Qual é a maneira correta de calcular a concentração $ \ ce {H3O +} $ em uma solução com $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Tentativa 1.
pH < 7, portanto, há apenas $ \ ce { H3O +} $ partículas na solução. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Tentativa 2.
Temos $ [\ 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} $.
Por causa de $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $, ficamos com $ [\ ce {H3O +}] = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} – 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4,6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Quando o pH é menor do que 6 ou maior do que 8, não se notará a diferença, mas aqui é logaritmicamente falando muito grande. Então, eu me pergunto qual é a maneira correta?
Comentários
- Vamos ‘ ser francamente. Qual é a concentração de $ \ ce {H3O +} $ em uma solução com pH = 7,00? Tente calculá-lo usando sua primeira maneira. E a sua segunda maneira também. Onde está a verdade agora?
- @IvanNeretin acredito na segunda. Portanto, deve ser sempre a segunda maneira. No entanto, alguém com um diploma em química afirmou que os químicos concordaram que se deveria usar a primeira forma, porque usar a segunda forma seria um trabalho supérfluo e a diferença é pequena de qualquer maneira. Não acreditei, daí minha pergunta.
- A segunda tentativa está errada. Existe um equilíbrio entre os íons. Os íons não ‘ t se combinam para formar moléculas de água (eles realmente fazem, mas a taxa na qual eles combinam é igual à taxa na qual as moléculas de água se dissociam para produzir os íons em equilíbrio, portanto sem variação líquida). Sua primeira tentativa está correta.
- @wythagoras OK, deixe ‘ s tentar o contrário. Em pH = 7, usando sua segunda forma (que está errada, caso ninguém tenha dito isso antes) você obteria a concentração de $ \ ce {H3O +} $ como 0. Mas espere; o que é pH? Como é definido ?
- Aqui ‘ o que ‘ há de errado com o segundo método. Quando você subtrai $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ de $ [\ ce {H3O +}] $ para obter o ” excesso ” $ [\ ce {H3O +}] $, você está atribuindo implicitamente uma constante de equilíbrio de $ + \ infty $ à reação de neutralização. Isso não é verdade; a constante de equilíbrio é alta ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $), mas não é infinita. Nessas concentrações muito baixas, você não pode realizar tal subtração e deve levar em consideração o valor finito da constante de equilíbrio.
Resposta
Se você tirar uma amostra de água pura, haverá poucos íons hidróxido e hidrônio. Claro, eles podem se combinar para formar água e sim, eles se combinam, mas haverá poucas moléculas de água que se quebram / combinam para formar os íons novamente. Portanto, existe um equilíbrio dinâmico entre a concentração de íons e moléculas de água.
$ \ textrm {pH} $ por definição é o logaritmo negativo da concentração do íon hidrônio.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Você pode obter a concentração de íons H + substituindo o valor de pH na seguinte fórmula,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Sua tentativa 2 é falha porque sua suposição de que todos os íons se combinam para formar moléculas de água está incorreta. Haverá sempre algumas concentrações de íons e todos eles não precisam se combinar para produzir moléculas de água. Sua tentativa 1 é correto.
Parece que você não está ciente do conceito de equilíbrio e autoionização da água, eu escolhi alguns materiais bons que você pode (deveria) querer consultar,
O conceito de equilíbrio químico é muito importante e você o encontrará com frequência na química, então você deve aprendê-lo. Além disso, a autoionização da água junto com o equilíbrio químico são conceitos centrais para aprender ácidos e bases.
Resposta
Acho que você está confundindo dois conceitos diferentes. Se quiser saber de quanto ácido você precisa adicionar para obter um pH de 6,99, é importante levar em consideração o fato de que a água é ligeiramente dissoci atado. Mas essa não era a questão.A questão era simplesmente
qual é a concentração de H 3 O +
E isso segue diretamente da definição de p em pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
Um simples rearranjo matemático dá a você
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6,99}} $$
Não se confunda com pedaços aleatórios de ciência que não pertencem à resposta … apenas faz é mais difícil do que precisa ser.
Resposta
Descarte a resposta anterior, pois houve um pequeno mal-entendido.
Aqui também ocorrerá a auto-ionização da água, o que aumentará a concentração de H + e reduzirá a concentração de OH – . Além disso, [H + ] da água não será igual a 10 -7 devido ao efeito de íon comum. Net [H +] = 10 -pH
Também [H + ] = [H 3 O + ] porque um único H + se combina com uma única molécula de água para dar H3O + sem envolver OH – como você fez na tentativa 2.
Comentários
- Na tentativa anterior por engano, eu estava considerando que a conc. De HCl é fornecido e o pH deve ser calculado
Resposta
O pH está próximo de 7. Portanto, o a concentração de íon hidrônio da água não pode “ser negligenciada. [H3O + da água + H3O + do ácido] [OH -] = 10 ^ -14
Observe que H2O se dissocia parcialmente para formar H3O + e OH- e que este processo atinge o equilíbrio com finalmente o produto iônico: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Se um ácido é adicionado à água, H + aumenta e, portanto, pela Lei da Ação de Massa, o equilíbrio é empurrado para a esquerda e a concentração de OH- diminui. É assim que a concentração de H + se torna maior do que a concentração de OH-.
Portanto, você pode de fato considerar a concentração de H + como 10 ^ (- ph) que dá a concentração total de H + devido ao ácido e à água. Sua tentativa 2 é conceitualmente errônea, pois você pegou a diferença de H + e OH- e não encontrou o próprio pH. Acho que o ponto que você esqueceu é que ambos H + ( em vez de H3O +) e OH- existam juntos em solução, embora um pode estar em excesso do outro. Portanto, sua primeira abordagem é mais adequada. pH é por definição o negativo do logaritmo comum da concentração total de H + na solução.
Comentários
- É verdade que $ \ ce { H +} $ da água não deve ‘ ser negligenciado aqui. Mas também não deve ‘ ser considerado . Já sabemos o pH, então não ‘ nos importamos de onde esses prótons vieram.
- O que você quer dizer com ” considerado “? Devemos considerar a maior parte do H + como proveniente da água e não do ácido. Apenas uma pequena quantidade em excesso é contribuída pelo ácido e é isso que baixa o pH para 6,99.
- E é ‘ verdade que agora sabemos o pH não ‘ não nos importamos com a origem dos prótons.
- Bem, quero dizer exatamente isso: como sabemos o pH, não ‘ não preciso fazer nenhum cálculo envolvendo a constante de autoionização da água.
- Oh. Nesse sentido. Eu simplesmente expliquei sobre a constante de ionização porque a questão tinha alguma confusão em relação a isso.
Resposta
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6,99 Porque antilog b (x) = b ^ x Portanto, [H3O +] = 9772372,21
Comentários
- Você ‘ atingiu uma concentração incrivelmente alta porque ‘ usou incorretamente o propriedades de logaritmos / exponenciação e mal colocado o sinal de menos.
- Este post é altamente corrosivo! Cuidado!