📚 கற்றல் முதன்மை க.பொ.த. (சா/த) க.பொ.த. (உ/த) பிற 🌐 English உள்நுழைய
பாடங்கள் · அலகு 12 · அமில-கார சமநிலை

அமில-கார சமநிலையும் pH உம்

முழுமையான பார்வை — நீர்க்கரைசலில் அயனிகச் சமநிலை

இந்தப் பாடத்தில், நீர்க்கரைசலில் (aqueous solution) நிகழும் அமில-கார சமநிலைகள் (acid-base equilibria) ஆராயப்படுகின்றன. ஓர் அமிலம் அல்லது காரம் நீரில் கரைக்கப்படும்போது, அக்கரைசலில் ஐதரசன் அயன்களும் (H⁺) ஐதரொட்சைட்டு அயன்களும் (OH⁻) ஒரு சமநிலையில் நிலவுகின்றன. இந்தச் சமநிலையின் நிலையை ஒரு தனிய எண்ணால் வெளிப்படுத்துவதே pH அளவுத்திட்டம் (pH scale) ஆகும்.

முதலில், அமிலம் மற்றும் காரம் என்பவற்றுக்கு பொதுவான வரைவிலக்கணம் ஒன்று வழங்கும் புரொன்ஸ்ட்டெட்-லௌரிக் கொள்கை (Brønsted–Lowry theory) அறிமுகப்படுத்தப்படுகின்றது. அதன்பின், நீரின் சுய அயனாக்கம், அதனை வெளிப்படுத்தும் நீரின் அயன் பெருக்கம் (Kw), pH மற்றும் pOH அளவுத்திட்டங்கள், வலிய (strong) மற்றும் மென் (weak) அமிலங்கள் ஆகியோரின் வேறுபாடு, அயனாக்க மாறிலிகளான Ka மற்றும் Kb, அமிலம்-காரக் கரைசல்களின் pH ஐக் கணித்தல், இறுதியாக உப்புகளின் நீராற்பகுப்பு (salt hydrolysis) ஆகியன ஒவ்வொன்றாக ஆராயப்படுகின்றன.

பெரும் சித்திரம் / Big picture

தூய நீரும் தன்னைத்தானே சிறிதளவு அயனாக்கும் — Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴ (25 °C இல்). அமிலம் அல்லது காரம் இந்தச் சமநிலையைச் சாய்க்கின்றது. வலிய அமிலம்/காரம் முற்றாக அயனாக்கமடைகின்றன; மென் அமிலம்/காரம் பகுதியாக மட்டுமே அயனாக்கமடைகின்றன — எனவே Ka, Kb கணக்கீடுகள் தேவைப்படுகின்றன. ஒரு இணைச் சோடிக்கு (conjugate pair) Ka × Kb = Kw என்பது அடிப்படையான தொடர்பாகும்.

1. புரொன்ஸ்ட்டெட்-லௌரி அமிலங்களும் காரங்களும்

Universal indicator
Wikipedia → · CC

1923 ஆம் ஆண்டில், டென்மார்க்கு இரசாயனியான யொஹான்னெஸ் புரொன்ஸ்ட்டெட் (Johannes Brønsted) மற்றும் ஆங்கில இரசாயனியான தோமஸ் லௌரி (Thomas Lowry) ஆகியோர், அமிலம் மற்றும் காரம் என்பவற்றுக்கு மிகவும் பொதுவான ஒரு வரைவிலக்கணத்தை வழங்கினர். இக்கொள்கைப்படி, அமிலம் என்பது ஒரு புரோத்தனை (proton, H⁺) வழங்கும் ஆற்றலுடைய பதார்த்தமாகும்; காரம் என்பது ஒரு புரோத்தனை ஏற்கும் ஆற்றலுடைய பதார்த்தமாகும். சுருக்கமாகக் கூறின், அமிலம் என்பது புரோத்தன் வழங்கி (proton donor) ஆகும்; காரம் என்பது புரோத்தன் ஏற்பி (proton acceptor) ஆகும்.

