🧪
மென் அமிலங்கள் & கலவைகளின் pH
Weak Acids/Bases & Mixture pH
1 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 (Ka) எனப்படும்.
HA(aq) ⇌ H⁺(aq) + A⁻(aq) Ka = [H⁺][A⁻] / [HA] pKa = −log Ka
தோராயம் (Ka சிறியது, x ≪ C எனின்): [H⁺] = √(Ka × C) pH = ½(pKa − log C)
Ka பெறுமானம் சிறியதாக இருந்தால் அமிலம் மென்மையானது; Ka பெரியதாக இருந்தால் அமிலம் ஒப்பீட்டளவில் வலியது. ஒரு குறிப்பிட்ட வெப்பநிலையில் Ka ஒரு மாறிலி; pKa சிறியதாக இருந்தால் அமிலம் வலியது.
எடுத்துக்காட்டு 3
0.10 mol dm⁻³ அசற்றிக் அமிலத்தின் (CH₃COOH) pH ஐக் கணிக்க. K
a = 1.8 × 10⁻⁵.
[H⁺] = √(K
a × C) = √(1.8 × 10⁻⁵ × 0.10) = 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.
2 மென் காரம் மற்றும் அயனாக்க மாறிலி Kb
ஒரு மென் காரம் (weak base), அமோனியா போல, நீர்க்கரைசலில் பகுதியாக மட்டுமே அயனாக்கமடைகின்றது. இச்சமநிலையின் மாறிலி கார அயனாக்க மாறிலி (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. K
b = 1.8 × 10⁻⁵.
[OH⁻] = √(K
b × 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
3 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.
4 உப்புகளின் நீராற்பகுப்பு (Salt hydrolysis)
ஓர் உப்பு நீரில் கரையும்போது அதன் அயன்கள் நீருடன் தாக்கமடைந்து கரைசலின் pH ஐ மாற்றலாம்; இது உப்பு நீராற்பகுப்பு எனப்படும். உப்பு எந்த அமிலம், காரம் ஆகியவற்றிலிருந்து தோன்றியது என்பதைப் பொறுத்தே கரைசலின் pH அமைகின்றது.
| உப்பு வகை | எடுத்துக்காட்டு | கரைசலின் pH |
|---|
| வலிய அமிலம் + வலிய காரம் | NaCl, KNO₃ | pH ≈ 7 (நடுநிலை) |
| மென் அமிலம் + வலிய காரம் | CH₃COONa, KCN | pH > 7 (காரத்தன்மை) |
| வலிய அமிலம் + மென் காரம் | NH₄Cl, AlCl₃ | pH < 7 (அமிலத்தன்மை) |
| மென் அமிலம் + மென் காரம் | CH₃COONH₄ | Ka 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)
உப்பு நீராற்பகுப்பின் pH-ஐ எண்ரீதியாகக் கணிக்க, மென் அமிலத்தின் இணைக் காரமான அயனுக்கான (உ.ம். CH₃COO⁻) கார அயனாக்க மாறிலி Kb தேவைப்படும் — இது Ka·Kb=Kw தொடர்பிலிருந்து நேரடியாகக் கிடைக்கும்.
எடுத்துக்காட்டு 5 — உப்பு நீராற்பகுப்பு pH
0.1 mol dm⁻³ CH₃COONa(aq)-இன் pH ஐக் காண்க. (K
w=10⁻¹⁴, K
a(CH₃COOH)=2×10⁻⁵)
CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) K
b = [CH₃COOH][OH⁻]/[CH₃COO⁻] = K
w/K
a
[CH₃COOH] ≈ [OH⁻] (1:1 நீராற்பகுப்பு) ⟹ K
b = [OH⁻]² / [உப்பு]
[OH⁻] = √([உப்பு] × K
w/K
a) = √(0.1 × 10⁻¹⁴ / 2×10⁻⁵) = 7.07 × 10⁻⁶ mol dm⁻³
pOH = −log(7.07×10⁻⁶) = 5.15 ⟹ pH = 14 − 5.15 =
8.85
இம்முறையின் தர்க்கம்: மென் அமிலம்/காரத்தின் pH கணக்கீட்டுக்குப் பயன்படுத்தப்பட்ட அதே தோராயச் சூத்திரமே ([X] = √(K×C)) இங்கும் பயன்படுத்தப்படுகின்றது — வித்தியாசம் என்னவெனில், நேரடியாகத் தரப்பட்ட K
a/K
b-க்குப் பதிலாக, முதலில் K
a·K
b=K
w தொடர்பைப் பயன்படுத்தி இணைக் காரத்தின் K
b-ஐக் கண்டுபிடிக்க வேண்டும். pH > 7 வருவது, இக்கரைசல் CH₃COO⁻ நீராற்பகுப்பால் காரத்தன்மை கொண்டிருப்பதை உறுதிப்படுத்துகிறது.
