¿Cuál es la forma correcta de calcular la concentración $ \ ce {H3O +} $ en una solución con $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Intento 1.
pH < 7, por lo tanto, solo hay $ \ ce { H3O +} $ partículas en la solución. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Intento 2.
Tenemos $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ y $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7,01} = 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
Debido a $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ nos queda $ [\ ce {H3O +}] = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} – 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4.6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Cuando el pH es menor mayor que 6 o mayor que 8, no se notará la diferencia, pero aquí es logarítmicamente hablando muy grande. Así que me pregunto cuál es la forma correcta de hacerlo.
Comentarios
- Dejemos que ‘ lo digamos sin rodeos. ¿Cuál es la concentración de $ \ ce {H3O +} $ en una solución con pH = 7,00? Intente calcularlo usando su primera forma. Y tu segunda forma también. ¿Dónde está la verdad ahora?
- @IvanNeretin Creo lo segundo. Así que siempre debería ser la segunda forma. Sin embargo, alguien con un título en química afirmó que los químicos acordaron que se debe usar la primera vía, porque usar la segunda sería un trabajo superfluo y la diferencia es pequeña de todos modos. No lo creí, de ahí mi pregunta.
- El segundo intento es incorrecto. Existe un equilibrio entre los iones. Los iones no ‘ t se combinan para formar moléculas de agua (en realidad lo hacen, pero la velocidad a la que se combinan es igual a la velocidad a la que las moléculas de agua se disocian para producir los iones en equilibrio, por lo tanto sin cambio neto). Tu primer intento es correcto.
- @wythagoras OK, deja que ‘ s intenten al revés. A pH = 7, usando la segunda forma (que es incorrecta, en caso de que nadie lo haya dicho antes) obtendría la concentración de $ \ ce {H3O +} $ como 0. Pero espere; que es el pH ¿Cómo se define ?
- Aquí ‘ es lo ‘ incorrecto segundo método. Cuando resta $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ de $ [\ ce {H3O +}] $ para obtener el » exceso » $ [\ ce {H3O +}] $, está asignando implícitamente una constante de equilibrio de $ + \ infty $ a la reacción de neutralización. Esto no es verdad; la constante de equilibrio es alta ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $) pero no infinita. En estas concentraciones muy bajas, no puede realizar tal resta y debe tener en cuenta el valor finito de la constante de equilibrio.
Respuesta
Si toma una muestra de agua pura, habrá pocos iones de hidróxido e hidronio. Por supuesto, pueden combinarse para formar agua y sí, se combinan, pero habrá pocas moléculas de agua que se rompan / combinen para formar los iones nuevamente. Por tanto, existe un equilibrio dinámico entre la concentración de iones y las moléculas de agua.
$ \ textrm {pH} $ por definición es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Tú puede obtener la concentración de iones H + sustituyendo el valor del pH en la siguiente fórmula,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Su intento 2 es erróneo porque su suposición de que todos los iones se combinan para formar moléculas de agua es incorrecta. Habrá siempre algunas concentraciones de los iones y no es necesario que todos se combinen para producir moléculas de agua. Tu intento 1 es correcto.
Parece que no conoce el concepto de equilibrio y autoionización del agua, he elegido algunos buenos materiales a los que podría (debería) consultar,
El concepto de equilibrio químico es muy importante y lo encontrarás con frecuencia en química, por lo que debes aprenderlo. Además, la autoionización del agua junto con el equilibrio químico son conceptos centrales para aprender ácidos y bases.
Respuesta
Creo que estás confundiendo dos conceptos diferentes. Si quieres saber cuánto ácido necesitas añadir para llegar a un pH de 6,99, es importante tener en cuenta que el agua está ligeramente disoci ated. Pero esa no era la cuestión.La pregunta era simplemente
cuál es la concentración de H 3 O +
Y eso se deriva directamente de la definición de p en pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
Un simple reordenamiento matemático le da
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
No se confunda con fragmentos aleatorios de ciencia que no pertenecen a la respuesta … simplemente hace es más difícil de lo necesario.
Respuesta
Por favor, descarte la respuesta anterior ya que hubo un pequeño malentendido.
Aquí también se producirá la autoionización del agua, lo que aumentará la concentración de H + y reducirá la concentración de OH – . Además, [H + ] del agua no será igual a 10 -7 debido al efecto de iones comunes. Net [H +] = 10 -pH
También [H + ] = [H 3 O + ] porque un solo H + se combina con una sola molécula de agua para dar H3O + sin involucrar al OH – como lo hizo en el intento 2.
Comentarios
- En un intento anterior, por error, estaba considerando que conc. Se da de HCl y se debe calcular el pH
Respuesta
El pH está cerca de 7. Entonces el La concentración de iones hidronio del agua no se puede despreciar. [H3O + del agua + H3O + del ácido] [OH -] = 10 ^ -14
Tenga en cuenta que el H2O se disocia parcialmente para formar H3O + y OH- y que este proceso alcanza el equilibrio con finalmente el producto iónico: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Si se agrega un ácido al agua, H + aumenta y, por lo tanto, por la Ley de Acción de Masa el equilibrio se empuja hacia la izquierda y la concentración de OH- disminuye. Así es como la concentración de H + se vuelve mayor que la concentración de OH-.
De hecho, puede tomar la concentración de H + como 10 ^ (- ph) que da la concentración total de H + debido tanto al ácido como al agua. Su intento 2 es conceptualmente erróneo ya que ha tomado la diferencia de H + y OH- y no ha encontrado el PH en sí. Creo que el punto que ha olvidado es que tanto H + ( más bien H3O +) y OH- existen juntos en solución aunque uno puede ser superior al otro. Entonces, su primer enfoque es más adecuado. El pH es, por definición, el negativo del logaritmo común de la concentración total de H + en la solución.
Comentarios
- Es cierto que $ \ ce { H +} $ del agua no debe ‘ no ser ignorado aquí. Pero tampoco debe ‘ ser considerado . Ya conocemos el pH, por lo que ‘ no nos importa de dónde provienen esos protones.
- ¿Qué quieres decir con » considerado «? Tenemos que considerar que la mayor parte del H + proviene del agua y no del ácido. El ácido aporta solo una pequeña cantidad en exceso y es esto lo que reduce el pH a 6,99.
- Y es ‘ cierto que ahora conocemos el pH no ‘ no nos importa de dónde vienen los protones.
- Bueno, solo quiero decir eso: dado que conocemos el pH, no ‘ No tengo que hacer ningún cálculo que involucre la constante de autoionización del agua.
- Oh. En ese sentido. Simplemente expliqué sobre la constante de ionización porque la pregunta tenía cierta confusión al respecto.
Respuesta
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6.99 Porque antilog b (x) = b ^ x Por lo tanto, [H3O +] = 9772372.21
Comentarios
- Has ‘ has alcanzado una concentración increíblemente alta porque ‘ has utilizado incorrectamente el propiedades de logaritmos / exponenciación y perdió el signo menos.
- ¡Esta publicación es altamente corrosiva! ¡Cuidado!