So berechnen Sie die Wasserstoffionenkonzentration

Die Wasserstoffionenkonzentration sagt uns, wie sauer oder basisch eine gegebene Lösung ist. Mehr Wasserstoffionen? Eher sauer. Weniger Wasserstoffionen? Eher grundlegender. Ziemlich einfach, oder? Werfen wir einen Blick darauf, wie die Wasserstoffionenkonzentration definiert und berechnet wird. Zuerst sehen Sie, wie Sie Wasserstoffionen und Hydroxidionen in Wasser erhalten.

Wasser ionisiert sich in geringem Maße selbst:

Dies ist eine Vereinfachung, da freie Wasserstoffionen tatsächlich nicht in Lösung vorliegen. So sieht es tatsächlich aus:

Durch Wasserstoffbrückenbindung verbindet sich das Wasserstoffion mit einem Wassermolekül, um H. zu bilden₃Ö⁺, oder Hydronium. Wenn Sie also die Wasserstoffionenkonzentration berechnen, berechnen Sie auch die Hydroniumionenkonzentration.

Für Wasser ist die Wasserionenprodukt oder K_w sagt uns die Konzentration von H⁺ oder H₃Ö⁺ und die Konzentration von OH^- oder Hydroxidionen.

Bei 25 Grad Celsius ist der experimentell ermittelte Wert von K_W ist 1,0 x 10^-14 M².

Werfen wir einen Blick darauf, wie Sie Ihr Wissen über Dissoziation und K. nutzen können_W um die Wasserstoffionenkonzentration für starke Säuren oder Basen zu berechnen.

Eine starke Säure erhöht die Wasserstoffionenkonzentration gegenüber den vorhandenen Hydroxidionen.

Ein Beispiel ist HCl:

Da HCl eine starke Säure ist, dissoziiert es vollständig in Wasser. Nehmen wir an, Sie haben eine 1,5 M HCl-Lösung. Wie hoch ist die Wasserstoffionenkonzentration?

Nun, das ist ziemlich einfach und erfordert nicht einmal Mathematik! Da die Säure vollständig dissoziiert, entspricht die Wasserstoffionenkonzentration der Molarität der Lösung. In diesem Fall bedeutet dies die Konzentration von Wasserstoffionen oder [H⁺], beträgt 1,5 Mio.

Eine starke Base hingegen hat mehr Hydroxidionen als Wasserstoffionen. Nehmen wir an, Sie haben eine 0,1 M NaOH-Lösung. Wie hoch ist die H .-Konzentration?⁺ in diesem Fall? Jetzt müssen Sie Ihr Wissen über K. einsetzen_W.

Sie wissen, dass die Hydroxid- oder OH-Konzentration der Molarität der Lösung entspricht, da diese starke Base vollständig dissoziiert. [OH-] = 0,1 M.

So,

Wenn Sie nach [H+] auflösen, erhalten Sie:

Das macht Sinn! Da es sich um eine basische Lösung handelt, gibt es viel mehr Hydroxidionen als Wasserstoffionen.

Nun, es ist ein wenig umständlich, sich ständig mit wissenschaftlicher Notation zu beschäftigen, um die Wasserstoffionenkonzentration zu diskutieren. Stattdessen verwenden Wissenschaftler die pH-Skala.

Hier ist die Definition von pH:

pH ist der negative Logarithmus der Wasserstoffkonzentration. Der Buchstabe p bedeutet wörtlich negatives Log.

Bei einem pH-Wert von 5,5 können Sie also die Wasserstoffionenkonzentration ermitteln:

Wenn Sie nach Minus tauchen und das inverse Log nehmen, erhalten Sie:

Beim Lösen erhalten Sie:

Die Wasserstoffionenkonzentration einer Lösung mit pH = 5,5 beträgt 3,2*10^-6m. Sehen Sie, deshalb ist es viel einfacher, über einen pH-Wert zu sprechen, als die ganze lange Zahl, die Sie für eine Antwort erhalten haben! Ein pH-Wert von 5,5 sagt Ihnen den Säuregehalt aus und Sie können die Molarität berechnen, wenn Sie sie benötigen.

Während die Berechnung der Konzentration von Wasserstoffionen starker Säuren einfach genug ist, da sie dissoziieren vollständig in Lösung, die Berechnung der Konzentration von Wasserstoffionen in schwachen Säuren ist nur wenig kniffliger. Diese Säuren ionisieren in Wasser nicht vollständig. Jede Säure neigt dazu, in einer wässrigen Lösung ein Wasserstoffion zu verlieren. Eine stärkere Säure verliert ihr Wasserstoffion eher als eine schwache Säure.

Gleichgewichtskonstanten für Ionisationsreaktionen werden als Säuredissoziationskonstanten (K_ein). Stärkere Säuren haben einen höheren K_ein während schwächere Säuren einen niedrigeren K. haben_ein. Genau wie bei der Wasserstoffionenkonzentration, bei der Sie auf pH anstelle von nur H umgestellt haben, verwenden Wissenschaftler pK_ein um anzugeben, wie stark oder schwach eine Säure ist. Bei einer höheren Tendenz, ein Proton zu verlieren, ist die Säure stärker, und so ist der pK_ein ist kleiner.

• Je höher ein pKa-Wert ist, desto schwächer ist die Säure; je niedriger der pKa-Wert ist, desto stärker ist die Säure.