Jaki jest prawidłowy sposób obliczenia stężenia $ \ ce {H3O +} $ w roztworze o $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Próba 1.
pH < 7, więc jest tylko $ \ ce { H3O +} $ cząsteczki w roztworze. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Próba 2.
Mamy $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ i $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7,01} = 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
Z powodu $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ pozostaje $ [\ ce {H3O +}] = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} – 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4.6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Gdy pH jest mniejsze niż 6 lub większe niż 8, nie zauważy się różnicy, ale tutaj jest ona logarytmicznie bardzo duża. Zastanawiam się więc, jaki jest właściwy sposób?
Komentarze
- Niech ' s powiedzą wprost. Jakie jest stężenie $ \ ce {H3O +} $ w roztworze o pH = 7,00? Spróbuj obliczyć go w pierwszy sposób. Twój drugi sposób też. Gdzie jest teraz prawda?
- @IvanNeretin Wierzę, że druga. Więc zawsze powinien być drugi sposób. Jednak ktoś z dyplomem z chemii twierdził, że chemicy zgodzili się, że należy użyć pierwszego sposobu, ponieważ używanie drugiego byłoby zbędną pracą, a różnica i tak jest niewielka. Nie wierzyłem w to, stąd moje pytanie.
- Druga próba jest błędna. Między jonami istnieje równowaga. Jony nie ' nie łączą się, tworząc cząsteczki wody (w rzeczywistości to robią, ale szybkość, z jaką się łączą, jest równa szybkości, z jaką cząsteczki wody dysocjują, tworząc jony w równowadze, stąd bez zmiany netto). Twoja pierwsza próba jest prawidłowa.
- @wythagoras OK, pozwól ' spróbować na odwrót. Przy pH = 7, używając drugiego sposobu (co jest błędne, na wypadek, gdyby nikt tego wcześniej nie powiedział) uzyskasz stężenie $ \ ce {H3O +} $ jako 0. Ale poczekaj; co to jest pH? Jak to jest zdefiniowane ?
- Tutaj ' co ' jest nie tak z druga metoda. Kiedy odejmiesz $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ od $ [\ ce {H3O +}] $, aby uzyskać ” nadwyżkę ” $ [\ ce {H3O +}] $, pośrednio przypisujesz reakcji neutralizacji stałą równowagi $ + \ infty $. To nie jest prawda; stała równowagi jest wysoka ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $), ale nie jest nieskończona. Przy tych bardzo niskich stężeniach nie można wykonać takiego odejmowania i należy wziąć pod uwagę skończoną wartość stałej równowagi.
Odpowiedź
Jeśli weźmiesz próbkę czystej wody, będzie niewiele jonów wodorotlenkowych i hydroniowych. Oczywiście mogą łączyć się, tworząc wodę i tak, łączą się, ale będzie kilka cząsteczek wody, które pękają / łączą się, aby ponownie utworzyć jony. Stąd istnieje dynamiczna równowaga między stężeniem jonów a cząsteczkami wody.
$ \ textrm {pH} $ z definicji jest logarytmem ujemnym stężenia jonów hydroniowych.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Ty może otrzymać stężenie jonów H + , podstawiając wartość pH do następującego wzoru,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Twoja próba nr 2 jest błędna, ponieważ Twoje założenie, że wszystkie jony łączą się w cząsteczki wody, jest błędne. zawsze będzie pewne stężenie jonów i nie wszystkie z nich muszą się łączyć, aby wytworzyć cząsteczki wody. Twoja próba 1 to poprawnie.
Wygląda na to, że nie jesteś świadomy koncepcji równowagi i samojonizacji wody, wybrałem kilka dobrych materiałów, do których możesz (powinieneś) się odwołać,
Pojęcie równowagi chemicznej jest bardzo ważne i często zetkniesz się z nim w chemii, więc musisz się go nauczyć. Również samojonizacja wody wraz z równowagą chemiczną to główne pojęcia związane z nauką kwasów i zasad.