உதாரணமாக, ஐதரசன் குளோரைட்டு நீரில் கரையும்போது, HCl மூலக்கூறு ஒரு புரோத்தனை நீருக்கு வழங்குகின்றது; நீர் அப்புரோத்தனை ஏற்று ஐதரோனியம் அயனாக (H₃O⁺) மாறுகின்றது. எனவே இத்தாக்கத்தில் HCl ஒரு அமிலமாகவும், H₂O ஒரு காரமாகவும் தொழிற்படுகின்றன.

HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq)

நீரால் தண்ணீரில் கரையும் அமோனியா (NH₃) ஒரு புரோத்தனை நீரிலிருந்து ஏற்று அமோனியம் அயனாக (NH₄⁺) மாறுகின்றது; இங்கு அமோனியா காரமாகவும், நீர் அமிலமாகவும் தொழிற்படுகின்றன. நீர் ஒரு புரோத்தனை வழங்கவும் ஏற்கவும் கூடியதாக இருப்பதால், அது ஓர் உபயப்புரோத்தனிய (amphiprotic) பதார்த்தமாகும். HCO₃⁻, HSO₄⁻, H₂PO₄⁻ ஆகியனவும் உபயப்புரோத்தனிய இனங்களாகும்.

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

2. இணை அமில-காரச் சோடிகள் (Conjugate acid–base pairs)

Litmus
Wikipedia → · CC

புரொன்ஸ்ட்டெட்-லௌரிக் கொள்கையின் முக்கியமான கருத்து இணைச் சோடி பற்றியதாகும். ஓர் அமிலம் ஒரு புரோத்தனை வழங்கியதன் பின்னர், எஞ்சும் இனம் ஒரு புரோத்தனை மீண்டும் ஏற்கக்கூடியதாக இருப்பதால் அது ஒரு காரமாகத் தொழிற்படும். ஒரே ஒரு புரோத்தனால் வேறுபடும் இந்த அமில-கார இணையே இணை அமில-காரச் சோடி (conjugate acid–base pair) எனப்படுகின்றது. அமிலம் ஒரு புரோத்தனை இழந்தால் கிடைப்பது அதன் இணை காரம் (conjugate base); காரம் ஒரு புரோத்தனைப் பெற்றால் கிடைப்பது அதன் இணை அமிலம் (conjugate acid) ஆகும்.

Conjugate Acid–Base Pairs — Proton Transfer CH₃COOH acid 1 + H₂O base 2 ⇌ H₃O⁺ acid 2 + CH₃COO⁻ base 1 conjugate pair 1 (differ by one H⁺) conjugate pair 2 A strong acid has a weak conjugate base, and vice versa.

அமிலம் 1 அதன் புரோத்தனை இழந்து இணை காரம் 1 ஆகின்றது; காரம் 2 புரோத்தனை ஏற்று இணை அமிலம் 2 ஆகின்றது.

ஒரு வலிய அமிலம் தனது புரோத்தனை எளிதாக இழக்கின்றது; எனவே அதன் இணை காரம் புரோத்தனை மீண்டும் ஏற்கும் ஆற்றல் குறைந்ததாக — அதாவது மென் காரமாக — இருக்கும். இதேபோல், ஒரு மென் அமிலத்தின் இணை காரம் ஒப்பீட்டளவில் வலிய காரமாக இருக்கும். எனவே, வலிய அமிலத்திற்கு மென் இணை காரமும்; மென் அமிலத்திற்கு வலிய இணை காரமும் அமைகின்றன.

3. நீரின் அயன் பெருக்கம், Kw

தூய நீரும் ஒரு புரோத்தனை ஒரு நீர் மூலக்கூறிலிருந்து இன்னொரு நீர் மூலக்கூறுக்கு வழங்கி, மிகச் சிறியளவில் தன்னைத்தானே அயனாக்கிக் கொள்கின்றது. இது நீரின் சுய அயனாக்கம் (self-ionisation) எனப்படும்.

