Шкала pH колеблется от 0 до 14 и является мерой кислотности или щелочности. В классе или лаборатории знание pH вещества дает много преимуществ. По pH можно определить, что такое вещество и как оно будет реагировать при определенных обстоятельствах.
Его также можно использовать для определения концентрации ионов гидроксония или гидроксида, что может привести к определению концентрации других ионов в растворе.
Вы можете использовать приведенное ниже уравнение pH для вычисления неизвестных.
Ионы водорода (H +) в водных растворах образуют связи с молекулами воды с образованием ионов гидроксония (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + ОН-
Уравнение pH
Следующее уравнение является фундаментальным и полезным элементом химии, и его можно рассматривать как своего рода калькулятор pH. Если вам известен pH, вы можете решить концентрацию ионов гидроксония и, наоборот, вы можете решить pH, если вам известна концентрация ионов гидроксония.
pH = - log [H3O +]
PH раствора равен отрицательному логарифму концентрации иона гидроксония (H3O +).
Пример 1: Найдите pH из [H3O +].
В 1-литровом образце 0,1 М соляной кислоты (HCl) концентрация ионов гидроксония составляет 1 × 10-1. Что такое pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
преобразование pH
Пример 2: Найдите [H3O +] от pH
Если pH раствора составляет 4,3. Какая концентрация ионов гидроксония?
Первый шаг - это переставить в уравнение:
[H3O +] = 10−pH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
Пример 3: Что, если это база?
Используйте константу ион-произведение для воды (Kш).
КВт = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [ОЙ-]
Каков pH раствора, если [OH-] = 4,0 x 10-11 М?
Шаг 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [ОЙ-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 х 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
Шаг 2
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Значимые фигуры
Хотя правила определения значащих цифр довольно жесткие, расчеты pH несколько особенные в том, что только числа для справа от десятичной дроби считаются фигом!
Константа диссоциации кислоты (Ka)
Константа диссоциации кислоты - это доля кислоты в ионизированной форме. Слабые кислоты имеют малый Kа значения, потому что большая часть кислоты остается недиссоциированной. Угольная кислота - хороший пример слабой кислоты. Уравнение равновесия:
ЧАС2CO3 (водн.) ↔ HCO3 (водн.) − + H+ (водн.) Ка = 4,3 х 10-7
Поскольку угольная кислота является дипротонной кислотой и может отдавать еще один H+, второе уравнение диссоциации:
HCO3(водн.)− ↔ CO32−(водн.) + H+ (водн.) Ка = 4,8 х 10-11
Сильные кислоты имеют большие константы диссоциации; они полностью диссоциируют в воде. Азотная кислота - хороший пример сильной кислоты. Уравнение равновесия для азотной кислоты:
HNO3 (водн.) ↔ НЕТ2− + H+ Kа = 40
Kа значение 40 значительно более значимо, чем значение угольной кислоты, которое составляло 4,3 x 10-7.
