Wie kann die Konzentration $ \ ce {H3O +} $ in einer Lösung mit $ \ ce {pH} = 6,99 $ richtig berechnet werden?
Versuch 1.
pH < 7, daher gibt es nur $ \ ce { H3O +} $ Partikel in der Lösung. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $
Versuch 2.
Wir haben $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {- \ ce {pH}} = 10 ^ {- 6,99} = 1,02 \ cdot 10 ^ {- 7} $ und $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {- \ ce {pOH}} = 10 ^ {- 7,01} = 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} $.
Aufgrund von $ \ ce {H3O + + OH- – > 2 H2O} $ bleibt $ [\ ce {H3O +}] = 1,02 \ cdot 10 übrig ^ {- 7} – 9,77 \ cdot 10 ^ {- 8} = 4,6 \ cdot 10 ^ {- 9} $
Wenn der pH-Wert kleiner ist als 6 oder größer als 8 wird man den Unterschied nicht bemerken, aber hier ist er logarithmisch sehr groß. Also frage ich mich, wie der richtige Weg ist?
Kommentare
- Lassen Sie es ‚ klar sagen. Wie hoch ist die Konzentration von $ \ ce {H3O +} $ in einer Lösung mit einem pH-Wert von 7,00? Versuchen Sie es auf Ihre erste Weise zu berechnen. Und dein zweiter Weg auch. Wo ist jetzt die Wahrheit?
- @IvanNeretin Ich glaube die zweite. Es sollte also immer der zweite Weg sein. Jemand mit einem Abschluss in Chemie behauptete jedoch, dass Chemiker sich einig waren, dass man den ersten Weg verwenden sollte, da der zweite Weg überflüssig wäre und der Unterschied sowieso gering ist. Ich habe es nicht geglaubt, daher meine Frage.
- Der zweite Versuch ist falsch. Zwischen den Ionen besteht ein Gleichgewicht. Die Ionen ‚ verbinden sich nicht zu Wassermolekülen (sie tun dies tatsächlich, aber die Geschwindigkeit, mit der sie sich verbinden, ist gleich der Geschwindigkeit, mit der Wassermoleküle dissoziieren, um die Ionen im Gleichgewicht zu erzeugen keine Nettoveränderung). Ihr erster Versuch ist korrekt.
- @wythagoras OK, lassen Sie ‚ es umgekehrt versuchen. Bei pH = 7 würden Sie bei Verwendung Ihres zweiten Weges (was falsch ist, falls dies noch niemand gesagt hat) die Konzentration von $ \ ce {H3O +} $ als 0 erhalten. Aber warten Sie; Was ist der pH-Wert? Wie ist es definiert ?
- Hier ist ‚ was ‚ mit dem falsch ist zweite Methode. Wenn Sie $ [\ ce {OH ^ {-}}] $ von $ [\ ce {H3O +}] $ subtrahieren, um den “ Überschuss “ $ [\ ce {H3O +}] $, Sie weisen der Neutralisationsreaktion implizit eine Gleichgewichtskonstante von $ + \ infty $ zu. Das ist nicht wahr; Die Gleichgewichtskonstante ist hoch ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {- 1} = 10 ^ {14}} $), aber sie ist nicht unendlich. Bei diesen sehr niedrigen Konzentrationen können Sie eine solche Subtraktion nicht durchführen und müssen den endlichen Wert der Gleichgewichtskonstante berücksichtigen.
Antwort
Wenn Sie eine Probe von reinem Wasser entnehmen, gibt es nur wenige Hydroxid- und Hydroniumionen. Natürlich können sie sich zu Wasser verbinden und ja, sie verbinden sich, aber es gibt nur wenige Wassermoleküle, die brechen / verbinden, um die Ionen wieder zu bilden. Daher besteht ein dynamisches Gleichgewicht zwischen der Konzentration von Ionen und Wassermolekülen.
$ \ textrm {pH} $ ist per Definition der negative Logarithmus der Hydroniumionenkonzentration.
$$ \ textrm {pH} = – \ log [\ ce {H ^ +}] = – \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
Sie kann die Konzentration von H + -Ionen erhalten, indem der pH-Wert in der folgenden Formel eingesetzt wird:
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
Ihr Versuch 2 ist fehlerhaft, weil Ihre Annahme, dass sich alle Ionen zu Wassermolekülen verbinden, falsch ist. Es wird immer einige Konzentrationen der Ionen geben, und alle müssen nicht kombiniert werden, um Wassermoleküle zu produzieren. Ihr Versuch 1 ist richtig.
Es scheint, als ob Sie das Konzept des Gleichgewichts und der Selbstionisation von Wasser nicht kennen. Ich habe einige gute Materialien ausgewählt, auf die Sie sich möglicherweise (sollten) beziehen möchten.