2H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

நீர் ஒரு தூய திரவமாதலால் அதன் செறிவு ஒரு மாறிலியாகக் கருதப்படும்; எனவே நீரின் செறிவுப் பதம் சமநிலை மாறிலியுடன் இணைக்கப்பட்டு, நீரின் அயன் பெருக்கம் (ionic product of water, Kw) எனப்படும் ஒரு புதிய மாறிலி பெறப்படுகின்றது.

Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = [H⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ (25 °C இல்)

தூய நீரில், சுய அயனாக்கம் சம எண்ணிக்கையான H⁺ மற்றும் OH⁻ அயன்களைத் தருகின்றது; எனவே [H⁺] = [OH⁻] = √Kw = 1.0 × 10⁻⁷ mol dm⁻³ ஆகும். ஒரு கரைசலில் [H⁺] = [OH⁻] எனின் அக்கரைசல் நடுநிலை (neutral); [H⁺] > [OH⁻] எனின் அது அமிலத்தன்மை (acidic); [H⁺] < [OH⁻] எனின் அது காரத்தன்மை (basic) கொண்டது.

நீரின் அயனாக்கம் வெப்பமேற்கும் (endothermic) தாக்கம் ஆதலால், Kw வெப்பநிலையைச் சார்ந்தது. வெப்பநிலை அதிகரிக்கும்போது Kw அதிகரிக்கின்றது. 100 °C இல் Kw ≈ 1.0 × 10⁻¹² ஆகும்; இங்கு நடுநிலை நீரின் pH = 6 எனினும், [H⁺] = [OH⁻] ஆதலால் அந்நீர் இன்னமும் நடுநிலையானதே.

4. pH மற்றும் pOH அளவுத்திட்டங்கள்

ஐதரசன் அயன் செறிவு மிகச் சிறிய எண்களாக (10⁻¹ முதல் 10⁻¹⁴ வரை) இருப்பதால், அவற்றை மடக்கை அளவுத்திட்டத்தில் (logarithmic scale) வெளிப்படுத்துவது வசதியானது. ஓர் கரைசலின் pH என்பது அதன் ஐதரசன் அயன் செறிவின் அடி-10 மடக்கையின் மறை பெறுமானமாக வரையறுக்கப்படுகின்றது.

pH = −log[H⁺]     pOH = −log[OH⁻]
pH + pOH = 14   (25 °C இல்)     pKw = −log Kw = 14

Kw = [H⁺][OH⁻] என்பதன் இருபுறமும் மடக்கை எடுத்து மறையால் பெருக்கினால், pH + pOH = pKw = 14 என்னும் தொடர்பு கிடைக்கின்றது. எனவே ஒரு கரைசலின் pH தெரிந்தால், pOH ஐயும் இலகுவாகக் கணிக்கலாம்.

The pH Scale at 25 °C 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 ACIDIC [H⁺] > [OH⁻] NEUTRAL (pH 7) [H⁺] = [OH⁻] BASIC [H⁺] < [OH⁻] lemon ~2 · vinegar ~3 pure water 7 · blood ~7.4 ammonia ~11 · NaOH ~14 Each unit of pH = a tenfold change in [H⁺].

pH ஒரு அலகு மாறும்போது [H⁺] பத்து மடங்கு மாறுகின்றது. pH < 7 அமிலத்தன்மை; pH = 7 நடுநிலை; pH > 7 காரத்தன்மை.

5. வலிய அமிலம் / வலிய காரம் (Strong acid / strong base)

ஒரு வலிய அமிலம் (strong acid) நீர்க்கரைசலில் முற்றாக அயனாக்கமடைகின்றது; எனவே HCl, HNO₃, H₂SO₄ போன்றவற்றில், அமிலத்தின் ஆரம்பச் செறிவே நேரடியாக [H⁺] ஐத் தருகின்றது. இதேபோல், NaOH, KOH போன்ற வலிய காரம் (strong base) முற்றாக அயனாக்கமடைந்து [OH⁻] ஐ நேரடியாகத் தருகின்றது.

