.903=12.10\ end {align*}\ntháng mười hai\]
Nồng độ ion hydronium của giấm là xấp xỉ\(4 \times 10^{−3} ~\text{M}\). Các giá trị tương ứng của \(\text{pOH}\) và là \(\text{pH}\) gì?
- Câu trả lời
-
pOH = 11,6, pH = 2,4
Độ axit của dung dịch thường được đánh giá bằng thực nghiệm bằng cách đo pH của nó. PoH của dung dịch thường không được đo, vì nó dễ dàng được tính toán từ giá trị pH được xác định bằng thực nghiệm. Độ pH của dung dịch có thể được đo trực tiếp bằng máy đo pH (Hình\(\PageIndex{3}\)).
Độ pH của dung dịch cũng có thể được ước tính trực quan bằng cách sử dụng các chất chỉ thị màu (Hình\(\PageIndex{4}\)). Cân bằng axit-bazơ cho phép sử dụng các thuốc nhuộm chỉ thị này để đo pH được mô tả trong phần sau của chương này.