Quelle est la bonne façon de calculer la concentration $ \ ce {H3O +} $ dans une solution avec $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Tentative 1.
pH < 7, il ny a donc que $ \ ce { H3O +} $ particules dans la solution. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Tentative 2.
Nous avons $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ et $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7.01} = 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
A cause de $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ nous nous retrouvons avec $ [\ ce {H3O +}] = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} – 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4.6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Lorsque le pH est plus petit supérieure à 6 ou supérieure à 8, on ne remarquera pas la différence, mais ici elle est logarithmiquement très grande. Alors je me demande quelle est la bonne manière?
Commentaires
- Laissez ‘ le dire sans détour. Quelle est la concentration de $ \ ce {H3O +} $ dans une solution de pH = 7,00? Essayez de le calculer en utilisant votre première méthode. Et votre deuxième voie aussi. Où est la vérité maintenant?
- @IvanNeretin Je crois la seconde. Cela devrait donc toujours être la deuxième voie. Cependant, quelquun avec un diplôme en chimie a affirmé que les chimistes étaient daccord pour utiliser la première méthode, car utiliser la deuxième méthode serait un travail superflu et la différence est de toute façon minime. Je ny croyais pas, doù ma question.
- La deuxième tentative est erronée. Il existe un équilibre entre les ions. Les ions don ‘ t se combinent pour former des molécules deau (ils le font en réalité, mais la vitesse à laquelle ils se combinent est égale à la vitesse à laquelle les molécules deau se dissocient pour produire les ions à léquilibre, doù pas de changement net). Votre première tentative est correcte.
- @wythagoras OK, laissez ‘ essayer linverse. À pH = 7, en utilisant votre deuxième méthode (ce qui est faux, au cas où personne ne le dirait auparavant), vous obtiendrez la concentration de $ \ ce {H3O +} $ égale à 0. Mais attendez; quest-ce que le pH? Comment est-il défini ?
- Voici ‘ quel est le problème de ‘ avec le deuxième méthode. Lorsque vous soustrayez $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ de $ [\ ce {H3O +}] $ pour obtenir lexcédent de » » $ [\ ce {H3O +}] $, vous assignez implicitement une constante déquilibre de $ + \ infty $ à la réaction de neutralisation. Ce nest pas vrai; la constante déquilibre est élevée ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $) mais elle nest pas infinie. A ces très faibles concentrations, vous ne pouvez pas effectuer une telle soustraction, et devez prendre en compte la valeur finie de la constante déquilibre.
Réponse
Si vous prenez un échantillon deau pure, il y aura peu dions hydroxyde et hydronium. Bien sûr, ils peuvent se combiner pour former de leau et oui, ils se combinent, mais il y aura peu de molécules deau qui se cassent / se combinent pour former à nouveau les ions. Ainsi, il existe un équilibre dynamique entre la concentration dions et de molécules deau.
$ \ textrm {pH} $ est par définition le logarithme négatif de la concentration en ions hydronium.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Vous peut obtenir la concentration des ions H + en substituant la valeur du pH dans la formule suivante,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Votre tentative 2 est erronée car votre hypothèse selon laquelle tous les ions se combinent pour former des molécules deau est incorrecte. Il y aura toujours certaines concentrations dions et elles ne doivent pas toutes se combiner pour produire des molécules deau. Votre tentative 1 est correct.
Il semble que vous ne soyez pas conscient du concept déquilibre et dauto-ionisation de leau, jai choisi quelques bons matériaux auxquels vous pourriez (devriez) vouloir vous référer,
Le concept déquilibre chimique est très important et vous le rencontrerez fréquemment en chimie, vous devez donc lapprendre. De plus, lauto-ionisation de leau ainsi que léquilibre chimique sont des concepts centraux pour lapprentissage des acides et des bases.
Réponse
Je pense que vous confondez deux concepts différents. Si vous voulez savoir la quantité dacide dont vous avez besoin à ajouter pour atteindre un pH de 6,99, il est important de tenir compte du fait que leau se dissocie légèrement ated. Mais ce nétait pas la question.La question était simplement
quelle est la concentration de H 3 O +
Et cela découle directement de la définition de p dans pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
Un simple réarrangement mathématique vous donne
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
Ne vous confondez pas avec des éléments scientifiques aléatoires qui n’appartiennent pas à la réponse … cest plus difficile que nécessaire.
Réponse
Veuillez rejeter la réponse précédente car il y avait un petit malentendu.
Ici, lauto-ionisation de leau aura également lieu, ce qui augmentera la concentration de H + et réduira la concentration dOH + . De plus, [H + ] de leau ne sera pas égal à 10 -7 en raison dun effet ionique commun. Net [H +] = 10 -pH
Aussi [H + ] = [H 3 O + ] car un seul H + se combine avec une seule molécule deau pour donner H3O + sans impliquer OH – comme vous lavez fait lors de la tentative 2.
Commentaires
- Dans une tentative antérieure par erreur, je considérais que conc. De HCl est donné et le pH doit être calculé
Réponse
Le pH est proche de 7. Donc le la concentration en ions hydronium de leau ne peut pas être négligée. [H3O + de leau + H3O + de lacide] [OH -] = 10 ^ -14
Veuillez noter que H2O se dissocie partiellement pour former H3O + et OH- et que ce processus atteint léquilibre avec finalement le produit ionique: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Si un acide est ajouté à leau, H + augmente et donc par la loi de laction de masse léquilibre est poussé vers la gauche et la concentration de OH- diminue. Cest ainsi que la concentration de H + devient supérieure à la concentration de OH-.
Donc vous pouvez en fait prendre la concentration de H + comme 10 ^ (- ph) ce qui donne la concentration totale de H + due à la fois à lacide et à leau. Votre tentative 2 est conceptuellement erronée car vous avez pris la différence de H + et OH- et navez pas trouvé PH lui-même. Je pense que le point que vous avez oublié est que les deux H + ( plutôt H3O +) et OH- existent ensemble en solution bien quun pourrait être au-dessus de lautre. Votre première approche est donc plus appropriée. Le pH est par définition le négatif du logarithme commun de la concentration totale de H + dans la solution.
Commentaires
- Il est vrai que le $ \ ce { H +} $ de leau ne doit pas ‘ être négligé ici. Mais cela ne devrait pas ‘ être considéré non plus. Nous connaissons déjà le pH, donc nous ‘ ne nous soucions pas de lorigine de ces protons.
- Quentendez-vous par » considéré comme « ? Nous devons considérer la majeure partie du H + comme provenant de leau et non de lacide. Seul un petit excès est apporté par lacide et cest cela qui abaisse le pH à 6,99.
- Et il ‘ est vrai que maintenant nous connaissons le pH nous ‘ ne nous soucions pas de la provenance des protons.
- Eh bien, je veux dire juste cela: puisque nous connaissons le pH, nous ne ‘ Je nai pas à faire de calculs impliquant la constante dauto-ionisation de leau.
- Oh. Dans ce sens. Jai simplement expliqué la constante dionisation parce que la question portait une certaine confusion à ce sujet.
Réponse
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6.99 Parce que antilog b (x) = b ^ x Par conséquent, [H3O +] = 9772372.21
Commentaires
- Vous ‘ avez atteint une concentration incroyablement élevée parce que vous ‘ avez mal utilisé le propriétés des logarithmes / exponentiation et égaré le signe moins.
- Ce message est très corrosif! Attention!