எடுத்துக்காட்டு 1: 0.010 mol dm⁻³ HCl கரைசலின் pH ஐக் கணிக்க.
HCl முற்றாக அயனாக்கமடைகின்றது → [H⁺] = 0.010 = 1.0 × 10⁻² mol dm⁻³
pH = −log(1.0 × 10⁻²) = 2.00

எடுத்துக்காட்டு 2: 0.0010 mol dm⁻³ NaOH கரைசலின் pH ஐக் கணிக்க.
NaOH முற்றாக அயனாக்கமடைகின்றது → [OH⁻] = 1.0 × 10⁻³ mol dm⁻³
pOH = −log(1.0 × 10⁻³) = 3.00
pH = 14 − pOH = 14 − 3.00 = 11.00

பொதுவான தவறு / Common mistake

மிகவும் நீர்த்த வலிய அமிலத்திற்கு (உதாரணமாக 1.0 × 10⁻⁸ mol dm⁻³ HCl) pH = 8 என எழுதுவது தவறு. அவ்வாறு எழுதின் ஓர் அமிலக் கரைசல் காரத்தன்மை கொண்டதாகக் காட்டப்படும். இங்கு அமிலத்திலிருந்து வரும் [H⁺] நீரின் சுய அயனாக்கத்திலிருந்து வரும் [H⁺] (= 1.0 × 10⁻⁷) ஐ விடக் குறைவாதலால், இரண்டையும் சேர்த்துக் கருதவேண்டும்; அவ்வாறு செய்தால் pH ≈ 6.98 ஆகக் கிடைக்கின்றது.

6. மென் அமிலம் மற்றும் அயனாக்க மாறிலி Ka

ஒரு மென் அமிலம் (weak acid) நீர்க்கரைசலில் பகுதியாக மட்டுமே அயனாக்கமடைகின்றது; எனவே அயனாக்கமடையாத மூலக்கூறுகளும் அயன்களும் ஒரு சமநிலையில் நிலவுகின்றன. இச்சமநிலையின் மாறிலியே அமில அயனாக்க மாறிலி (acid dissociation constant, Ka) எனப்படும்.

HA(aq) ⇌ H⁺(aq) + A⁻(aq)     Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]
pKa = −log Ka
தோராயம் (Ka சிறியது, x ≪ C எனின்):   [H⁺] = √(Ka × C)
எனவே   pH = ½(pKa − log C)

Ka பெறுமானம் சிறியதாக இருந்தால் அமிலம் மென்மையானது; Ka பெரியதாக இருந்தால் அமிலம் ஒப்பீட்டளவில் வலியது. ஒரு குறிப்பிட்ட வெப்பநிலையில் Ka ஒரு மாறிலி; அது அமிலத்தின் இயல்பான அலகாகும். pKa சிறியதாக இருந்தால் அமிலம் வலியது.

எடுத்துக்காட்டு 3: 0.10 mol dm⁻³ அசற்றிக் அமிலத்தின் (CH₃COOH) pH ஐக் கணிக்க. Ka = 1.8 × 10⁻⁵.
[H⁺] = √(Ka × C) = √(1.8 × 10⁻⁵ × 0.10) = √(1.8 × 10⁻⁶)
[H⁺] = 1.34 × 10⁻³ mol dm⁻³
pH = −log(1.34 × 10⁻³) = 2.87
அயனாக்க சதவீதம் = (1.34 × 10⁻³ / 0.10) × 100 = 1.34 % — மிகச் சிறியதாதலால் தோராயம் செல்லுபடியாகும்.

