Vad är rätt sätt att beräkna koncentrationen $ \ ce {H3O +} $ i en lösning med $ \ ce {pH} = 6,99 $?
Försök 1.
pH < 7, därför finns det bara $ \ ce { H3O +} $ partiklar i lösningen. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Försök 2.
Vi har $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ och $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7.01} = 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
På grund av $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ är vi kvar med $ [\ ce {H3O +}] = 1.02 \ cdot 10 ^ {- 7} – 9.77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4.6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
När pH-värdet är mindre än 6 eller större än 8 kommer man inte att märka skillnaden, men här är den logaritmiskt sett mycket stor. Så jag undrar vad som är rätt sätt?
Kommentarer
- Låt ’ s uttryckligen. Vad är koncentrationen av $ \ ce {H3O +} $ i en lösning med pH = 7,00? Försök att beräkna det på ditt första sätt. Och din andra väg också. Var är sanningen nu?
- @IvanNeretin tror jag den andra. Så det borde alltid vara andra vägen. Men någon med en examen i kemi hävdade att kemister var överens om att man skulle använda det första sättet, för att använda det andra sättet skulle vara överflödigt arbete och skillnaden är liten ändå. Jag trodde inte det, därav min fråga.
- Det andra försöket är fel. Det finns en jämvikt mellan jonerna. Jonerna ’ t kombineras för att bilda vattenmolekyler (de gör faktiskt men hastigheten med vilken de kombineras är lika med den hastighet med vilken vattenmolekyler dissocieras för att producera jonerna i jämvikt, följaktligen ingen nettoförändring). Ditt första försök är korrekt.
- @wythagoras OK, låt ’ försöka tvärtom. Vid pH = 7, med din andra väg (vilket är fel, om ingen sa det tidigare) skulle du få koncentrationen $ \ ce {H3O +} $ som 0. Men vänta; vad är pH? Hur det är definierat ?
- Här ’ s vad ’ är fel med andra metoden. När du subtraherar $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ från $ [\ ce {H3O +}] $ för att få ” överskott ” $ [\ ce {H3O +}] $, du tilldelar implicit en jämviktskonstant på $ + \ infty $ till neutraliseringsreaktionen. Det är inte sant; jämviktskonstanten är hög ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $) men det är inte oändligt. Vid dessa mycket låga koncentrationer kan du inte utföra en sådan subtraktion och måste ta hänsyn till jämviktskonstantens slutliga värde.
Svar
Om du tar ett prov av rent vatten kommer det att finnas få hydroxid- och hydroniumjoner. Naturligtvis kan de kombineras för att bilda vatten och ja de kombinerar men det kommer att finnas få vattenmolekyler som bryts / kombineras för att bilda jonerna igen. Därför finns det en dynamisk jämvikt mellan jonkoncentrationen och vattenmolekylerna.
$ \ textrm {pH} $ är per definition den negativa logaritmen för hydroniumjonkoncentrationen.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Du kan erhålla koncentrationen av H + -joner genom att ersätta pH-värdet i följande formel,
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Ditt försök 2 är bristfälligt eftersom ditt antagande att alla joner kombineras för att bilda vattenmolekyler är felaktigt. kommer alltid att finnas några koncentrationer av jonerna och alla behöver inte kombineras för att producera vattenmolekyler. Ditt försök 1 är korrekt.
Det verkar som om du inte är medveten om begreppet jämvikt och självjonisering av vatten, jag har valt några bra material som du kanske (borde) vill hänvisa till,
Begreppet kemisk jämvikt är mycket viktigt och du kommer att stöta på det ofta i kemi, så du måste lära dig det. Dessutom är självjonisering av vatten tillsammans med kemisk jämvikt centrala begrepp för inlärningssyror och baser.
Svar
Jag tror att du förvirrar två olika begrepp. Om du vill veta hur mycket syra du behöver för att tillsätta för att komma till ett pH av 6,99 är det viktigt att ta hänsyn till det faktum att vatten är något dissocierat ated. Men det var inte frågan.Frågan var helt enkelt
vad är koncentrationen av H 3 O +
Och det följer direkt av definitionen av p i pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
En enkel matematisk omläggning ger dig
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
Förvirra dig inte med slumpmässiga vetenskapliga bitar som inte hör hemma i svaret … det gör bara det är svårare än det behöver vara.
Svar
Kassera tidigare svar eftersom det var ett litet missförstånd.
Här kommer även självjonisering av vatten att äga rum vilket ökar koncentrationen av H + och minskar koncentrationen av OH – . [H + ] från vatten kommer inte att vara lika med 10 -7 på grund av gemensam joneffekt. Netto [H +] = 10 -pH
Också [H + ] = [H 3 O + ] eftersom en enda H + kombineras med en enda vattenmolekyl för att ge H3O + utan att involvera OH – som du gjorde i försök 2.
Kommentarer
- I ett tidigare försök av misstag övervägde jag att konc. Av HCl ges och pH ska beräknas
Svar
pH är nära 7. Så hydroniumjonkoncentrationen av vatten kan inte försummas. [H3O + från vatten + H3O + från syra] [OH -] = 10 ^ -14
Observera att H2O dissocierar delvis för att bilda H3O + och OH- och att denna process når jämvikt med slutligen den joniska produkten: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Om en syra tillsätts till vattnet. H + ökar och följaktligen med massåtgärdslagen är jämvikten skjuts åt vänster och koncentrationen av OH- minskar. Så blir koncentrationen av H + större än koncentrationen av OH-.
Så du kan faktiskt ta H + -koncentrationen som 10 ^ (- ph) vilket ger den totala koncentrationen av H + på grund av både syra och vatten. Ditt försök 2 är begreppsmässigt felaktigt eftersom du har tagit skillnaden mellan H + och OH- och inte hittat PH själv. Jag tror att poängen som du har glömt är att både H + ( snarare H3O +) och OH- existerar tillsammans i lösning även om en kan överstiga den andra. Så ditt första tillvägagångssätt är mer lämpligt. pH är per definition det negativa för den gemensamma logaritmen för den totala H + -koncentrationen i lösningen.
Kommentarer
- Det är sant att $ \ ce { H +} $ från vatten bör inte ’ försummas här. Men det bör inte heller ’ betraktas . Vi känner till pH redan, så vi bryr oss inte ’ var de protonerna kom ifrån.
- Vad menar du med ” anses antingen ”? Vi måste betrakta det mesta av H + som kommer från vattnet och inte från syran. Endast ett litet överskott tillförs av syran och det är detta som sänker pH till 6,99.
- Och det ’ är sant att nu vet vi pH vi bryr oss inte om ’ var protonerna kom ifrån.
- Jag menar just det: eftersom vi känner till pH behöver vi inte ’ t måste göra några beräkningar som involverar vattnets självjoniseringskonstant.
- Åh. I det avseendet. Jag förklarade helt enkelt om joniseringskonstanten eftersom frågan hade viss förvirring angående det.
Svar
PH = – logg 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6.99 Eftersom antilog b (x) = b ^ x Därför är [H3O +] = 9772372.21
Kommentarer
- Du ’ har nått en omöjligt hög koncentration eftersom du ’ har använt felaktigt egenskaper hos logaritmer / exponentiering och felplacering av minustecknet.
- Det här inlägget är mycket frätande! Akta dig!