Happamuus tarkoittaa positiivistenvetyionien (H+) (protonien)aktiivisuuttaliuoksessa. Liuoksen happamuus ilmoitetaan yleisesti pH-arvona.[1][2][3] Happamuutta aiheuttavat pääasiassahapot jaemäkset. Hapot lisäävät vetyionien määrää liuoksessa ja emäkset vähentävät sitä.
Kun liuenneesta aineesta irtoaa vetyioneja ja ne tarttuvat liuoksenvesimolekyyleihin, vesimolekyyleistä muodostuuoksoniumioneja (H3O+). Kemiassa vetyjen aktiivisuudella tarkoitetaan pääasiassa oksoniumionin kykyä vaikuttaa muihin reaktioihin niiden ylimääräisellä vedyllä. Vety voi kuitenkin tarttua muihinkin aineisiin, joista se sitten vaikuttaa ympäristön reaktioihin. Kun huomioidaan liuoksen kaikkien vetyionien aktiivisuus, saadaan selville vesiliuoksen happamuus.
Suomalaisessa kouluopetuksessa käytetään happamuuden määrityksessä oksoniumioninkonsentraatiota. Sen antama kuva hapon reaktiokyvystä liuoksissa on totuudenmukainen vain laimeissa liuoksissa. Vahvoissa liuoksissa happojen luovuttaman vedyn todellista toimintakykyä kuvaa parhaiten aktiivisuuden määritelmä. Jatko-opinnoissa käytetäänkin usein juuri aktiivisuuteen perustuvaa määritelmää.[2][4][5][3]
Happamuus ja emäksisyys (myösalkalisuus) ovat kemiassa vanhoja käsitteitä, jotka perustuivat ensiksi kemistin makuaistimukseen. Happojen ja emästen olemuksesta syntyi monia teorioita, mutta vasta ruotsalaisenSvante Arrheniuksen (1859–1927) käyttämä vetyionin käsite toi ilmiölle modernin näkökulman. Hänen mukaansa ”happo luovuttaa vetyioneita ja emäs hydroksidi-ioneita”. Arrhenius rajoitti emäkset vainhydroksidi-ionin kantaviksiioniyhdisteiksi. Nykyaikaisenhappo-emäs-teorian ottivat toisistaan tietämättä käyttöönsä vuonna 1923 tanskalainenJohannes Brønsted (1879–1947) ja englantilainenThomas Lowry (1874–1936). Nykyään Brønsted–Lowry-periaatteena tunnetussa teoriassa esitettiin, että ”hapot ovat vetyionien (eli protonien) luovuttajia ja emäkset niiden vastaanottajia”.[2][5][3]
Søren Peder Lauritz Sørensen (1868–1939) esitti vuonna 1909, että happamuuden määrää kuvaisi oksoniumkonsentraatiota paremmin senlogaritminvastaluku, jonka hän merkitsi pH. Tämähappamuustaso eli lyhyemmin myös happamuus merkitään nykyään lyhenteellä pH.[6] Merkinnän pH etukirjainp eli potenz onsaksaa ja tarkoittaa vahvuutta ja kirjainH tarkoittaa vetyionia (H+). Toisinaan lyhenteen sanotaan tulevanlatinan sanoistapondus hydrogenii elivedyn potentiaali.[6][5][3]
Happo-emäsreaktiossa happo luovuttaa emäkselle vetyionin, mikä on happo-emäs-reaktioiden perusajatus. Reaktioihin osallistuvia aineita kutsutaanprotolyyteiksi ja itse reaktiotaprotolyysiksi. Kun veteen liuotetaan esimerkiksirikkihappoa (H2SO4), rikkihaposta irtoaa kaksi vetyionia, jotka tarttuvat kahteen vesimolekyyliin muodostaen niistä oksoniumionit. Reaktiossa rikkihappo on luovuttava happo ja vesi vastaanottava emäs. Koska rikkihappoprotolysoituu kokonaan veteen, kutsutaan rikkihappoavahvaksi hapoksi. Ne hapot, jotka protolysoituvat vain osittain veteen, ovatheikkoja happoja. Happo voi luovuttaa yhden vedyn, jolloin se on yksiarvoinen- elimonoproottinen happo, tai useita vetyjä, jolloin se on kaksi- tai kolme- tai moniarvoinen elipolyproottinen happo.[2][3][7]
