Wat is de juiste manier om de concentratie $ \ ce {H3O +} $ te berekenen in een oplossing met $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Poging 1.
pH < 7, daarom zijn er slechts $ \ ce { H3O +} $ deeltjes in de oplossing. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Poging 2.
We hebben $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ en $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7,01} = 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
Vanwege $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ houden we $ [\ ce {H3O +}] = 1.02 \ cdot 10 over ^ {- 7} – 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4.6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Wanneer de pH lager is dan 6 of groter dan 8, zal men het verschil niet opmerken, maar hier is het logaritmisch gezien erg groot. Dus ik vraag me af wat de juiste manier is?
Reacties
- Laat ‘ s het botweg zeggen. Wat is de concentratie van $ \ ce {H3O +} $ in een oplossing met pH = 7,00? Probeer het te berekenen op uw eerste manier. En je tweede manier ook. Waar is de waarheid nu?
- @IvanNeretin Ik geloof de tweede. Het zou dus altijd de tweede manier moeten zijn. Iemand met een graad in scheikunde beweerde echter dat scheikundigen het erover eens waren dat men de eerste manier zou moeten gebruiken, omdat het gebruik van de tweede manier overbodig werk zou zijn en het verschil sowieso klein is. Ik geloofde het niet, vandaar mijn vraag.
- De tweede poging is verkeerd. Er bestaat een evenwicht tussen de ionen. De ionen ‘ t combineren om watermoleculen te vormen (dat doen ze feitelijk, maar de snelheid waarmee ze combineren is gelijk aan de snelheid waarmee watermoleculen dissociëren om de ionen in evenwicht te produceren). geen netto wijziging). Uw eerste poging is correct.
- @wythagoras OK, laat ‘ s het andersom proberen. Bij pH = 7, als je je tweede manier gebruikt (wat verkeerd is, voor het geval niemand dat eerder heeft verteld) zou je de concentratie van $ \ ce {H3O +} $ als 0 krijgen. Maar wacht; wat is pH? Hoe het is gedefinieerd ?
- Hier is ‘ wat is ‘ s mis met de tweede methode. Wanneer u $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ aftrekt van $ [\ ce {H3O +}] $ om het ” eigen risico ” $ [\ ce {H3O +}] $, u wijst impliciet een evenwichtsconstante van $ + \ infty $ toe aan de neutralisatiereactie. Dit is niet waar; de evenwichtsconstante is hoog ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $) maar is niet oneindig. Bij deze zeer lage concentraties kun je zon aftrekking niet uitvoeren en moet je rekening houden met de eindige waarde van de evenwichtsconstante.
Answer
Als u een monster zuiver water neemt, zijn er weinig hydroxide- en hydroniumionen. Natuurlijk kunnen ze combineren om water te vormen en ja, ze combineren wel, maar er zullen weinig watermoleculen zijn die breken / combineren om de ionen weer te vormen. Daarom bestaat er een dynamisch evenwicht tussen de concentratie van ionen en watermoleculen.
$ \ textrm {pH} $ is per definitie de negatieve logaritme van de hydroniumionenconcentratie.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Jij kan de concentratie van H + -ionen verkrijgen door de waarde van pH in de volgende formule te vervangen,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Uw poging 2 is onjuist omdat uw aanname dat alle ionen zich combineren om watermoleculen te vormen onjuist is. Er zullen altijd enkele concentraties van de ionen zijn en ze hoeven niet allemaal te worden gecombineerd om watermoleculen te produceren. Je poging 1 is correct.
Het lijkt erop dat u zich niet bewust bent van het concept van evenwicht en zelfionisatie van water, ik heb een paar goede materialen uitgekozen waarnaar u misschien (zou moeten) verwijzen,
Het concept van chemisch evenwicht is erg belangrijk en je zult het vaak tegenkomen in de chemie, dus je moet het leren. Ook zelfionisatie van water is samen met chemisch evenwicht centrale concepten voor het leren van zuren en basen.
