Киселини, основи и pH — урок по химия

1. Киселини и основи по Арениус

Киселините имат кисел вкус, оцветяват лакмуса в червено и разтварят някои метали с отделяне на водород. Основите са сапунени на пипане, оцветяват лакмуса в синьо и неутрализират киселините. Първото обяснение на тези свойства дава Сванте Арениус през 1884 г.: във вода тези вещества се разпадат на .

О

Киселина и основа по Арениус

Киселина е вещество, което във воден разтвор отделя водородни йони

\mathrm{H^+}

:

\mathrm{HCl \to H^+ + Cl^-}

. Основа е вещество, което във воден разтвор отделя хидроксидни йони

\mathrm{OH^-}

:

\mathrm{NaOH \to Na^+ + OH^-}

.

Свободен във вода всъщност не съществува – той веднага се свързва с молекула вода и образува хидроксониев йон $\mathrm{H_3O^+}$ . За краткост пишем $\mathrm{H^+}$ , но трябва да помним, че имаме предвид $\mathrm{H_3O^+}$ . Теорията на Арениус обаче не обяснява защо амонякът $\mathrm{NH_3}$ е основа – в молекулата му няма $\mathrm{OH}$ .

2. Теорията на Брьонстед и Лоури

О

Киселина и основа по Брьонстед–Лоури

Киселина е донор на протони (отдава

\mathrm{H^+}

), а основа е акцептор на протони (приема

\mathrm{H^+}

). Киселинно-основната реакция е пренос на протон от киселината към основата.

Тази идея предлагат независимо един от друг Йоханес Брьонстед и Томас Лоури през 1923 г. Щом киселината отдаде протон, остава частица, която може да го приеме обратно – спрегнатата ѝ основа. Двете образуват спрегната двойка, която се различава точно с един протон:

\underset{\text{основа}}{\mathrm{NH_3}} + \underset{\text{киселина}}{\mathrm{H_2O}} \rightleftharpoons \underset{\text{спрегната киселина}}{\mathrm{NH_4^+}} + \underset{\text{спрегната основа}}{\mathrm{OH^-}}

Тук водата е киселина, а в $\mathrm{HCl + H_2O \to H_3O^+ + Cl^-}$ – основа. Вещества, които могат да бъдат и едното, и другото, се наричат амфотерни. Колкото по-силна е киселината, толкова по-слаба е спрегнатата ѝ основа: $\mathrm{Cl^-}$ практически не приема протони, а ацетатният йон $\mathrm{CH_3COO^-}$ ги приема охотно.

Пример

Намерете спрегнатите двойки в реакцията $\mathrm{CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+}$ .

$\mathrm{CH_3COOH}$ отдава протон – тя е киселината, а $\mathrm{CH_3COO^-}$ е спрегнатата ѝ основа.
$\mathrm{H_2O}$ приема протон – тя е основата, а $\mathrm{H_3O^+}$ е спрегнатата ѝ киселина.
Двойките са $\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}$ и $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$ .

3. Йонното произведение на водата и pH

Дори най-чистата вода провежда слабо ток: малка част от молекулите ѝ си разменят протони, $\mathrm{H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-}$ . При 25 °C това са около две молекули на всеки милиард.

Т

Йонно произведение на водата

Във всеки воден разтвор при 25 °C

K_w = [\mathrm{H^+}] \cdot [\mathrm{OH^-}] = 1{,}0 \cdot 10^{-14}

. В чиста вода

[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 10^{-7}\ \mathrm{mol/L}

. Ако добавим киселина,

[\mathrm{H^+}]

расте, а

[\mathrm{OH^-}]

намалява така, че произведението остава същото.

О

pH и pOH

\mathrm{pH} = -\lg[\mathrm{H^+}]

,

\mathrm{pOH} = -\lg[\mathrm{OH^-}]

, а при 25 °C

\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14

. Среда с

\mathrm{pH} < 7

е кисела, с

\mathrm{pH} = 7

– неутрална, с

\mathrm{pH} > 7

– основна. Обратно:

[\mathrm{H^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}

.

