Hoe waterstofionenconcentratie te berekenen?

Waterstofionenconcentratie vertelt ons hoe zuur of basisch een bepaalde oplossing is. Meer waterstofionen? Meer zuur. Minder waterstofionen? Meer basaal. Vrij eenvoudig, toch? Laten we eens kijken hoe we de waterstofionenconcentratie kunnen definiëren en berekenen. Eerst zul je zien hoe je waterstofionen en hydroxide-ionen in water krijgt.

Water ioniseert in geringe mate zelf:

Dit is een vereenvoudiging, aangezien vrije waterstofionen niet echt in oplossing bestaan. Zo ziet het er in het echt uit:

Door waterstofbinding associeert het waterstofion met een watermolecuul om H. te creëren₃O⁺, of hydronium. Dus wanneer u de waterstofionenconcentratie berekent, berekent u ook de waterstofionenconcentratie.

Voor water is de water ion product of K_{met wie} vertelt ons de concentratie van H⁺ of H₃O⁺ en de concentratie van OH^- of hydroxide-ionen.

Bij 25 graden Celsius is de experimenteel bepaalde waarde van K_W is 1,0 x 10^-14 M².

Laten we eens kijken hoe u uw kennis van dissociatie en K. kunt gebruiken_W om de waterstofionenconcentratie voor sterke zuren of basen te berekenen.

Een sterk zuur verhoogt de waterstofionenconcentratie ten opzichte van aanwezige hydroxide-ionen.

Een voorbeeld is HCl:

Omdat HCl een sterk zuur is, dissocieert het volledig in water. Dus, laten we zeggen dat je een 1,5M HCl-oplossing hebt. Wat is de waterstofionenconcentratie?

Nou, dit is vrij eenvoudig en vereist zelfs geen wiskunde! Omdat het zuur volledig dissocieert, is de waterstofionenconcentratie hetzelfde als de molariteit van de oplossing. In dit geval betekent dat de concentratie van waterstofionen, of [H⁺], is 1,5M.

Een sterke base daarentegen heeft meer hydroxide-ionen dan waterstofionen. Laten we zeggen dat je een 0,1 M oplossing van NaOH hebt. Wat is de concentratie van H⁺ in dit geval? Nu moet je je kennis van K. gebruiken_W.

Je weet dat aangezien deze sterke base volledig dissocieert, de hydroxide- of OH-concentratie gelijk is aan de molariteit van de oplossing. [OH-] = 0,1 M.

Zo,

Als je oplost voor [H+] krijg je:

Dit slaat ergens op! Omdat het een basische oplossing is, zijn er veel meer hydroxide-ionen dan waterstofionen.

Het is een beetje omslachtig om de hele tijd met wetenschappelijke notatie om te gaan om de concentratie van waterstofionen te bespreken. In plaats daarvan gebruiken wetenschappers de pH-schaal.

Hier is de definitie van pH:

pH is de negatieve logaritme van de waterstofconcentratie. De letter p betekent letterlijk negatieve log.

Dus, gegeven een pH-waarde van 5,5 kun je de waterstofionenconcentratie vinden:

Duiken met min één en het inverse log nemen geeft je:

Oplossen, krijg je:

De waterstofionenconcentratie van een oplossing met pH = 5,5 is 3,2*10^-6M. Kijk, dit is waarom praten over een pH veel gemakkelijker is dan het hele lange getal dat je hebt voor een antwoord! Een pH van 5,5 vertelt je over de zuurgraad en je kunt de molariteit berekenen als je die nodig hebt.

Hoewel het berekenen van de concentratie van waterstofionen van sterke zuren eenvoudig genoeg is, omdat ze dissociëren volledig in oplossing, het berekenen van de concentratie van waterstofionen in zwakke zuren is maar een klein beetje lastiger. Deze zuren ioniseren niet volledig in water. Elk zuur heeft de neiging om een ​​waterstofion in een waterige oplossing te verliezen. Een sterker zuur verliest eerder zijn waterstofionen dan een zwak zuur.

Evenwichtsconstanten voor ionisatiereacties worden zuurdissociatieconstanten genoemd (K_een). Sterkere zuren hebben een hogere K_een terwijl zwakkere zuren een lagere K. hebben_een. Nu, net als bij waterstofionenconcentratie, waarbij je de overstap maakte naar pH in plaats van alleen H, gebruiken wetenschappers pK_een om aan te geven hoe sterk of zwak een zuur is. Met een grotere neiging om een ​​proton te verliezen, is het zuur sterker, en dus de pK_een is kleiner.

• Hoe hoger een pKa-waarde, hoe zwakker het zuur; hoe lager de pKa-waarde, hoe sterker het zuur.