Myös emästen ja happojensuolat liukenevat veteen ja niiden ionit riistävät vedeltä vetyioneita ja toisaalta voivat itse luovuttaa vetyioneita. Tällaisten suolojen vesiliuokset ovat silloin happamia tai emäksisiä.[8][9]
Vesimolekyyli voi myös itse luovuttaa vetyionin toiselle vesimolekyylille, jolloin siitä tulee hydroksidi-ioni (OH−) ja toisesta tulee oksoniumioni:
Vesi voi siten toimia sekä happona että emäksenä, joten vettä kutsutaan siksiamfolyytiksi. Tätä itseensä kohdistuvaa reaktiota kutsutaanautoprotolyysiksi. Puhtaan veden autoprotolyysissä muodostama normaali oksoniumionin konsentraatio (merkitään [H3O+]) on noin [H3O+] = 1,0 · 10−7 mol/l. Vesiliuosta, jolla on tämä konsentraatio, kutsutaanneutraaliksi.[2][10]
Alkuperäinen moderni happamuus määriteltiin oksoniumionin pitoisuutena eli senkonsentraationa. Vahvan hapon tapauksessa oletetaan, että veteen tiputettu happo protolysoituu kokonaan. Happamuus on vahvan hapon tapauksessa oksoniumin konsentraatio, joka on sama kuin hapon alkukonsentraatio. Heikon hapon muodostaman oksoniumionin konsentraatio ei ole sama kuin veteen lisätyn hapon alkukonsentraatio, koska protolyysi tapahtuu vain osittain. Tällaisten tasapainoreaktioiden hajoamisaste tulee tietää, jotta happamuus voidaan määrittää. Emäksisyyden määritelmässä tarkkaillaan vastaavassa hydroksidi-ionien konsentraatiota.[2]
Jos litraan vettä tiputetaan pieni määräetikkahappoa (CH3COOH, heikko happo), jonka konsentraatioksi tulee 0,1 mol/l, protolysoituu siitä [H3O+] = 1,3 · 10−3 mol/l suuruinen oksoniumin konsentraatio. Tämä on liuoksen happamuuden määrä, joka muutetaan nykyään pH-asteikolla arvoksi pH 2,90. Jos puhtaaseen veteen lisätään etikkahappoa niin paljon, että sen konsentraatio on 0,05 mol/l, tulee happamuudeksi [H3O+] = 9,4 · 10−4 mol/l eli pH 3,00.[2]
[H3O+] > [OH−], on liuos hapan (liuos sisältää enemmän oksonium- kuin hydroksidi-ioneja), ja kun
[H3O+] = [OH−], on liuos neutraali ja kun
[H3O+] < [OH−], on liuos emäksinen.
Nykyaikaisempi ja tarkemmin happamuutta määrittelevä teoria sisältää konsentraation sijasta aktiivisuuden käsitteen. Väkevissä liuoksissa kaikki konsentraation ilmoittama määrä oksoniumionia ei osallistu happo-emäs-reaktioihin, vaan ainoastaan sen aktiivinen osa. Eräs ”peukalosääntö” sanoo, että aktivisuuden sijasta voidaan tyytyä konsentraatioon, kun liuotettujen happojen ja emästen kokonaiskonsentraatio on alle 0,1 mol/l. Väkevien liuosten happamuutta on vaikea laskea, silläaktiivisuuskertoimen laskenta vaatii joitain mielivaltaisia oletuksia.[4]
Kun liuoksen aktiviteetti tai oksoniumionin konsentraatio [H3O+] on määritetty, voidaan se muuttaa pH-asteikon arvoksi. Tämä arvo tarkoittaa happamuuden tasoa elihappamuustasoa. Usein tästäkin suureesta käytetään nimeähappamuus. Saatua lukuarvoa kutsutaan joko pH-arvoksi tai pH-luvuksi, joka on puhdas numeerinen arvo ilman yksikköä.[2]
