3.7. Hapete ja aluste protolüütiline teooria

Hapete ja aluste definitsioone ja teooriaid on mitmeid. Üks lihtsamaid (sõnastatud Svante Arrheniuse poolt): hape on aine, mille lahustumisel vees tekivad lahusesse vesinikioonid, ja alus on aine, mille lahustumisel vees tekivad hüdroksiidioonid.

Sellisest käsitlusest alati ei piisa, sest happed ja alused võivad esineda ka mittevesilahustes ning alused võivad olla ained, mis hüdroksiidioone ei anna. Seetõttu kirjeldab happeid-aluseid üldisemalt protolüütiline teooria.

Hape on aine, mis loovutab prootoni ehk vesinikiooni (prootoni doonor).

Protolüütilise hapete-aluste käsitluse järgi on hape aine, mis loovutab prootoni ehk vesinikiooni (hape on prootoni doonor).

HCl käitub kui hape ja loovutab prootoni:

Selles reaktsioonis käitub vesi kui alus ehk liidab prootoni:

Alus on aine, mis seob prootoni (prootoni aktseptor).

Alus on aine, mis seob prootoni (prootoni aktseptor). Happe ja aluse vahelises reaktsioonis ehk neutralisatsioonireaktsioonis loovutab hape oma prootoni alusele:

Ammoniaak käitub kui nõrk alus ja liidab prootoni:

Ammoniaagi kõrval käitub vesi kui hape ja loovutab prootoni. Vaata uuesti soolhappe näidet (pth 3.6.). Siis oli vesi hoopis aluseks. Tegelikult eksisteerivad hape ja alus protolüütilise teooria alusel alati koos: happelisemate omadustega aine on prootoni doonoriks ja vähem happeline aine seob prootoni.

Vesi käitub kui amfolüüt. Seega vesi võib reageerida kui hapete (prootoni doonor) kui ka alustega (prootoni aktseptro). Seetõttu kutsutakse vett amfolüüdiks – veel on nii happelised kui ka aluselised omadused.

Milline on lahuse happelisus ehk pH

Lahuse happelisus (aluselisus) on seotud hüdrooniumioonide (H₃O⁺) või (lihtsamalt) vesinikioonide (H⁺) kontsentratsiooniga lahuses.

Allikas: https://youtu.be/YGIzUrZKzGQ

Vesi on väga nõrk elektrolüüt ja dissotsieerub väga vähesel määral:

H₂O ⇆ H⁺  + OH^–

Veest tekib võrdne hulk H⁺ ja OH^– ioone, sellepärast on puhas vesi neutraalne.  Nii H⁺ kui ka OH^– ioonide kontsentratsioonon vees on ligikaudu 10^-7 M. 

Lahuse happelisust väljendatakse vesinikeksponendi ehk pH-na.

Neutraalse lahuse pH = 7.
Happelise lahuse pH < 7.
Aluselise lahuse pH > 7.

Neutraalsete lahuste pH = 7 ja vesinikioonide molaarne kontsentratsioon on c_H+ = 10^-7 M .

Happelistes lahustes on pH väiksem 7-st (pH < 7), vesinikioonide kontsentratsioon on  c_H+ > 10^-7 M ja hüdroksiidioonide kontsentratsioon on väiksem kui 10^-7 M. Mida happelisem on lahus, seda madalam on lahuse pH väärtus. pH-skaalas vastab väärtus pH = 0 väga tugevale happele, mille vesinikioonide kontsentratsioon lahuses on c_H+= 1 M.

Aluselistes lahustes pH on suurem 7-st (pH > 7) ja vesinikioonide kontsentratsioon on c_H+ < 10^-7 M ning hüdroksiidioonide kontsentratsioon on c_H+ > 10^-7. Seega aluselises lahuses on OH^– ioone rohkem kui H⁺ ioone. Mida aluselisem on lahus, seda suurem on lahuse pH väärtus. pH väärtus 14 vastab väga tugevale alusele, milles vesinikioonide kontsentratsioon on üliväike: c_H+ = 10⁻¹⁴ M. Samas hüdroksiidioonide kontsentratsioon on väga kõrge c_OH– = 1 M

Lahuse happelisust väljendatakse vesinikeksponendi ehk pH-na.

pH arvuline väärtus on võrdne vesinikioonide kontsentratsiooni (c_H+) negatiivse logaritmiga:

pH = -log c_H+

Näiteks neutraalse lahuse pH = -log (1×10^-7) = 7

Analoogselt saab defineerida ka hüdroksiideksponendi:

pOH = −log c_OH−

pH ja pOH on vesilahustes teineteisega seotud: pH + pOH = 14. Seda võrrandit saab vastastikusteks üleminekuteks kasutada.

