Qual è il modo corretto per calcolare la concentrazione $ \ ce {H3O +} $ in una soluzione con $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Tentativo 1.
pH < 7, quindi ci sono solo $ \ ce { H3O +} $ particelle nella soluzione. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Tentativo 2.
Abbiamo $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ e $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7,01} = 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
A causa di $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ ci rimane $ [\ ce {H3O +}] = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} – 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4,6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Quando il pH è inferiore di 6 o maggiore di 8, non si noterà la differenza, ma qui è logaritmicamente molto grande. Quindi mi chiedo qual è il modo corretto?
Commenti
- Lascia che ‘ lo metta senza mezzi termini. Qual è la concentrazione di $ \ ce {H3O +} $ in una soluzione con pH = 7,00? Prova a calcolarlo usando il tuo primo modo. E anche il tuo secondo modo. Dovè la verità adesso?
- @IvanNeretin Credo la seconda. Quindi dovrebbe essere sempre il secondo modo. Tuttavia, qualcuno con una laurea in chimica ha affermato che i chimici hanno convenuto che si dovrebbe usare il primo modo, perché usare il secondo modo sarebbe un lavoro superfluo e la differenza è comunque piccola. Non ci credevo, da qui la mia domanda.
- Il secondo tentativo è sbagliato. Esiste un equilibrio tra gli ioni. Gli ioni non ‘ si combinano per formare molecole dacqua (in realtà lo fanno, ma la velocità alla quale si combinano è uguale alla velocità alla quale le molecole dacqua si dissociano per produrre gli ioni allequilibrio, quindi nessuna variazione netta). Il tuo primo tentativo è corretto.
- @wythagoras OK, lascia che ‘ provi al contrario. A pH = 7, usando la tua seconda via (che è sbagliata, nel caso nessuno lavesse detto prima) otterrai la concentrazione di $ \ ce {H3O +} $ come 0. Ma aspetta; cosè il pH? Come viene definito ?
- Qui ‘ s cosa ‘ non va con il secondo metodo. Quando sottrai $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ da $ [\ ce {H3O +}] $ per ottenere ” eccesso ” $ [\ ce {H3O +}] $, stai implicitamente assegnando una costante di equilibrio di $ + \ infty $ alla reazione di neutralizzazione. Questo non è vero; la costante di equilibrio è alta ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $) ma non è infinita. A queste concentrazioni molto basse, non è possibile eseguire tale sottrazione e si deve tenere conto del valore finito della costante di equilibrio.
Risposta
Se prendi un campione di acqua pura, ci saranno pochi ioni idrossido e idronio. Naturalmente, possono combinarsi per formare acqua e sì, si combinano, ma ci saranno poche molecole dacqua che si rompono / si combinano per formare di nuovo gli ioni. Quindi, esiste un equilibrio dinamico tra concentrazione di ioni e molecole dacqua.
$ \ textrm {pH} $ è per definizione il logaritmo negativo della concentrazione di ioni idronio.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Tu può ottenere la concentrazione di ioni H + sostituendo il valore di pH nella seguente formula,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Il tuo tentativo 2 è sbagliato perché la tua supposizione che tutti gli ioni si combinano per formare molecole dacqua non è corretta. Ci saranno sempre alcune concentrazioni di ioni e non è necessario che tutte si combinino per produrre molecole dacqua. Il tuo tentativo 1 è corretto.
Sembra che tu non sia consapevole del concetto di equilibrio e autoionizzazione dellacqua, ho scelto pochi buoni materiali a cui potresti (dovresti) fare riferimento,
Il concetto di equilibrio chimico è molto importante e lo incontrerai frequentemente in chimica, quindi devi impararlo. Inoltre, lautoionizzazione dellacqua insieme allequilibrio chimico sono concetti centrali per lapprendimento di acidi e basi.
Risposta
Penso che tu stia confondendo due concetti diversi. Se vuoi sapere di quanto acido hai bisogno da aggiungere per arrivare ad un pH di 6,99, è importante tenere conto del fatto che lacqua è leggermente dissoci ated. Ma non era questo il problema.La domanda era semplicemente
qual è la concentrazione di H 3 O +
E ciò deriva direttamente dalla definizione di p in pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
Un semplice riarrangiamento matematico ti dà
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
Non confonderti con frammenti di scienza casuali che non appartengono alla risposta … fa solo è più difficile di quanto deve essere.
Risposta
Si prega di scartare la risposta precedente in quanto si è verificato un piccolo malinteso.
Qui avrà luogo anche lauto ionizzazione dellacqua che aumenterà la concentrazione di H + e ridurrà la concentrazione di OH – . Anche [H + ] dallacqua non sarà uguale a 10 -7 a causa delleffetto ionico comune. Net [H +] = 10 -pH
Anche [H + ] = [H 3 O + ] perché una singola H + si combina con una singola molecola dacqua per dare H3O + senza coinvolgere OH – come hai fatto nel tentativo 2.
Commenti
- Nel precedente tentativo per errore stavo considerando che conc. Di HCl viene fornito e il pH deve essere calcolato
Risposta
Il pH è vicino a 7. Quindi il la concentrazione di ioni idronio nellacqua “non può essere trascurata. [H3O + dallacqua + H3O + dallacido] [OH -] = 10 ^ -14
Si noti che H2O si dissocia parzialmente per formare H3O + e OH- e che questo processo raggiunga lequilibrio con finalmente il prodotto ionico: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Se si aggiunge un acido allacqua. H + aumenta e quindi per la Legge di Azione di Massa lequilibrio viene spinto a sinistra e la concentrazione di OH- diminuisce. Questo è il modo in cui la concentrazione di H + diventa maggiore della concentrazione di OH-.
Quindi puoi effettivamente prendere la concentrazione di H + come 10 ^ (- ph) che dà la concentrazione totale di H + dovuta sia allacido che allacqua. Il tuo tentativo 2 è concettualmente errato poiché hai preso la differenza di H + e OH- e non hai trovato PH stesso. Penso che il punto che hai dimenticato è che entrambi H + ( piuttosto H3O +) e OH- esistono insieme in soluzione sebbene una potrebbe essere in eccesso rispetto agli altri. Quindi il tuo primo approccio è più adatto. Il pH è per definizione il negativo del logaritmo comune della concentrazione totale di H + nella soluzione.
Commenti
- È vero che $ \ ce { H +} $ from water non dovrebbe ‘ essere trascurato qui. Ma non dovrebbe nemmeno ‘ essere considerato . Conosciamo già il pH, quindi ‘ non ci interessa da dove provengono quei protoni.
- Cosa intendi con ” ha considerato “? Dobbiamo considerare la maggior parte dellH + come proveniente dallacqua e non dallacido. Solo una piccola quantità in eccesso è fornita dallacido ed è questo che abbassa il pH a 6,99.
- Ed è vero che ‘ ora conosciamo il pH non ci ‘ ci interessa la provenienza dei protoni.
- Beh, intendo proprio questo: poiché conosciamo il pH, non ‘ Non devi fare alcun calcolo che coinvolga la costante di autoionizzazione dellacqua.
- Oh. In tal senso. Ho semplicemente spiegato la costante di ionizzazione perché la domanda aveva una certa confusione al riguardo.
Risposta
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6,99 Perché antilog b (x) = b ^ x Pertanto, [H3O +] = 9772372,21
Commenti
- Hai ‘ hai raggiunto una concentrazione incredibilmente alta perché ‘ hai utilizzato in modo errato proprietà dei logaritmi / esponenziazione e il segno meno è posizionato male.
- Questo post è altamente corrosivo! Attenzione!