7. மென் காரம் மற்றும் அயனாக்க மாறிலி Kb

ஒரு மென் காரம் (weak base), அமோனியா போல, நீர்க்கரைசலில் பகுதியாக மட்டுமே அயனாக்கமடைகின்றது. இச்சமநிலையின் மாறிலி கார அயனாக்க மாறிலி (base dissociation constant, Kb) எனப்படும்.

B(aq) + H₂O(l) ⇌ BH⁺(aq) + OH⁻(aq)     Kb = [BH⁺][OH⁻] / [B]
pKb = −log Kb
தோராயம்:   [OH⁻] = √(Kb × C)    pOH = ½(pKb − log C)    pH = 14 − pOH

எடுத்துக்காட்டு 4: 0.10 mol dm⁻³ அமோனியாக் கரைசலின் (NH₃) pH ஐக் கணிக்க. Kb = 1.8 × 10⁻⁵.
[OH⁻] = √(Kb × C) = √(1.8 × 10⁻⁵ × 0.10) = 1.34 × 10⁻³ mol dm⁻³
pOH = −log(1.34 × 10⁻³) = 2.87
pH = 14 − 2.87 = 11.13

8. இணைச் சோடி உறவு — Ka · Kb = Kw

ஒரு மென் அமிலம் HA உம் அதன் இணை காரம் A⁻ உம் ஓர் இணைச் சோடியை உருவாக்குகின்றன. HA இன் Ka கோவையையும் A⁻ இன் Kb கோவையையும் பெருக்கினால், [H⁺][OH⁻] = Kw மட்டுமே எஞ்சுகின்றது. எனவே, ஒரு இணைச் சோடிக்கான அமில மற்றும் கார அயனாக்க மாறிலிகளின் பெருக்கம் எப்போதும் நீரின் அயன் பெருக்கத்துக்குச் சமமாகும்.

Ka(HA) × Kb(A⁻) = Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴

pKa + pKb = 14

உதாரணமாக, அமோனியம் அயனின் (NH₄⁺) Ka = 5.6 × 10⁻¹⁰; அதன் இணை காரமான அமோனியாவின் (NH₃) Kb = 1.8 × 10⁻⁵. இவ்விரண்டின் பெருக்கம் = 1.0 × 10⁻¹⁴ = Kw ஆகும். இவ்வுறவைப் பயன்படுத்தி, ஒரு இணையின் ஒரு மாறிலி தெரிந்தால் மற்றதைக் கணிக்கலாம்.

9. உப்புகளின் நீராற்பகுப்பு (Salt hydrolysis)

ஓர் உப்பு நீரில் கரையும்போது அதன் அயன்கள் நீருடன் தாக்கமடைந்து கரைசலின் pH ஐ மாற்றலாம்; இது உப்பு நீராற்பகுப்பு (salt hydrolysis) எனப்படும். உப்பு எந்த அமிலம், காரம் ஆகியவற்றிலிருந்து தோன்றியது என்பதைப் பொறுத்தே கரைசலின் pH அமைகின்றது.

உப்பு வகைஎடுத்துக்காட்டுகரைசலின் pH
வலிய அமிலம் + வலிய காரம்NaCl, KNO₃pH ≈ 7 (நடுநிலை)
மென் அமிலம் + வலிய காரம்CH₃COONa, KCNpH > 7 (காரத்தன்மை)
வலிய அமிலம் + மென் காரம்NH₄Cl, AlCl₃pH < 7 (அமிலத்தன்மை)
மென் அமிலம் + மென் காரம்CH₃COONH₄Ka vs Kb ஒப்பீட்டில் தங்கியுள்ளது

