Care este modul corect de a calcula concentrația $ \ ce {H3O +} $ într-o soluție cu $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Tentativa 1.
pH < 7, prin urmare există doar $ \ ce { H3O +} $ particule în soluție. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Tentativa 2.
Avem $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ și $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7.01} = 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
Din cauza $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ rămân cu $ [\ ce {H3O +}] = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} – 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4,6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Când pH-ul este mai mic decât 6 sau mai mare decât 8, nu se va observa diferența, dar aici este logaritmic vorbind foarte mare. Așa că mă întreb care este calea corectă?
Comentarii
- Să ‘ s o exprimăm direct. Care este concentrația de $ \ ce {H3O +} $ într-o soluție cu pH = 7,00? Încercați să îl calculați folosind prima cale. Și a doua cale, de asemenea. Unde este adevărul acum?
- @IvanNeretin Cred al doilea. Deci ar trebui să fie întotdeauna a doua cale. Cu toate acestea, cineva cu o diplomă în chimie a susținut că chimiștii au fost de acord că ar trebui să se folosească prima cale, deoarece utilizarea celei de-a doua modalități ar fi o lucrare de prisos și oricum diferența este mică. Nu am crezut, de aici întrebarea mea.
- A doua încercare este greșită. Există un echilibru între ioni. Ionii ‘ nu se combină pentru a forma molecule de apă (de fapt, dar rata la care se combină este egală cu rata la care moleculele de apă se disociază pentru a produce ionii la echilibru fără schimbări nete). Prima dvs. încercare este corectă.
- @wythagoras OK, haideți ‘ să încerce invers. La pH = 7, folosind a doua cale (ceea ce este greșit, în cazul în care nimeni nu a spus asta înainte), veți obține concentrația de $ \ ce {H3O +} $ ca 0. Dar așteptați; ce este pH-ul? Cum este definit ?
- Aici ‘ ce este ‘ greșit cu a doua metodă. Când scadeți $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ din $ [\ ce {H3O +}] $ pentru a obține ” excesul ” $ [\ ce {H3O +}] $, atribuiți implicit o constantă de echilibru de $ + \ infty $ reacției de neutralizare. Nu este adevarat; constanta de echilibru este mare ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $) dar este nu infinită. La aceste concentrații foarte scăzute, nu puteți efectua o astfel de scădere și trebuie să țineți cont de valoarea finită a constantei de echilibru.
Răspuns
Dacă luați o probă de apă pură, vor fi puțini ioni de hidroxid și hidroniu. Desigur, se pot combina pentru a forma apă și da, se combină, dar vor exista puține molecule de apă care se rup / se combină pentru a forma din nou ionii. Prin urmare, există un echilibru dinamic între concentrația de ioni și moleculele de apă.
$ \ textrm {pH} $ prin definiție este logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidroniu.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Tu poate obține concentrația de ioni H + înlocuind valoarea pH-ului în următoarea formulă,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Încercarea dvs. 2 este eronată, deoarece presupunerea că toți ionii se combină pentru a forma molecule de apă este incorectă. întotdeauna vor exista unele concentrații de ioni și nu trebuie să se combine toți pentru a produce molecule de apă. Încercarea ta 1 este corect.
Se pare că nu ești conștient de conceptul de echilibru și autoionizare a apei, am ales câteva materiale bune la care ai putea (ar trebui) să vrei să te referi,
Conceptul de echilibru chimic este foarte important și îl veți întâlni frecvent în chimie, așa că trebuie să-l învățați. De asemenea, auto-ionizarea apei împreună cu echilibrul chimic sunt concepte centrale pentru învățarea acizilor și a bazelor.
Răspuns
Cred că confundați două concepte diferite. Dacă doriți să știți cât acid aveți nevoie pentru a adăuga pentru a ajunge la un pH de 6,99, este important să se țină seama de faptul că apa este ușor disoci ated. Dar nu asta era întrebarea.Întrebarea a fost pur și simplu
care este concentrația de H 3 O +
Și asta rezultă direct din definiția p din pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
O simplă rearanjare matematică vă oferă
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
Nu vă confundați cu bucăți științifice aleatorii care nu aparțin răspunsului … face doar este mai greu decât trebuie.
Răspuns
Vă rugăm să renunțați la răspunsul anterior, deoarece a existat o mică neînțelegere.
Aici va avea loc și autoionizarea apei, care va crește concentrația de H + și va reduce concentrația de OH – . De asemenea, [H + ] din apă nu va fi egal cu 10 -7 din cauza efectului ionic comun. Net [H +] = 10 -pH
De asemenea [H + ] = [H 3 O + ] deoarece un singur H + se combină cu o singură moleculă de apă pentru a da H3O + fără a implica OH – așa cum ați făcut în încercarea 2.
Comentarii
- Într-o încercare anterioară din greșeală, am considerat că conc. Se administrează HCl și se calculează pH-ul
Răspuns
pH-ul este aproape de 7. Deci concentrația ionilor de hidroniu în apă nu poate fi neglijată. [H3O + apă + H3O + din acid] [OH -] = 10 ^ -14
Vă rugăm să rețineți că H2O se disociază parțial pentru a forma H3O + și OH- și că acest proces ajunge la echilibru cu produsul ionic în cele din urmă: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Dacă se adaugă un acid în apă. H + crește și deci prin Legea acțiunii în masă echilibrul este împins spre stânga și concentrația de OH- scade. Astfel, concentrația de H + devine mai mare decât concentrația de OH-.
Deci, puteți lua de fapt concentrația de H + ca 10 ^ (- ph) care dă concentrația totală de H + datorată atât acidului, cât și apei. Încercarea dvs. 2 este eronată din punct de vedere conceptual, deoarece ați luat diferența de H + și OH- și nu ați găsit PH în sine. Cred că punctul pe care l-ați uitat este că atât H + ( mai degrabă H3O +) și OH- există împreună în soluție, deși una s-ar putea să depășească celălalt. Așadar, prima dvs. abordare este mai potrivită. pH-ul este, prin definiție, negativul logaritmului comun al concentrației totale de H + din soluție.
Comentarii
- Este adevărat că $ \ ce { H +} $ din apă nu ar trebui ‘ să fie neglijat aici. Dar nici nu ar trebui ‘ să fie luat în considerare . Știm deja pH-ul, așa că nu ne pasă ‘ de unde provin acei protoni.
- Ce vrei să spui prin ” considerat fie „? Trebuie să luăm în considerare majoritatea H + ca provenind din apă și nu din acid. Acidul contribuie doar cu o cantitate mică în exces și acesta este cel care scade pH-ul la 6,99.
- Și este ‘ adevărat că acum știm pH-ul ‘ nu ne pasă de unde au apărut protonii.
- Ei bine, vreau să spun doar asta: deoarece știm pH-ul, nu ‘ nu trebuie să facă calcule care să implice constanta de auto-ionizare a apei.
- Oh. In acest sens. Am explicat pur și simplu despre constanta de ionizare, deoarece întrebarea a avut o oarecare confuzie cu privire la asta.
Răspuns
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6.99 Deoarece antilog b (x) = b ^ x Prin urmare, [H3O +] = 9772372.21
Comentarii
- ‘ ați atins o concentrație imposibil de mare, deoarece ‘ ați folosit incorect proprietățile logaritmilor / exponențierii și a pierdut semnul minus.
- Această postare este foarte corozivă! Atenție!