Ole nende valemite kasutamisel tähelepanelik. Soolhape on tugevam hape kui vesi ja ei ole võimalik valmistada HCl lahust, mille pH oleks > 7. Samamoodi ei saa ka kuitahes lahja NaOH lahus olla happeline, sest NaOH on tugevam alus kui vesi.

Joonis 1. pH skaala ja vesinikioonide molaarsed kontsentratsioonid. Allikas: https://e-koolikott.ee/oppematerjal/16509-Lahuse-pH

Nii tugevalt happelised kui ka tugevalt aluselised lahused on väga söövitava toimega, sellepärast on oluline osata lahuse pH-d määrata.

Molekulaarne ja ioonvõrrand

Siiani oled kirjutanud reaktsioonivõrrandeid molekulaarsel kujul, kus lähteained ja saadused on esitatud molekulvalemitena ja lahuses tekkivaid ioone pole eraldi välja toodud. Näiteks hape reageerib alusega ning tekib sool ja vesi.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O   molekulaarne võrrand

Soolad ja tugevad alused on aga ioonilised ained. Ioonilised ained on ained, milles osakesi (ioone) seovad ioonilised sidemed. Tahke iooniline aine koosneb seega ioonidest: katioonidest ja anioonidest. Katioon on positiivse ning anioon negatiivse laenguga osake. Ioonidevahelisi reaktsioone saab esitada ioonvõrrandina. Ioonidevahelised reaktsioonid saavad toimuda ioonide kontsentratsiooni vähenemise suunas, kui

1. tekib sade,
2. eraldub gaas,
3. tekib vesi või mõni muu nõrk elektrolüüt.

Allikas: https://www.youtube.com/watch?v=lvkLPwbV5iM&list=PLDq4dTA-nGpj7MuhXrHsurq6XQR1gUamV&index=4

Vaatame kolme näidet ioonvõrrandite kirjutamise kohta.

1. näide. Ioonidevahelisel reaktsioonil tekib sade

Molekulaarne võrrand:
2 NaOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Reaktsiooni tulemusena tekib rasklahustuv hüdroksiid Cu(OH)₂. Täieliku ioonvõrrandi korral kirjutatakse kõik vees hästi lahustuvad , tugevad elektrolüüdid ioonsel kujul. Nõrgad elektrolüüdid, gaasilised ained ja mitteelektrolüüdid kirjutatakse molekulvalemina.

Täielik ioonvõrrand:
2 Na⁺ + 2 OH^– + Cu²⁺ + SO₄^2–  → Cu(OH)₂↓ + 2 Na⁺ + SO₄^2–

Tumedamalt on märgitud rasklahustuv vask(II) hüdroksiid.

Tegelikult osalevad reaktsioonis ainult Cu²⁺ ja OH^– ioonid. Lühendatud ioonvõrrandis märgi ainult need ioonid, mis võtavad reaktsioonist osa.

Lühendatud ioonvõrrand:
Cu²⁺ + 2 OH^– → Cu(OH)₂↓

2. näide. Ioonidevahelisel reaktsioonil eraldub gaas

Naatriumsulfiidi vesilahusele vesinikkloriidhape lahuse lisamisel eraldub mädamunahaisuline gaas H₂S.

Molekulaarne võrrand:
Na₂S + 2 HCl → H₂S↑ + 2 NaCl

Täielik ioonvõrrand:
2 Na⁺ + S^2– + 2 H⁺ + 2 Cl^– → H₂S↑ + 2 Na⁺ + 2 Cl^–

Tumedamalt on märgitud gaasina eralduv divesiniksulfiid. Reaktsioonist võtavad osa ainult S^2– ja H⁺ ioonid.

Lühendatud ioonvõrrand:
S^2– + H⁺ → H₂S↑

3. näide. Ioonidevahelisel reaktsioonil tekib nõrk elektrolüüt

Molekulaarne võrrand:
NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Täielik ioonvõrrand:
Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^–  → H₂O + Na⁺ + Cl^– 

Tumedamalt on märgitud nõrk elektrolüüt vesi. Reaktsioonist võtavad osa ainult OH^– ja H⁺ ioonid.

Lühendatud ioonvõrrand:
OH^– + 2 H⁺  → H₂O