pH-arvo on siis aktiivisuudenkymmenkantaisen logaritmin vastaluku, joka noudattaalogaritmista asteikkoa. Kun pH-arvo kasvaa yhdellä yksiköllä, aktiivisuus pienenee kymmenysosaansa. Ottamalla logaritmista vastaluku, muuttuu pH-arvo positiiviseksi. Siitä huolimatta erittäin väkeviksi tehdyt vahvat hapot saattavat saada negatiivisia pH-arvoja. Happamuustaso on yleensä väliltä −2…14, mutta voi erittäin happamilla tai emäksisillä liuoksilla olla näiden rajojen ulkopuolellakin. Yllä olevassa värikkäässä taulukossa on eräitä arkipäivän aineiden pH-arvoja vesiliuoksessa.[1][11]
Vedessä tapahtuu aina autoprotolyysi vesimolekyylien kesken ja veden oksoniumionin konsentraatio riippuu sen lämpötilasta. Sen konsentraatio 25 °C:n lämpötilassa on noin 1,004 · 10−7 mol/l eli sen pH-arvo on 7,0. Tämä on puhtaan veden normaali pH-arvo, joka on myös neutraalin liuoksen pH-arvo.[2][12]
Happamuus voidaan yhtä lailla ilmoittaa hydroksidi-ionien (OH−) konsentraatiolla, jolloin sen logaritmin vastaluku on nimeltään pOH ja se lasketaan kaavalla
Koska veden protolyysi on tasapainoreaktio, sen tasapainokerroin eliveden ionitulo on 25 °C:n lämpötilassa Kw = 1,008 · 10−14 (mol/l)2. Autoprotolyysin ionitulossa kerrotaan oksoniumionien ja hydroksidi-ionien konsentraatiot keskenään kaavalla
Liuos on hapan, jos [H3O+] > [OH−], jolloin [H3O+] > 1,004 · 10−7 ja [OH−] < 1,004 · 10−7. Silloin pH = −log10[H3O+] < 7,00 ja pOH = −log10[OH−] > 7, joka perustuu logaritmin vastaluvun ominaisuuksiin. Samaan tulokseen päädytään, kun muistetaan yhteys
Emäksisessä liuoksessa [H3O+] < [OH−], jolloin pH > 7.
pH-asteikko. Hapan osuus alareunan pH-asteikolla on väritetty punaisella, emäksinen osuus sinisellä ja niiden välissä oleva neutraali kohta on valkoinen. Yläreunassa on vastaavia happamuuksia ilmaiseva pOH-asteikko.
Yhteenvetona voidaan todeta, että liuos on (katso oikealla olevaa kuvaa)[2][12][13]
Jos oksoniumionia on 2,13 · 10−5 mol/l, tulee sen pH-arvoksi 4,6716… Koska pH-arvo määräytyy pääasiassakymmenpotenssimuodoneksponentista ja jossa kerroin 2,13 muuttuu pH-arvondesimaaleiksi, tulee pH-arvojenmerkitsevien numeroiden määrä ilmaista pH-arvon desimaalien lukumäärällä. Kerroin 2,13 on muodostettu kolmen merkitsevän luvun tarkkuudella, joten pH-arvo ilmaistaan kolmen desimaalin tarkkuudella: pH 4,672.[14]
Happamuuden pH-arvot eivät ole sellaisia suureita, joilla voidaan laskea uusia pH-arvoja. Esimerkiksi pH-arvojen keskiarvo ei merkitse sekoitettavan liuoksen uutta happamuutta. Ajatuskokeessa otetaan kolme litranvetoista astiaa, joissa kussakin onsuolahappoa konsentraatioilla 0,01 mol/l, 0,02 mol/l ja 0,08 mol/l. Näiden pH-arvot ovat vastaavasti 2,0; 1,7 ja 1,1. Jos kolme astiaa sekoitetaan keskenään, saadaan sekoitteen konsentraatio näiden konsentraatioiden keskiarvona 0,0367 mol/l ja sekoituksen pH-arvo on siitä laskettuna 1,4. Kuitenkin kolmen astian pH-arvojen keskiarvo on 1,6, mikä ei vastaa todellisen sekoituksen pH-arvoa.
