Cum să găsiți concentrația când vi se dă pH-ul

Scara pH-ului variază de la 0 la 14 și este o măsură a acidității sau alcalinității. În clasă sau laborator, există multe avantaje în cunoașterea pH-ului unei substanțe. PH-ul poate fi utilizat pentru a determina ce este o substanță și cum va reacționa în anumite circumstanțe.

Poate fi, de asemenea, utilizat pentru a determina concentrația ionilor de hidroniu sau hidroxid, ceea ce poate duce la determinarea concentrației altor ioni din soluție.

Puteți utiliza ecuația pH-ului de mai jos pentru a efectua calculul pentru a rezolva necunoscutele.

Ionii de hidrogen (H +) din soluțiile apoase formează legături cu moleculele de apă pentru a forma ioni de hidroniu (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH-

Următoarea ecuație este o bază fundamentală și utilă a chimiei și poate fi văzută ca oarecum a unui calculator de pH. Dacă cunoașteți pH-ul, puteți rezolva concentrația ionilor de hidroniu și, invers, puteți rezolva pH-ul dacă cunoașteți concentrația ionilor de hidroniu.

pH = - log [H3O +]
PH-ul unei soluții este egal cu logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidroniu (H3O +).

Exemplul 1: Aflați pH-ul din [H3O +].

Într-o probă de 1,0 L de acid clorhidric 0,1 M (HCI), concentrația ionilor de hidroniu este de 1 × 10^-1. Care este pH-ul?

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

Exemplul 2: Găsiți [H3O +] de la pH

Dacă pH-ul soluției este de 4,3. Care este concentrația ionilor de hidroniu?

Primul pas este să rearanja ecuaţie:

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

Exemplul 3: Ce se întâmplă dacă este o bază?

Utilizați constanta produsului ionic pentru apă (K_w).
Kw = 1 × 10^-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10^-14 ) / [OH-]

Care este pH-ul unei soluții dacă [OH-] = 4,0 x 10^-11 M?

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

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

Deși regulile pentru determinarea cifrelor semnificative sunt destul de rigide, calculele pentru pH sunt oarecum speciale prin faptul că doar numerele până la dreapta zecimalei sunt socotite ca sig figuri!

Constanta de disociere a acidului este porțiunea unui acid sub formă ionizată. Acizii slabi au K mic_A valori deoarece majoritatea acidului rămâne nedisociat. Acidul carbonic este un bun exemplu de acid slab. Ecuația de echilibru este:

H₂CO₃ (aq) ↔ HCO₃ (aq) ⁻ + H⁺ (aq) K_A = 4,3 x 10^-7

Deoarece acidul carbonic este un acid diprotic și poate dona încă un H⁺, a doua ecuație de disociere este:

HCO₃(aq)⁻ ↔ CO₃²⁻(aq) + H⁺ (aq) K_A = 4,8 x 10^-11

Acizii puternici au constante mari de disociere; se disociază complet în apă. Acidul azotic este un bun exemplu de acid puternic. Ecuația de echilibru pentru acidul azotic este:

HNO₃ (aq) ↔ NR₂⁻ + H⁺ K_A = 40

K-ul_A valoarea de 40 este mult mai semnificativă decât cea a acidului carbonic, care a fost de 4,3 x 10^-7.