Acid-base equilibria Tamil revision notes: the Bronsted-Lowry definition of acids as proton donors and bases as proton acceptors including amphiprotic water, conjugate acid-base pairs and the rule that a strong acid has a weak conjugate base, the ionic product of water Kw and how it defines neutral acidic and basic solutions including its temperature dependence, the pH and pOH logarithmic scales, and strong acid and strong base pH calculations from complete dissociation with the common mistake of forgetting water's self-ionisation for very dilute strong acids.

A/L இரசாயனவியல் · அலகு 12 · குறு குறிப்பு (12உ)

🧠 மனப்படம்
💧
அமில-கார அடிப்படைகள்
Acid-Base Fundamentals

1 பெரும் சித்திரமும் புரொன்ஸ்ட்டெட்-லௌரிக் கொள்கையும்

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 ஆகும். தூய நீரும் தன்னைத்தானே சிறிதளவு அயனாக்கும் — Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴ (25 °C இல்). அமிலம் அல்லது காரம் இந்தச் சமநிலையைச் சாய்க்கின்றது.

1923 ஆம் ஆண்டில், டென்மார்க்கு இரசாயனியான யொஹான்னெஸ் புரொன்ஸ்ட்டெட் மற்றும் ஆங்கில இரசாயனியான தோமஸ் லௌரி 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 புரோத்தன் வழங்கி (proton donor); காரம் புரோத்தன் ஏற்பி (proton acceptor) ஆகும்.

HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq)

ஐதரசன் குளோரைட்டு நீரில் கரையும்போது, HCl மூலக்கூறு ஒரு புரோத்தனை நீருக்கு வழங்குகின்றது; நீர் அப்புரோத்தனை ஏற்று ஐதரோனியம் அயனாக (H₃O⁺) மாறுகின்றது. எனவே இத்தாக்கத்தில் HCl அமிலமாகவும், H₂O காரமாகவும் தொழிற்படுகின்றன. மறுபுறம், நீரால் கரையும் அமோனியா (NH₃) ஒரு புரோத்தனை நீரிலிருந்து ஏற்று அமோனியம் அயனாக (NH₄⁺) மாறுகின்றது — இங்கு அமோனியா காரமாகவும், நீர் அமிலமாகவும் தொழிற்படுகின்றன.

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

நீர் ஒரு புரோத்தனை வழங்கவும் ஏற்கவும் கூடியதாக இருப்பதால், அது ஓர் உபயப்புரோத்தனிய (amphiprotic) பதார்த்தமாகும். HCO₃⁻, HSO₄⁻, H₂PO₄⁻ ஆகியனவும் உபயப்புரோத்தனிய இனங்களாகும்.

2 இணை அமில-காரச் சோடிகள்

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; காரம் ஒரு புரோத்தனைப் பெற்றால் கிடைப்பது அதன் இணை அமிலம் ஆகும்.

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 (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; [H⁺] > [OH⁻] எனின் அது அமிலத்தன்மை; [H⁺] < [OH⁻] எனின் அது காரத்தன்மை 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. pH ஓர் அலகு மாறும்போது [H⁺] பத்து மடங்கு மாறுகின்றது. pH < 7 அமிலத்தன்மை; pH = 7 நடுநிலை; pH > 7 காரத்தன்மை.

5 வலிய அமிலம் / வலிய காரம்

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
மிகவும் நீர்த்த வலிய அமிலத்திற்கு (உதாரணமாக 1.0 × 10⁻⁸ mol dm⁻³ HCl) pH = 8 என எழுதுவது தவறு. இவ்வாறு 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.
learn.gtdigital.tech · A/L இரசாயனவியல் · அலகு 12 கோபிரமணன் திருசெந்திவேல், MSc