Понеже pH е , всяка единица pH означава десет пъти различна концентрация: с pH 3 е 10 пъти по-кисел от разтвор с pH 4 и 1000 пъти по-кисел от разтвор с pH 6. Константата $K_w$ зависи от температурата – при 100 °C неутралната вода има pH около 6,1, без да е кисела.

Пример

Какво е pH на разтвор на NaOH с концентрация 0,001 mol/L?

NaOH е силна основа: $[\mathrm{OH^-}] = 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$ , $\mathrm{pOH} = 3$
$\mathrm{pH} = 14 - 3 = 11$
Същото и през $K_w$ : $[\mathrm{H^+}] = \frac{10^{-14}}{10^{-3}} = 10^{-11}\ \mathrm{mol/L}$ .

pH2,3

[H⁺] =5,0·10⁻³ mol/L[OH⁻] =2,0·10⁻¹² mol/LpOH =11,7

Лимонов сок: pH ≈ 2,3 – кисела среда: [H⁺] е 2,5·10⁹ пъти по-голяма от [OH⁻].

💡 Избери вещество или мести плъзгача. Една единица pH означава 10 пъти по-голяма или по-малка концентрация на H⁺. Стойностите за веществата са приблизителни, а цветовете на индикаторите – схематични. Забележи: фенолфталеинът не различава кисела от неутрална среда (безцветен е и в двете), а метилоранжът е жълт във всичко над pH ≈ 4,4.

4. Силни и слаби киселини

Силните киселини – $\mathrm{HCl}$ , $\mathrm{HBr}$ , $\mathrm{HI}$ , $\mathrm{HNO_3}$ , $\mathrm{HClO_4}$ и $\mathrm{H_2SO_4}$ (по първата степен) – в разреден разтвор дисоциират практически напълно, затова $[\mathrm{H^+}] = c$ . Силни основи са на и на Ca, Sr, Ba. Слабите киселини дисоциират само частично и в разтвора се установява химично равновесие. Силата им се мери с константата на равновесието:

О

Константа на дисоциация на киселина

За

\mathrm{HA \rightleftharpoons H^+ + A^-}

:

K_a = \frac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}

и

\mathrm{p}K_a = -\lg K_a

. Колкото по-малко е

\mathrm{p}K_a

, толкова по-силна е киселината. Степента на дисоциация

\alpha

е частта от молекулите, които са се разпаднали на йони.

Киселина	Формула	$\mathrm{p}K_a$ (25 °C)
флуороводородна	$\mathrm{HF}$	$3{,}17$
мравчена	$\mathrm{HCOOH}$	$3{,}75$
оцетна	$\mathrm{CH_3COOH}$	$4{,}76$
въглеродна (I степен)	$\mathrm{H_2CO_3}$	$6{,}35$
хипохлориста	$\mathrm{HClO}$	$7{,}53$
циановодородна	$\mathrm{HCN}$	$9{,}21$
амониев йон	$\mathrm{NH_4^+}$	$9{,}25$

Стойностите в различните справочници се разминават с няколко стотни. Ако киселината е слаба и не много разредена, дисоциира малка част от нея и $[\mathrm{HA}] \approx c$ . Тогава от $K_a$ следва прост извод:

Т

Закон за разреждането на Оствалд

За слаба киселина с концентрация

c

:

\alpha \approx \sqrt{\frac{K_a}{c}}

,

[\mathrm{H^+}] = \alpha c \approx \sqrt{K_a c}

,

\mathrm{pH} \approx \frac{\mathrm{p}K_a - \lg c}{2}

. При разреждане степента на дисоциация расте. Приближението е добро, докато

\alpha

е под около 5%.

