Hvad er den korrekte måde at beregne koncentrationen $ \ ce {H3O +} $ på i en løsning med $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Forsøg 1.
pH < 7, derfor er der kun $ \ ce { H3O +} $ partikler i opløsningen. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Forsøg 2.
Vi har $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ og $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7.01} = 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
På grund af $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ er vi tilbage med $ [\ ce {H3O +}] = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} – 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4.6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Når pH er mindre end 6 eller større end 8, vil man ikke bemærke forskellen, men her er den logaritmisk set meget stor. Så jeg spekulerer på, hvad den rigtige måde er?
Kommentarer
- Lad ‘ s sige det direkte. Hvad er koncentrationen af $ \ ce {H3O +} $ i en opløsning med pH = 7,00? Prøv at beregne det på din første måde. Og din anden vej også. Hvor er sandheden nu?
- @IvanNeretin Jeg tror den anden. Så det skal altid være anden vej. Imidlertid hævdede en person med en grad i kemi, at kemikere var enige om, at man skulle bruge den første måde, fordi brug af anden vej ville være overflødigt arbejde, og forskellen er alligevel lille. Jeg troede ikke på det, deraf mit spørgsmål.
- Det andet forsøg er forkert. Der findes en ligevægt mellem ionerne. Ionerne ‘ t kombineres for at danne vandmolekyler (de gør det faktisk, men den hastighed, hvormed de kombineres, er lig med den hastighed, hvormed vandmolekyler dissocieres for at producere ionerne i ligevægt, derfor ingen nettoændring). Dit første forsøg er korrekt.
- @wythagoras OK, lad ‘ s prøve den anden vej. Ved pH = 7, ved at bruge din anden vej (hvilket er forkert, hvis ingen fortalte det før), ville du få koncentrationen på $ \ ce {H3O +} $ som 0. Men vent; hvad er pH? Hvordan det er defineret ?
- Her ‘ s hvad ‘ er forkert med anden metode. Når du trækker $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ fra $ [\ ce {H3O +}] $ for at få ” overskydende ” $ [\ ce {H3O +}] $, du tildeler implicit en ligevægtskonstant på $ + \ infty $ til neutraliseringsreaktionen. Det er ikke sandt; ligevægtskonstanten er høj ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $), men den er ikke uendelig. Ved disse meget lave koncentrationer kan du ikke udføre en sådan subtraktion og skal tage den endelige værdi af ligevægtskonstanten i betragtning.
Svar
Hvis du tager en prøve af rent vand, er der få hydroxid- og hydroniumioner. Selvfølgelig kan de kombinere for at danne vand, og ja de kombineres, men der vil være få vandmolekyler, der bryder / kombineres for at danne ionerne igen. Der findes derfor en dynamisk ligevægt mellem ionkoncentration og vandmolekyler.
$ \ textrm {pH} $ er pr. definition den negative logaritme af hydroniumionkoncentrationen.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Dig kan opnå koncentrationen af H + -ioner ved at erstatte pH-værdien i følgende formel,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Dit forsøg 2 er mangelfuldt, fordi din antagelse om, at alle ioner kombineres for at danne vandmolekyler, er forkert. Der vil altid være nogle koncentrationer af ionerne, og de behøver ikke alle at producere vandmolekyler. Dit forsøg 1 er korrekt.
Det ser ud til, at du ikke er opmærksom på begrebet ligevægt og selvionisering af vand, jeg har valgt få gode materialer, som du måske (burde) ønsker at henvise til,
Begrebet kemisk ligevægt er meget vigtigt, og du vil ofte komme på tværs af det i kemi, så du skal lære det. Også selvionisering af vand sammen med kemisk ligevægt er centrale begreber for indlæring af syrer og baser.
Svar
Jeg tror, du forveksler to forskellige begreber. Hvis du vil vide hvor meget syre du har brug for for at tilføje for at komme til en pH på 6,99 er det vigtigt at tage højde for det faktum, at vand adskiller sig let ated. Men det var ikke spørgsmålet.Spørgsmålet var simpelthen
hvad er koncentrationen af H 3 O +
Og det følger direkte af definitionen af p i pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
En simpel matematisk omlejring giver dig
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
Forveksl dig ikke med tilfældige bits videnskab, der ikke hører hjemme i svaret … det gør bare det sværere, end det skal være.
Svar
Kassér tidligere svar, da der var en lille misforståelse.
Her vil selvionisering af vand også finde sted, hvilket øger H + koncentrationen og reducerer OH – koncentrationen. Også [H + ] fra vand vil ikke være lig med 10 -7 på grund af fælles ioneffekt. Net [H +] = 10 -pH
Også [H + ] = [H 3 O + ] fordi et enkelt H + kombineres med et enkelt vandmolekyle for at give H3O + uden at involvere OH – som du gjorde i forsøg 2.
Kommentarer
- I tidligere forsøg ved en fejltagelse overvejede jeg, at konc. Af HCI er givet, og pH skal beregnes
Svar
pH er tæt på 7. Så hydroniumionkoncentration af vand kan ikke overses. [H3O + fra vand + H3O + fra syre] [OH -] = 10 ^ -14
Bemærk, at H2O adskiller sig delvist til dannelse af H3O + og OH- og at denne proces når ligevægt med endelig det ioniske produkt: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Hvis en syre tilsættes til vand. H + øges og dermed ved loven om masseaktion ligevægten skubbes til venstre og koncentrationen af OH- falder. Sådan bliver koncentrationen af H + større end koncentrationen af OH-.
Så du kan faktisk tage H + koncentrationen som 10 ^ (- ph) hvilket giver den samlede koncentration af H + på grund af både syre og vand. Dit forsøg 2 er begrebsmæssigt fejlagtigt, da du har taget forskellen mellem H + og OH- og ikke fundet PH i sig selv. Jeg tror, at det punkt, du har glemt, er at begge H + ( snarere H3O +) og OH- eksisterer sammen i opløsning, selvom en kan være større end den anden. Så din første tilgang er mere passende. pH er pr. definition negativt af den fælles logaritme af total H + koncentration i opløsningen.
Kommentarer
- Det er rigtigt, at $ \ ce { H +} $ fra vand bør ikke ‘ ikke overses her. Men det skal heller ikke ‘ tages i betragtning . Vi kender pH-værdien allerede, så vi bryder os ikke ‘ hvor disse protoner kom fra.
- Hvad mener du med ” betragtes som enten “? Vi må overveje det meste af H + som kommer fra vandet og ikke fra syren. Kun en lille overskydende mængde bidrager med syren, og det er denne, der sænker pH til 6,99.
- Og det ‘ er sandt, at vi nu kender pH vi bryr os ikke ‘ om, hvor protonerne kom fra.
- Nå, jeg mener netop det: da vi kender pH, donerer vi ikke ‘ skal ikke foretage nogen beregninger, der involverer vandets selvioniseringskonstant.
- Åh. I den forstand. Jeg forklarede simpelthen om ioniseringskonstanten, fordi spørgsmålet havde en vis forvirring med hensyn til det.
Svar
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6.99 Fordi antilog b (x) = b ^ x Derfor [H3O +] = 9772372.21
Kommentarer
- Du ‘ har nået en umulig høj koncentration, fordi du ‘ forkert har brugt egenskaber ved logaritmer / eksponentiering og forkert placering af minustegnet.
- Dette indlæg er meget ætsende! Pas på!