Das Konzept des chemischen Gleichgewichts ist sehr wichtig und wird in der Chemie häufig vorkommen. Sie müssen es daher lernen. Auch die Selbstionisation von Wasser und das chemische Gleichgewicht sind zentrale Konzepte für das Lernen von Säuren und Basen.
Antwort
Ich denke, Sie verwechseln zwei verschiedene Konzepte. Wenn Sie wissen möchten, wie viel Säure Sie benötigen Um einen pH-Wert von 6,99 zu erreichen, ist es wichtig zu berücksichtigen, dass Wasser leicht dissoziiert ated. Das war aber nicht die Frage.Die Frage war einfach
, wie hoch die Konzentration von H 3 O +
ist
Und das folgt direkt aus der Definition von p in pH:
$$ \ rm {pH = – \ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
Eine einfache mathematische Umlagerung ergibt
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$
Verwechseln Sie sich nicht mit zufälligen Wissenschaftsstücken, die nicht in die Antwort gehören … es macht einfach es ist schwieriger als es sein muss.
Antwort
Bitte verwerfen Sie frühere Antworten, da es ein kleines Missverständnis gab.
Hier findet auch eine Selbstionisierung von Wasser statt, die die H + -Konzentration erhöht und die OH – – – Konzentration verringert. Auch [H + +] aus Wasser ist aufgrund des gemeinsamen Ioneneffekts nicht gleich 10 -7 . Net [H +] = 10 -pH
Auch [H + ] = [H 3 O + ], weil ein einzelnes H + mit einem einzelnen Wassermolekül kombiniert wird, um H3O + zu ergeben, ohne OH – einzubeziehen, wie Sie es in Versuch 2 getan haben.
Kommentare
- Bei einem früheren Versuch aus Versehen habe ich diese konz. Es wird HCl angegeben und der pH-Wert berechnet.
Antwort
Der pH-Wert liegt nahe bei 7. Also der Die Hydroniumionenkonzentration von Wasser kann nicht vernachlässigt werden. [H3O + für Wasser + H3O + aus Säure] [OH -] = 10 ^ -14
Bitte beachten Sie, dass H2O teilweise unter Bildung von H3O + und OH- und dissoziiert dass dieser Prozess schließlich ein Gleichgewicht mit dem ionischen Produkt erreicht: [H +] [OH -] = 10 ^ -14
Wenn eine Säure zu Wasser gegeben wird. H + steigt und damit nach dem Gesetz der Massenwirkung das Gleichgewicht wird nach links gedrückt und die Konzentration von OH- nimmt ab. Auf diese Weise wird die Konzentration von H + größer als die Konzentration von OH-.
Sie können also tatsächlich die H + -Konzentration als 10 ^ (- ph) annehmen. Dies gibt die Gesamtkonzentration von H + aufgrund von Säure und Wasser an. Ihr Versuch 2 ist konzeptionell falsch, da Sie den Unterschied zwischen H + und OH- genommen und PH selbst nicht gefunden haben. Ich denke, der Punkt, den Sie vergessen haben, ist, dass sowohl H + ( vielmehr existieren H3O +) und OH- zusammen in Lösung, obwohl eine könnte über dem anderen liegen. Ihr erster Ansatz ist also besser geeignet. Der pH-Wert ist per Definition das Negative des gemeinsamen Logarithmus der gesamten H + -Konzentration in der Lösung.
Kommentare
- Es ist wahr, dass $ \ ce { H +} $ aus Wasser sollte hier nicht ‚ vernachlässigt werden. Aber ‚ sollte auch nicht als betrachtet werden. Wir kennen den pH-Wert bereits, daher ist es uns ‚ egal, woher diese Protonen stammen.
- Was meinen Sie mit “ entweder “ berücksichtigt? Wir müssen den größten Teil des H + als aus dem Wasser und nicht aus der Säure stammend betrachten. Die Säure trägt nur einen geringen Überschuss bei und senkt den pH-Wert auf 6,99.
- Und ‚ stimmt, dass wir jetzt den pH-Wert kennen ‚ ist es egal, woher die Protonen stammen.
- Nun, ich meine nur das: Da wir den pH-Wert kennen,
müssen keine Berechnungen mit der Selbstionisationskonstante des Wassers durchführen.
Antwort
PH = – log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = – 10 ^ 6,99 Weil Antilog b (x) = b ^ x Daher ist [H3O +] = 9772372,21
Kommentare
- Sie ‚ haben eine unglaublich hohe Konzentration erreicht, weil Sie ‚ das falsch verwendet haben Eigenschaften von Logarithmen / Exponentiation und falsch platziertes Minuszeichen.
- Dieser Beitrag ist stark ätzend! Vorsicht!