Пример

Каква е степента на дисоциация и pH на оцетна киселина с концентрация 0,1 mol/L ( $K_a \approx 1{,}8 \cdot 10^{-5}$ )?

$\alpha \approx \sqrt{\frac{1{,}8 \cdot 10^{-5}}{0{,}1}} = \sqrt{1{,}8 \cdot 10^{-4}} \approx 0{,}0134$ – само 1,34% от молекулите
$[\mathrm{H^+}] = 0{,}0134 \cdot 0{,}1 = 1{,}34 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$ , $\mathrm{pH} \approx 2{,}87$
Солна киселина със същата концентрация има pH 1 – около 75 пъти повече $\mathrm{H^+}$ .

По същия начин силата на слабите основи се мери с $K_b$ . За спрегната двойка $K_a \cdot K_b = K_w$ : колкото по-слаба е киселината, толкова по-силна е спрегнатата ѝ основа.

5. Неутрализация и титруване

При реакцията между киселина и основа се получават сол и вода. Същността ѝ в разреден разтвор е една и съща за всички силни киселини и основи: $\mathrm{H^+ + OH^- \to H_2O}$ . Затова неизвестна концентрация на киселина може да се намери, като към нея се добавя основа с известна концентрация, докато се неутрализира. Това е титруването.

Т

Еквивалентна точка

В еквивалентната точка основата е добавена точно в количеството по уравнението. За едноосновна киселина и едновалентна основа

n(\mathrm{HA}) = n(\mathrm{OH^-})

, т.е.

c_a V_a = c_b V_b

. При силна киселина и силна основа тук

\mathrm{pH} = 7

; при слаба киселина и силна основа

\mathrm{pH} > 7

, защото получената сол хидролизира:

\mathrm{CH_3COO^- + H_2O \rightleftharpoons CH_3COOH + OH^-}

.

Краят на титруването се вижда по индикатор – слаба органична киселина, чиято спрегната основа има друг цвят. Индикаторът сменя цвета си в интервал от около две единици pH около своето $\mathrm{p}K_a$ . Подходящ е този, чийто интервал попада в стръмния скок на кривата на титруване.

Индикатор	Интервал на прехода (pH)	Кисела форма	Основна форма
метилоранж	$3{,}1 – 4{,}4$	червен	жълт
метилчервено	$4{,}4 – 6{,}2$	червен	жълт
лакмус	$4{,}5 – 8{,}3$	червен	син
бромтимолово синьо	$6{,}0 – 7{,}6$	жълт	син
фенолфталеин	$8{,}2 – 10{,}0$	безцветен	малиновочервен

Пример

За неутрализацията на 20,0 mL солна киселина са изразходвани 16,0 mL NaOH с концентрация 0,100 mol/L. Каква е концентрацията на киселината?

$n(\mathrm{NaOH}) = 0{,}100 \cdot 16{,}0 = 1{,}60\ \mathrm{mmol} = n(\mathrm{HCl})$
$c(\mathrm{HCl}) = \frac{1{,}60}{20{,}0} = 0{,}0800\ \mathrm{mol/L}$

V, mL12,5

pH сега:4,76еквивалентна точка:25 mL, pH 8,73скок (24,9 → 25,1 mL):pH 7,2 → 10,3фенолфталеин:8,2–10,0 (безцветен → малиновочервен)

Фенолфталеин е подходящ: сменя цвета си вътре в скока на pH, така че краят на титруването съвпада с еквивалентната точка с точност по-добра от 0,1 mL.

💡 В колбата има 25 mL киселина с концентрация 0,1 mol/L, от бюретата капе NaOH 0,1 mol/L. Кривата е пресметната точно от равновесията в разтвора. Цветната ивица е интервалът на прехода на индикатора. При слаба киселина зелената точка (половината от еквивалентния обем) е при pH = pKa, а еквивалентната точка е над 7 – получената сол хидролизира. При HClO скокът е толкова малък, че от тези индикатори пасва само тимолфталеинът.