Silloin sen oksoniumionin konsentraatio on lähes sama kuin lisätyn hapon alkukonsentraatio. Jos siis lisätään 0,050 molvetykloridia yhteen litraan vettä, saadaan myös oksoniumionin konsentraatioksi 0,050 mol/l. Suolahappoliuoksen pH-arvoksi tulee silloin[14]
Jos yhteen litraan vettä liuotetaan 0,080 mollipeää, protolysoituu se lähes kokonaan veteen reaktioyhtälön mukaisesti
Vesi ei osallistu reaktioon ollenkaan, mutta lipeässä oleva hydroksidi-ioni vapautuu veteen. Hydroksidi-ionin konsentraatio on lähes sama kuin lipeän alkukonsentraatio.[13]
Edellisessä vahvan hapon esimerkissä oksoniumionin konsentraatio selvitettiin olettamalla se samaksi kuin hapon alkukonsentraatio. Heikko happo ei protolysoidu kokonaan ja siksi tulisi ensin tietää, kuinka suuri osa haposta muodostaa oksoniumionia. Heikon hapon protolyysireaktio on luonteeltaan tasapainoreaktio, jonka tasapainotila määräytyy matemaattisesti ionitulonhappovakion avulla.[14]
Esimerkiksi heikonetikkahapon protolyysireaktio on
ja reaktion happovakio on Ka = 1,8 · 10−5 mol/l. Ionitulo lasketaan laimeilla hapon liuoksilla reagenssien konsentraatioista
Jos litraan vettä lisätään 0,010 mol etikkahappoa ja siitä protolysoituu x molasetaatti-ioniksi ja oksoniumioniksi, saadaan ionituloksi
Tämän yhtälön positiivinen ratkaisu on x = 4,15359 · 10−4 mol/l, jonka happamuustaso vastaa pH = 3,4.
Hapon neutraloiminen tarkoitti alkujaan emäksen lisäämistä liuokseen niin, ettei se enää maistunut happamalle. Koska emäksisyys voidaan vastaavasti neutraloida lisäämällä liuokseen happoa, olivat happo-emäs-parit toistensa neutraloijia. Happamuuden määrittelyssä käytetään konsentraatioltaan tunnettua neutraloivaa emästä neutraloimaan tuntematonta hapanta liuosta.Titrauksen tuloksena selviää happaman aineen konsentraatio ja sen pH-arvo, joka voidaan laskea happoliuoksen nestemäärästä ja konsentraatioltaan tunnetun emäksen määrästä.[15][8]
Kun huomattiin happamuuden ja emäksisyyden vaikutus tiettyjen liuoksien väriin, oli löytynyt ensimmäinen menetelmä määrittää happamuustaso väriaineiden värimuutoksilla. Näitä väriaineita kutsutaanpH-indikaattoreiksi. Yhdistelemällä eräitä sopivia pH-indikaattoreita, on voitu valmistaayleisindikaattoreita. Niiden värimuutokset muodostavat värien jatkumon, jossa pH-arvot voidaan määrittää laajalta pH-alueelta silmämääräisesti. Se toimii kastamalla yleisindikaattorilla kyllästettyä paperia tutkittavaan liuokseen tai lisäämällä yleisindikaattoria suoraan tutkittavaan liuokseen.[16]
↑abcdeZumdahl, Steven S.: Chemical Principles, s. 233–235
↑abNordstrom, D. Kirk & Alpers, Charles N.: Negative pH, efflorescent mineralogy, and consequences for environmental restoration at the Iron Mountain Superfund site, California. PNAS, 1999, 96. vsk, nro 7, s. 3455–3462. PNAS. doi:10.1073/pnas.96.7.3455ISSN 0027-8424Artikkelin verkkoversio. (html) Viitattu 11.9.2016. (englanniksi)
↑abcdCovington, A. K. & Bates, R. G. & Durst, R. A.: Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology. Pure & Applied Chemistry, 1985, 57. vsk, nro 3, s. 531–542. Iso-Britania. doi:10.1351/pac198557030531Artikkelin verkkoversio. (pdf) Viitattu 18.9.2016. (englanniksi)
↑abLyhenneluettelo 25.4.2013. Kotimaisten kielten keskus. Viitattu 11.9.2016.
↑Zumdahl, Steven S.: Chemical Principles, s. 254–263
↑abLehtiniemi, Kalle & Turpeenoja, Leena: Mooli 5 Reaktiot ja tasapaino, s. 80–126. Helsinki: Otava, 2007. ISBN 978-951-1-21816-6
↑Zumdahl, Steven S.: Chemical Principles, s. 263–270
↑abcZumdahl, Steven S.: Chemical Principles, s. 236–239
↑Toim. Ylä-Kero, Tiina & Impiö, Pentti : Rukajärvi-Saarela, Maija & Sarkkinen, Margetta: ”2.4 Aineen ominaisuuksia: hapan – emäksinen”, Ilmiöitä ja ihmeaineita - Kerho-ohjaajaopas, s. 30–31. Kokkola: Jyväskylän yliopisto, Kokkolan yliopistokeskus Chydenius, 2017. ISBN 978-951-39-7088-8Teoksen verkkoversio. (Arkistoitu – Internet Archive)
.png)