Odpowiedź
Myślę, że mylisz dwie różne koncepcje. Jeśli chcesz wiedzieć, ile kwasu potrzebujesz dodać, aby uzyskać pH 6,99, ważne jest, aby wziąć pod uwagę fakt, że woda nieznacznie dysocjuje ated. Ale to nie było pytanie.Pytanie brzmiało po prostu
jakie jest stężenie H 3 O +
I wynika to bezpośrednio z definicji p w pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
Prosta matematyczna zmiana daje
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
Nie myl się z przypadkowymi fragmentami nauki, które nie należą do odpowiedzi … to trudniejsze niż to konieczne.
Odpowiedź
Proszę odrzucić wcześniejszą odpowiedź, ponieważ było małe nieporozumienie.
Tutaj również nastąpi autojonizacja wody, co zwiększy stężenie H + i zmniejszy stężenie OH – . Również [H + ] z wody nie będzie równe 10 -7 ze względu na efekt wspólnego jonu. Netto [H +] = 10 -pH
Również [H + ] = [H 3 O + ], ponieważ pojedynczy H + łączy się z pojedynczą cząsteczką wody, dając H3O + bez angażowania OH – tak jak w próbie 2.
Komentarze
- We wcześniejszej próbie przez pomyłkę rozważałem ten stęż. Podaje się HCl i należy obliczyć pH
Odpowiedź
pH jest bliskie 7. Więc Nie można pominąć stężenia jonów hydroniowych w wodzie. [H3O + z wody + H3O + z kwasu] [OH -] = 10 ^ -14
Należy pamiętać, że H2O dysocjuje częściowo tworząc H3O + i OH- i że ten proces osiąga równowagę z końcowym iloczynem jonowym: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Jeśli do wody dodamy kwas. H + wzrasta, a zatem zgodnie z prawem działania masy równowaga jest przesunięty w lewo, a stężenie OH- spada. W ten sposób stężenie H + staje się większe niż stężenie OH-.
Tak więc możesz przyjąć stężenie H + jako 10 ^ (- ph) co daje całkowite stężenie H + z powodu zarówno kwasu, jak i wody. Twoja próba 2 jest koncepcyjnie błędna, ponieważ wziąłeś różnicę H + i OH- i nie znalazłeś samego PH. Myślę, że zapomniałeś o tym, że oba H + ( raczej H3O +) i OH- istnieją razem w roztworze, chociaż jeden może przekraczać inne. Więc twoje pierwsze podejście jest bardziej odpowiednie. pH jest z definicji ujemnym logarytmem całkowitego stężenia H + w roztworze.
Komentarze
- Prawdą jest, że $ \ ce { H +} $ z wody nie powinno być tutaj ' pominięte. Ale też nie ' nie należy brać pod uwagę . Znamy już pH, więc nie ' nie obchodzi nas, skąd pochodzą te protony.
- Co masz na myśli, mówiąc ” uznano za „? Musimy uważać, że większość H + pochodzi z wody, a nie z kwasu. Kwas tworzy tylko niewielki nadmiar i to właśnie obniża pH do 6,99.
- I ' jest prawdą, że teraz znamy pH nie ' nie obchodzi nas, skąd pochodzą protony.
- Mam na myśli tylko to: ponieważ znamy pH, nie ' Nie muszę wykonywać żadnych obliczeń dotyczących stałej samojonizacji wody.
- Och. W tym sensie. Po prostu wyjaśniłem kwestię stałej jonizacji, ponieważ pytanie było niejasne.
Odpowiedź
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6.99 Ponieważ antilog b (x) = b ^ x Dlatego [H3O +] = 9772372.21
Komentarze
- ' osiągnąłeś niemożliwie wysoką koncentrację, ponieważ ' nieprawidłowo użyłeś właściwości logarytmów / potęgowania i błędnego umieszczenia znaku minus.
- Ten post jest wysoce korozyjny! Uważaj!