Hur man hittar koncentrationen när man får pH

PH-skalan varierar från 0 till 14 och är ett mått på surhet eller alkalinitet. I klassrummet eller labbet finns det många fördelar med att känna till ett ämnes pH. PH kan användas för att bestämma vad ett ämne är och hur det kommer att reagera under vissa omständigheter.

Den kan också användas för att bestämma koncentrationen av hydronium- eller hydroxidjoner, vilket kan leda till bestämning av koncentrationen av andra joner i lösningen.

Du kan använda pH-ekvationen nedan för att utföra beräkningen för att lösa okända.

Vätejoner (H +) i vattenlösningar bildar bindningar med vattenmolekyler för att bilda hydroniumjoner (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH−

Följande ekvation är en grundläggande och användbar stapelvara för kemi och kan ses som något av en pH-kalkylator. Om du känner till pH kan du lösa hydroniumjonkoncentrationen och omvänt kan du lösa pH om du känner till koncentrationen av hydroniumjoner.

pH = - log [H3O +]
PH i en lösning är lika med den negativa logaritmen för hydroniumjon (H3O +) -koncentrationen.

Exempel 1: Hitta pH från [H3O +].

I ett 1,0 liter prov av 0,1 M saltsyra (HCl) är koncentrationen av hydroniumjoner 1 × 10^-1. Vad är pH?

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

Exempel 2: Hitta [H3O +] från pH

Om lösningens pH är 4,3. Vad är koncentrationen av hydronjoner?

Det första steget är att ordna om de ekvation:

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

Exempel 3: Vad händer om det är en bas?

Använd jonproduktkonstanten för vatten (K_w).
Kw = 1 × 10^-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10^-14 ) / [OH-]

Vad är pH i en lösning om [OH-] = 4,0 x 10^-11 M?

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

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

Även om reglerna för att bestämma signifikanta siffror är ganska styva, är beräkningarna för pH något speciella eftersom endast siffrorna till höger om decimaltalet räknas som sig-fikon!

Syradissociationskonstanten är den del av en syra i joniserad form. Svaga syror har små K_a värden eftersom majoriteten av syran förblir odissocierad. Kolsyra är ett bra exempel på en svag syra. Jämviktsekvationen är:

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

Eftersom kolsyra är en diprotinsyra och kan donera ytterligare H⁺, den andra dissociationsekvationen är:

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

Starka syror har stora dissociationskonstanter; de dissocierar helt i vatten. Salpetersyra är ett bra exempel på en stark syra. Jämviktsekvationen för salpetersyra är:

HNO₃ (aq) ↔ NEJ₂⁻ + H⁺ K_a = 40

K: t_a värdet 40 är väsentligt mer signifikant än det för kolsyra, vilket var 4,3 x 10^-7.