பொதுவான தவறுகள்
"வலிய" மற்றும் "செறிவான" என்பவற்றை மயங்க வேண்டாம் — வலிமை அயனாக்கத்தின் அளவைக் குறிக்கின்றது; செறிவு கரைந்துள்ள மூல்களின் எண்ணிக்கையைக் குறிக்கின்றது. மென் அமிலத்தின் pH ஐ வலிய அமிலம் போல pH = −log C என நேரடியாகக் கணிப்பது தவறு; மென் அமிலத்திற்கு [H⁺] = √(K
a × C) ஐப் பயன்படுத்த வேண்டும். K
a · K
b = K
w இல், K
a உம் K
b உம் ஒரே
இணைச் சோடிக்கு உரியதாக இருக்க வேண்டும். NaCl போன்ற வலிய அமிலம்-வலிய காரம் உப்பின் pH = 7; அதை அமிலத்தன்மை அல்லது காரத்தன்மை கொண்டதாகக் கருதுவது தவறு. pH இற்கு அலகு இல்லை; mol dm⁻³ ஐ pH இன் அலகாக எழுத வேண்டாம்.
5 பொது-அயன் விளைவு
ஒரு வலிய அமிலமும் (உ.ம். HCl) ஒரு மென் அமிலமும் (உ.ம். RCOOH) ஒரே கரைசலில் கலந்திருந்தால், HCl முழுமையாக அயனாக்கமடைந்து [H⁺]-ஐ ஏற்கனவே பெரிதாக்கிவிடும். இந்த "பொது அயன்" (H⁺) அதிக அளவில் ஏற்கனவே இருப்பதால், லீ-சாட்லியர் கொள்கையின்படி RCOOH-இன் சொந்த அயனாக்கம் மேலும் ஒடுக்கப்படும் — இதுவே பொது-அயன் விளைவு.
எடுத்துக்காட்டு 6
25°C இல், 1.0 mol dm⁻³ HCl + 0.1 mol dm⁻³ RCOOH கலவையின் pH-ஐயும், RCOOH-இன் சிதைவுப் பாகத்தையும் (α) காண்க. (K
a(RCOOH)=2×10⁻⁵)
HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl⁻(aq) (முழுமையான அயனாக்கம்); RCOOH(aq) ⇌ H⁺(aq) + RCOO⁻(aq) (மென்மையானது, HCl-இன் H⁺ ஆல் அடக்கப்படும்)
HCl-இன் [H⁺]=1.0M மிக அதிகமாக இருப்பதால், RCOOH-இன் சொந்தப் பங்களிப்பு புறக்கணிக்கத்தக்கது ⟹ மொத்த [H⁺] ≈ 1.0M ⟹
pH = 0
K
a = [H⁺][RCOO⁻]/[RCOOH] ⟹ 2×10⁻⁵ = (1.0)×[RCOO⁻] / 0.1 ⟹ [RCOO⁻] = 2×10⁻⁶ mol dm⁻³
சிதைவுப் பாகம் α = [RCOO⁻]/[RCOOH]₀ = 2×10⁻⁶ / 0.1 =
2×10⁻⁵ (= 0.002%)
தனித்த 0.1M RCOOH-இன் α ஆனது இதைவிட மிகப் பெரிதாக இருக்கும் (பொது-அயன் இல்லாமல் நேரடியாக [H⁺]=√(KaC) கணக்கிட்டால் கிடைக்கும் மதிப்பு). இங்கு α = 2×10⁻⁵ என்பது மிகச் சிறியது — HCl-இன் இருப்பு RCOOH-இன் அயனாக்கத்தை கடுமையாக அடக்கியிருப்பதைக் காட்டுகிறது. கலவையின் pH-ஐக் கணிக்கும்போது, மென் அமிலத்தின் Ka-வைப் பயன்படுத்தத் தேவையே இல்லை — வலிய அமிலத்தின் செறிவே நேரடியாக [H⁺]-ஐ தீர்மானிக்கிறது; Ka தேவைப்படுவது RCOOH-இன் அயனாக்கத் தன்மையைக் (α, [RCOO⁻]) கணக்கிடவே.