வலிய அமிலம் மற்றும் வலிய காரம் ஆகியவற்றிலிருந்து தோன்றும் உப்பின் அயன்கள் நீருடன் தாக்கமடைவதில்லை; எனவே கரைசல் நடுநிலையானது. மென் அமிலத்திலிருந்து வரும் அயன் (உதாரணமாக CH₃COO⁻) ஒரு வலிய இணை காரமாதலால் நீருடன் தாக்கமடைந்து OH⁻ ஐ உருவாக்குகின்றது; எனவே கரைசல் காரத்தன்மை கொள்கின்றது. மென் காரத்திலிருந்து வரும் கேற்அயன் (உதாரணமாக NH₄⁺) ஒரு வலிய இணை அமிலமாதலால் நீருடன் தாக்கமடைந்து H₃O⁺ ஐ உருவாக்குகின்றது; எனவே கரைசல் அமிலத்தன்மை கொள்கின்றது.

CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq)   (pH > 7)
NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)   (pH < 7)
Strong vs Weak Acid — Extent of Ionisation Strong Acid (HCl) fully ionised — single arrow → H⁺ H⁺ H⁺ H⁺ H⁺ H⁺ H⁺ H⁺ H⁺ H⁺ all 10 molecules → ions; K_a very large Weak Acid (CH₃COOH) partially ionised — equilibrium ⇌ H⁺ H⁺ HA HA HA HA HA HA HA HA only ~1–2 ionise; mostly undissociated HA Strong = complete ionisation; weak = an equilibrium with small K_a.

வலிய அமிலத்தில் எல்லா மூலக்கூறுகளும் அயனாக்கமடைகின்றன; மென் அமிலத்தில் சிலவே அயனாக்கமடைந்து சமநிலை நிலவுகின்றது.

பொதுவான தவறுகள் / Common mistakes
  • "வலிய" மற்றும் "செறிவான" என்பவற்றை மயங்க வேண்டாம் — வலிமை அயனாக்கத்தின் அளவைக் குறிக்கின்றது; செறிவு கரைந்துள்ள மூல்களின் எண்ணிக்கையைக் குறிக்கின்றது. ஒரு நீர்த்த வலிய அமிலமும், ஒரு செறிவான மென் அமிலமும் சாத்தியமே.
  • மென் அமிலத்தின் pH ஐ வலிய அமிலம் போல pH = −log C என நேரடியாகக் கணிப்பது தவறு; மென் அமிலத்திற்கு [H⁺] = √(Ka × C) ஐப் பயன்படுத்த வேண்டும்.
  • Ka · Kb = Kw இல், Ka உம் Kb உம் ஒரே இணைச் சோடிக்கு உரியதாக இருக்க வேண்டும் — அமிலத்தின் Ka ஐ அதன் இணை காரத்தின் Kb உடன் மட்டுமே இணைக்க வேண்டும்.
  • NaCl போன்ற வலிய அமிலம்-வலிய காரம் உப்பின் pH = 7; அதை அமிலத்தன்மை அல்லது காரத்தன்மை கொண்டதாகக் கருதுவது தவறு.
  • pH இற்கு அலகு இல்லை; அது ஒரு பரிமாணமற்ற கணியம். mol dm⁻³ ஐ pH இன் அலகாக எழுத வேண்டாம்.
📝 தேர்வாளர் குறிப்பு / Examiner note

அமிலம், காரம் என்பவற்றின் வரைவிலக்கணம் கேட்கப்படின், புரொன்ஸ்ட்டெட்-லௌரிக் கொள்கையின்படி "புரோத்தன் வழங்கி" மற்றும் "புரோத்தன் ஏற்பி" என முழுமையான வாக்கியங்களில் எழுதுக. வலிய அமிலம்/காரத்தின் pH கணித்தலில் முற்றான அயனாக்கம் எனக் கூறி, செறிவிலிருந்து நேரடியாக [H⁺] அல்லது [OH⁻] ஐப் பெறுக. மென் அமிலம்/காரத்திற்கு [H⁺] = √(Ka × C) கோவையைப் பயன்படுத்தி, தோராயம் செல்லுபடியாகின்றதா எனச் சதவீத அயனாக்கத்தால் சரிபார்க்க. Paper I இல் Ka · Kb = Kw தொடர்பு வினா ஏறக்குறைய ஒவ்வொரு வருடமும் கேட்கப்படுகின்றது; pKa + pKb = 14 ஐ மனனம் செய்க. உப்பு நீராற்பகுப்பு வினாக்களில், உப்பு எந்த அமிலம்-காரத்திலிருந்து தோன்றியது என்பதை முதலில் இனங்கண்டு, அதன்பின் தாக்கச் சமன்பாட்டுடன் pH > 7, = 7, அல்லது < 7 எனப் பகுதிநியாயத்துடன் முன்கணிக்க.

