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 ja 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).

pilt

HCl käitub kui hape ja loovutab prootoni:

pilt

Selles reaktsioonis käitub vesi kui alus ehk liidab prootoni:

pilt

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:

pilt

Ammoniaak käitub kui nõrk alus ja liidab prootoni:

pilt

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.

Kolmandate osapoolte sisu nägemiseks palun nõustu küpsistega.

Allikas: https://youtu.be/YGIzUrZKzGQ

Vesi on väga nõrk 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 on cH+ = 10-7 M .

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

Aluselistes lahustes pH on suurem 7-st (pH > 7) ja vesinikioonide kontsentratsioon on cH+ < 10-7 M ning hüdroksiidioonide kontsentratsioon on cH+ > 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: cH+ = 10−14 M. Samas hüdroksiidioonide kontsentratsioon on väga kõrge cOH– = 1 M

Lahuse happelisust väljendatakse vesinikeksponendi ehk pH-na.

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

pH = -log cH+

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

Analoogselt saab defineerida ka hüdroksiideksponendi:

pOH = −log cOH−

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.

pilt

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

ja on aga ioonilised ained. Ioonilised ained on ained, milles osakesi (ioone) seovad ioonilised sidemed. Tahke koosneb seega ioonidest: katioonidest ja anioonidest. on positiivse ning 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.

Kolmandate osapoolte sisu nägemiseks palun nõustu küpsistega.

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+ + SO42– 
Cu(OH)2 + 2 Na+ + SO42–

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:
Na2
S + 2 HCl → H2S + 2 NaCl

Täielik ioonvõrrand:
2 Na+ + S2– + 2 H+ + 2 Cl
H2S + 2 Na+ + 2 Cl

Tumedamalt on märgitud gaasina eralduv divesiniksulfiid. Reaktsioonist võtavad osa ainult S2– ja H+ ioonid.

Lühendatud ioonvõrrand:
S2– + 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 Hioonid.

Lühendatud ioonvõrrand:
OH + 2 H+  
H2O

Accept Cookies