Как да намерим концентрацията, когато ви се даде pH

Скалата на pH варира от 0 до 14 и е мярка за киселинност или алкалност. В класната стая или лабораторията има много ползи от познаването на рН на дадено вещество. PH може да се използва, за да се определи какво вещество е и как ще реагира при определени обстоятелства.

Може да се използва и за определяне на концентрацията на хидрониеви или хидроксидни йони, което може да доведе до определяне на концентрацията на други йони в разтвора.

Можете да използвате уравнението на рН по-долу, за да извършите изчислението за решаване на неизвестни.

Водородните йони (H +) във водни разтвори образуват връзки с водни молекули, за да образуват хидрониеви йони (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + ОХ-

Следващото уравнение е основен и полезен основен елемент на химията и може да се разглежда като донякъде калкулатор на pH. Ако знаете pH, можете да определите концентрацията на хидрониевите йони и обратно, можете да определите pH, ако знаете концентрацията на хидрониеви йони.

pH = - log [H3O +]
РН на разтвора е равно на отрицателния логаритъм на концентрацията на хидрониев йон (H3O +).

Пример 1: Намерете pH от [H3O +].

В 1,0 L проба от 0,1 М солна киселина (HCl) концентрацията на хидрониеви йони е 1 × 10^-1. Какво е рН?

pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10^-1 )
рН = - (- 1)
рН = 1

Пример 2: Намерете [H3O +] от рН

Ако рН на разтвора е 4.3. Каква е концентрацията на хидрониеви йони?

Първата стъпка е да пренареждане на уравнение:

[НЗО +] = 10^-PH
[НЗО +] = 10^−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10^-5

Пример 3: Ами ако е база?

Използвайте константата на йонния продукт за вода (K_w).
Kw = 1 × 10^-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10^-14 ) / [OH-]

Какво е рН на разтвор, ако [OH-] = 4,0 х 10^-11 М?

Етап 1
[H3O +] = (1 × 10^-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10^-14 ) / (4,0 х 10^-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10^-3

Стъпка 2
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10^-3 )
рН = - (- - 3,60)
рН = 3,60

Въпреки че правилата за определяне на значими цифри са доста твърди, изчисленията за рН са донякъде специални, тъй като само числата до вдясно от десетичната запетая се броят като сиг фиги!

Константата на дисоциация на киселината е частта на киселина в йонизирана форма. Слабите киселини имат малки K_а стойности, тъй като по-голямата част от киселината остава недисоциирана. Въглеродната киселина е добър пример за слаба киселина. Уравнението за равновесие е:

Н₂CO₃ (aq) ↔ HCO₃ (aq) ⁻ + Н⁺ (aq) K_а = 4,3 х 10^-7

Тъй като въглеродната киселина е дипротонова киселина и може да дари друга Н⁺, второто уравнение на дисоциацията е:

HCO₃(aq)⁻ ↔ CO₃²⁻(aq) + Н⁺ (aq) K_а = 4,8 х 10^-11

Силните киселини имат големи дисоциационни константи; те се дисоциират напълно във вода. Азотната киселина е добър пример за силна киселина. Уравнението за равновесие за азотна киселина е:

HNO₃ (aq) ↔ НЕ₂⁻ + Н⁺ К_а = 40

K_а Стойността на 40 е значително по-значителна от тази на въглеродната киселина, която е била 4.3 х 10^-7.