🌐 விளக்க படம் / Explanatory Diagram
Acid-base equilibrium
அமில-கார சமநிலை
Acid-base equilibrium
Credit: Wikimedia Commons  · CC BY-SA 4.0
📖 மேலதிக தகவல் / More on Wikipedia →

📝 பயிற்சி வினாக்கள்

பகுதி I — பல்தேர்வு வினாக்கள்

  1. ப்ரான்ஸ்டெட்-லௌரி அமிலம்:

    1. புரோட்டான் ஏற்பி
    2. புரோட்டான் வழங்கி
    3. எலக்ட்ரான் வழங்கி
    4. OH⁻ வழங்கி
    5. எதுவுமில்லை
    விடை
    (2) — அமிலம் = புரோட்டான் (H⁺) வழங்கி.

  2. நடுநிலை நீரின் pH (25°C):

    1. 0
    2. 7
    3. 14
    4. 1
    5. 10
    விடை
    (2) — நடுநிலை → pH 7.

  3. pH = ?

    1. log[H⁺]
    2. −log[H⁺]
    3. [H⁺]
    4. −log[OH⁻]
    5. 10^[H⁺]
    விடை
    (2) — pH = −log[H⁺].

  4. வலிமையான அமிலம்:

    1. பகுதியளவே அயனாக்கம்
    2. முழுமையாக அயனாக்கம்
    3. அயனாக்கம் இல்லை
    4. காரம்
    5. எதுவுமில்லை
    விடை
    (2) — வலிமையான அமிலம் நீரில் முழுமையாக அயனாக்கம்.

  5. [H⁺] = 10⁻³ எனில் pH:

    1. 3
    2. 11
    3. 7
    4. −3
    5. 10
    விடை
    (1) — pH = −log(10⁻³) = 3.

  6. Ka பெரியதாக இருந்தால் அமிலம்:

    1. பலவீனம்
    2. வலிமை
    3. நடுநிலை
    4. காரம்
    5. எதுவுமில்லை
    விடை
    (2) — பெரிய Ka → அதிக அயனாக்கம் → வலிமையான அமிலம்.

பகுதி II — கட்டமைப்பு வினா

• வலிமையான மற்றும் பலவீன அமிலங்களை அயனாக்கம் மற்றும் Ka அடிப்படையில் வேறுபடுத்துக.

மாதிரி விடை
வலிமை: முழு அயனாக்கம், பெரிய Ka. பலவீனம்: பகுதி அயனாக்கம், சிறிய Ka.

• [H⁺] = 2×10⁻⁵ mol dm⁻³ எனில் pH-ஐக் கணிக்க.

மாதிரி விடை
pH = −log(2×10⁻⁵) = 5 − log2 ≈ 4.7.

கட்டுரை வினா

• அமிலம்-காரம் — ப்ரான்ஸ்டெட்-லௌரி, pH, வலிமை (Ka/Kb), இணை அமில-காரம், கணிப்புகளை விளக்குக.

விடை வரைவு
வரைவு: அமிலம்=H⁺ வழங்கி, காரம்=H⁺ ஏற்பி; pH=−log[H⁺]; வலிமை=அயனாக்க அளவு (Ka/Kb); இணை அமில-காரம் ஜோடி; கணிப்புகள்.
← அலகு 12