6. Буферни разтвори

О

Буферен разтвор

Буферът е разтвор на слаба киселина и нейната спрегната основа (например

\mathrm{CH_3COOH}

и

\mathrm{CH_3COONa}

) в сравними количества. Той запазва pH почти постоянно при добавяне на малко киселина или основа и при разреждане.

Как работи? Добавените $\mathrm{H^+}$ се свързват от основата: $\mathrm{CH_3COO^- + H^+ \to CH_3COOH}$ , а добавените $\mathrm{OH^-}$ – от киселината: $\mathrm{CH_3COOH + OH^- \to CH_3COO^- + H_2O}$ . Силната киселина или основа се превръща в слаба и pH едва се помръдва – докато не се изчерпи единият от компонентите.

Т

Уравнение на Хендерсън–Хаселбалх (за напреднали)

\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \lg\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}

. При равни концентрации на киселината и солта

\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a

; буферът действа добре в интервала

\mathrm{p}K_a \pm 1

.

Пример

Какво е pH на разтвор, съдържащ 0,1 mol/L оцетна киселина и 0,2 mol/L натриев ацетат ( $\mathrm{p}K_a = 4{,}76$ )?

$\mathrm{pH} = 4{,}76 + \lg\frac{0{,}2}{0{,}1} = 4{,}76 + 0{,}30 = 5{,}06$

c(HA)0,1c(A⁻)0,1mmol2

pH на разтвора:4,76Хендерсън–Хаселбалх:4,76 + lg(0,10/0,10) = 4,76

Буфер: H⁺ се свързва с CH₃COO⁻ и pH се променя само с 0,18, а във водата – с 5,30.

💡 HA е оцетната киселина, A⁻ – ацетатът от натриевия ацетат. Чашите са оцветени с универсален индикатор. Концентрациите са в mol/L, добавката е в милимолове (като концентриран разтвор – промяната на обема пренебрегваме). pH е пресметнато точно. Буферът задържа pH най-добре, когато двата компонента са в близки количества – тогава pH ≈ pKa = 4,76. Нулирай натриевия ацетат, за да видиш степента на дисоциация на чистата оцетна киселина.

Буфери има навсякъде около нас: в кръвта ( $\mathrm{CO_2/HCO_3^-}$ и фосфатите поддържат pH 7,35–7,45), в морската вода, в почвата, в шампоаните и лекарствата. В лабораторията с буфери се калибрират pH-метрите.

7. Тренажор

pH на силни киселини и основи, pOH, концентрация на H⁺, разреждане, слаби киселини и неутрализация. Десетичните отговори въвеждай като 3,5.

✅ Решени: 0🔥 Серия: 0🏆 Рекорд: 0

25\ \mathrm{mL\ HCl},\ c = 0{,}05\ \mathrm{mol/L};\quad c(\mathrm{NaOH}) = 0{,}2\ \mathrm{mol/L}

Колко mL NaOH неутрализират киселината?

8. Киселини и основи в живота

Таблетки за , оцет, езера, лимони и собствената ни кръв – навсякъде pH има значение.

0 / 5

💊 Таблетка против киселини

Таблетка съдържа 400 mg магнезиев хидроксид $\mathrm{Mg(OH)_2}$ . Колко милимола HCl неутрализира тя и колко милилитра стомашен сок с концентрация на HCl 0,1 mol/L отговаря това?

🫙 Колко е силен оцетът

За титруването на 10,0 mL оцет с фенолфталеин са изразходвани 15,0 mL разтвор на NaOH с концентрация 0,5 mol/L. Каква е моларната концентрация на оцетната киселина и колко грама от нея има в литър оцет?

🏞️ Вкиселено езеро

Заради киселинни дъждове pH на планинско езеро е спаднало от 6,5 на 5,0. Колко пъти се е увеличила концентрацията на водородните йони?