6 கலவைகளின் pH — ஒரே வகைக் கலத்தல் vs நடுநிலைப்படுத்தல்
இரு வலிய அமிலங்களைக் (அல்லது இரு வலிய காரங்களைக்) கலக்கும்போது, H⁺ (அல்லது OH⁻) வெறுமனே கூடுகின்றன — எந்த வேதிவினையும் நடைபெறாது. எனவே C₁V₁ + C₂V₂ = C₃V₃ நேரடியாகப் பொருந்தும். ஆனால் ஓர் அமிலமும் ஓர் காரமும் கலக்கும்போது, அது ஒரு உண்மையான வேதிவினை (H⁺+OH⁻→H₂O) — mol அடிப்படையில் limiting reagent தீர்மானித்தே pH காண வேண்டும்.
எடுத்துக்காட்டு 7 — இரு வலிய அமிலங்களைக் கலத்தல்
0.1M HCl 25cm³ + 0.15M HNO₃ 35cm³ கலவையின் pH?
C₁V₁ + C₂V₂ = C₃V₃ ⟹ (0.1×25) + (0.15×35) = C₃×60
2.5 + 5.25 = 60C₃ ⟹ [H⁺]
mix = C₃ = 0.1292 mol dm⁻³
pH = −log(0.1292) =
0.889
எடுத்துக்காட்டு 8 — அமிலம்+காரம் நடுநிலைப்படுத்தல்
pH=1.699 H₂SO₄(aq) 50cm³ + 0.04M NaOH(aq) 150cm³ கலவையின் pH?
[H⁺]
H₂SO₄ = 10⁻¹·⁶⁹⁹ = 0.02M, 50cm³; [OH⁻]
NaOH = 0.04M, 150cm³
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
n(H⁺) = 0.02×50×10⁻³ = 1×10⁻³ mol; n(OH⁻) = 0.04×150×10⁻³ = 6×10⁻³ mol
H⁺ முழுவதும் நுகரப்படும் (limiting) → எஞ்சிய n(OH⁻) = 5×10⁻³ mol
எஞ்சிய [OH⁻] = 5×10⁻³ ÷ (200×10⁻³) = 0.025M
pOH = −log(0.025) = 1.602 ⟹ pH = 14 − 1.602 =
12.398
எடுத்துக்காட்டு 9 — நீர்த்தாக்கல் (Dilution)
pH=12.301 Ba(OH)₂(aq) கரைசலில் 5cm³ எடுத்து 100cm³ வரை நீர் சேர்த்தால், 25°C-இல் புதிய pH யாது?
pOH = 14 − 12.301 = 1.699 ⟹ [OH⁻] = 10⁻¹·⁶⁹⁹ = 0.02M (ஆரம்ப செறிவு, 5cm³)
C₁V₁ = C₂V₂ ⟹ 0.02×5 = C₂×100 ⟹ புதிய [OH⁻] = C₂ = 1×10⁻³M
pOH = −log(1×10⁻³) = 3 ⟹ pH = 14 − 3 =
11
முக்கியக் குறிப்பு
மூன்று எடுத்துக்காட்டுகளும் (7,8,9) ஒரு முக்கிய முடிவை வலியுறுத்துகின்றன: நீர்த்தாக்கலில் (9) மொத்த mol OH⁻ மாறாது, வெறும் கன அளவே மாறுகிறது — எனவே
C₁V₁=C₂V₂ நேரடியாகப் பொருந்தும் (வேதிவினை இல்லை, எடுத்துக்காட்டு 7-ஐப் போலவே). எடுத்துக்காட்டு 8 மட்டுமே (அமிலம்+காரம்) mol அடிப்படையிலான limiting-reagent கணக்கை வேண்டுகிறது — ஏனெனில் அங்கு மட்டுமே ஒரு உண்மையான வேதிவினை (H⁺+OH⁻→H₂O) நடைபெறுகிறது. வினா எந்த வகையைச் சேர்ந்தது என்பதை முதலில் அடையாளம் காண்பதே இந்தத் திறனின் திறவுகோல்.