Answer
Ik denk dat je twee verschillende concepten door elkaar haalt. Als je wilt weten hoeveel zuur je nodig hebt om toe te voegen om een pH van 6,99 te krijgen, is het belangrijk om rekening te houden met het feit dat water enigszins dissocieert at. Maar dat was niet de vraag.De vraag was simpelweg
wat is de concentratie van H 3 O +
En dat volgt direct uit de definitie van p in pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
Een eenvoudige wiskundige herschikking geeft je
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
Verwar jezelf niet met willekeurige stukjes wetenschap die niet in het antwoord thuishoren … het maakt gewoon het is moeilijker dan het moet zijn.
Antwoord
Gooi het eerdere antwoord weg, want er was een klein misverstand.
Hier zal ook zelfionisatie van water plaatsvinden, wat de H + concentratie zal verhogen en de OH – concentratie zal verlagen. Ook [H + ] uit water zal niet gelijk zijn aan 10 -7 vanwege een gemeenschappelijk ioneneffect. Net [H +] = 10 -pH
Ook [H + ] = [H 3 O + ] omdat een enkele H + wordt gecombineerd met een enkel watermolecuul om H3O + te geven zonder OH – erbij te betrekken, zoals je deed in poging 2.
Opmerkingen
- In een eerdere poging per ongeluk overwoog ik dat conc. Van HCl wordt gegeven en de pH moet worden berekend
Antwoord
De pH ligt dicht bij 7. Dus de hydroniumionenconcentratie van water kan “niet worden verwaarloosd. [H3O + uit water + H3O + uit zuur] [OH -] = 10 ^ -14
Houd er rekening mee dat H2O gedeeltelijk dissocieert om H3O + en OH- en dat dit proces een evenwicht bereikt met uiteindelijk het ionische product: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Als een zuur aan water wordt toegevoegd. H + neemt toe en dus door de Wet van Massaactie het evenwicht wordt naar links geduwd en de concentratie van OH- neemt af. Zo wordt de concentratie van H + groter dan de concentratie van OH-.
Je kunt dus de concentratie van H + nemen als 10 ^ (- ph) wat de totale concentratie van H + geeft door zowel zuur als water. Je poging 2 is conceptueel onjuist omdat je het verschil tussen H + en OH- hebt genomen en zelf PH niet hebt gevonden. Ik denk dat het punt dat je bent vergeten, is dat zowel H + ( liever H3O +) en OH- bestaan samen in oplossing, hoewel één kan hoger zijn dan de andere. Dus je eerste benadering is geschikter. pH is per definitie het negatief van de gewone logaritme van de totale H + -concentratie in de oplossing.
Opmerkingen
- Het is waar dat de $ \ ce { H +} $ uit water mag niet ‘ hier worden verwaarloosd. Maar het mag ook niet ‘ worden beschouwd . We kennen de pH al, dus ‘ maakt het niet uit waar die protonen vandaan kwamen.
- Wat bedoel je met ” beschouwd als “? We moeten de meeste H + beschouwen als afkomstig uit het water en niet uit het zuur. Slechts een kleine overmaat wordt bijgedragen door het zuur en het is dit dat de pH verlaagt tot 6,99.
- En het ‘ is waar dat we nu de pH weten het maakt ons ‘ niet uit waar de protonen vandaan kwamen.
- Nou, ik bedoel precies dat: aangezien we de pH kennen, doen we ‘ Je hoeft geen berekeningen te maken met betrekking tot de zelfionisatieconstante van het water.
- Oh. Op die manier. Ik legde gewoon uit wat de ionisatieconstante was, omdat de vraag daarover enige verwarring opleverde.
Antwoord
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6,99 Omdat antilog b (x) = b ^ x Daarom, [H3O +] = 9772372.21
Opmerkingen
- Je ‘ hebt een onmogelijk hoge concentratie bereikt omdat je ‘ de eigenschappen van logaritmen / machtsverheffen en het minteken misplaatst.
- Dit bericht is zeer corrosief! Pas op!