🍋 Лимон и кафе

Лимоновият сок има pH около 2,3, а кафето – около 5,0. Каква е концентрацията на H⁺ в лимоновия сок (в mmol/L) и колко пъти е по-голяма от тази в кафето?

🩸 Буферът в кръвта

pH на кръвта се поддържа около 7,4 главно от двойката $\mathrm{CO_2/HCO_3^-}$ . При телесна температура за нея се използва $\mathrm{p}K_a \approx 6{,}1$ . Какво е отношението $[\mathrm{HCO_3^-}] : [\mathrm{CO_2}]$ в кръвта?

Зелено – решена сам(а), жълто – с решението. Десетичните числа може да пишеш със запетая.

9. ⚠️ Чести грешки

pH е линейна скала

✗ pH 3 е два пъти по-кисело от pH 6.

✓ Разликата е 3 единици – $\displaystyle 10^3 = 1000$ пъти повече $\displaystyle \mathrm{H^+}$ .

Разреждане до основна среда

✗ Ако разредим киселина 10⁹ пъти, pH става 10.

✓ pH на разредена киселина се доближава до 7, но не го надминава – остава водата.

Слаба = разредена

✗ Оцетната киселина е слаба, значи разтворът ѝ е разреден.

✓ „Слаба“ означава малка степен на дисоциация; ледената оцетна киселина е концентрирана, но слаба.

$\displaystyle [\mathrm{H^+}] = c$ за всяка киселина

✗ pH на 0,1 M оцетна киселина е 1.

✓ Това важи само за силни киселини; за оцетната $\displaystyle \mathrm{pH} \approx 2{,}9$ .

Неутрално в еквивалентната точка

✗ При титруване pH в еквивалентната точка винаги е 7.

✓ Само при силна киселина и силна основа; със слаба киселина е над 7.

Знакът в pH

✗ $\displaystyle \mathrm{pH} = \lg[\mathrm{H^+}]$

✓ $\displaystyle \mathrm{pH} = -\lg[\mathrm{H^+}]$ – иначе pH би било отрицателно.

10. 🎯 Бърз тест

1 / 9

✓ 0

Какво е киселина според теорията на Брьонстед и Лоури?

Избери отговор (или натисни 1–4)

11. 📝 Задачи за упражнение

0 / 0

Ниво А· Областен кръг

Ниво В· Национален кръг

Ниво С· Международна олимпиада

12. Обобщение

✓ По Арениус киселините отделят $\mathrm{H^+}$ , а основите – $\mathrm{OH^-}$ ; по Брьонстед–Лоури киселината е донор, а основата – акцептор на протони
✓ Спрегнатите двойки ( $\mathrm{HA/A^-}$ ) се различават с един протон
✓ $K_w = [\mathrm{H^+}][\mathrm{OH^-}] = 10^{-14}$ при 25 °C; $\mathrm{pH} = -\lg[\mathrm{H^+}]$ , $\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14$
✓ Силните киселини дисоциират напълно; за слабите $K_a$ , $\alpha \approx \sqrt{K_a/c}$ и $[\mathrm{H^+}] \approx \sqrt{K_a c}$
✓ При неутрализация $\mathrm{H^+ + OH^- \to H_2O}$ ; в еквивалентната точка $c_a V_a = c_b V_b$ ; индикаторът трябва да сменя цвета си в скока на pH
✓ Буферът (слаба киселина + спрегнатата ѝ основа) задържа pH: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \lg\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$

💡 Интересен факт

Индикатор можеш да направиш и вкъщи: свари нарязано червено зеле и прецеди отварата. Багрилата в нея (антоцианите) са червени в кисела среда, лилави – в близка до неутралната, и синьо-зелени до жълти в силно основна. Капни от отварата в оцет, в разтвор на сода бикарбонат и в сапунена вода – ще получиш цяла дъга от цветове.