Inhoud
Een waterstofionconcentratie in een oplossing is het gevolg van de toevoeging van een zuur. Sterke zuren geven een hogere concentratie waterstofionen dan zwakke zuren en het is mogelijk om de resulterende waterstofionconcentratie te berekenen, hetzij door de pH te kennen, hetzij door de sterkte van het zuur in een oplossing te kennen. Oplossen met een bekende pH is gemakkelijker dan het oplossen van de zuurdissociatieconstante en de initiële concentratie.
Oplossen met een bekende pH of pOH
Controleer of de verstrekte informatie de pH of de pOH van de oplossing bevat.
Bereken de waterstofionconcentratie door 10 te nemen tot de kracht van de negatieve pH. Voor een oplossing met pH 6,5 zou de waterstofionconcentratie bijvoorbeeld 1 * 10 ^ -6,5 zijn, hetgeen gelijk is aan 3,16 * 10 ^ -7. Wetenschappers hebben pH gedefinieerd als een logaritmische snelkoppeling voor waterstofionenconcentratie. Dit betekent dat de pH gelijk is aan de negatieve logaritme van de waterstofionconcentratie.
Trek de pOH af van 14 (pH en pOH tellen altijd op tot 14) om tot de pH te komen, indien alleen geconfronteerd met een pOH-nummer, voltooi vervolgens de bovenstaande berekening, omdat de pOH het negatieve logaritme van de OH-ionenconcentratie in een oplossing is .
Oplossen van zure dissociatieconstante (Ka) en hoeveelheid
Vertaal indien nodig van gram naar mol met behulp van de molaire massa van het zuur. Clackamas Community College biedt een geweldige zelfstudie over hoe u dit kunt doen (zie bronnen). Elke scheikundestudent moet de conversies van eenheden begrijpen en er consequent mee oefenen.
Bepaal de molaire concentratie van het zuur door het aantal mol gedeeld door liter te berekenen: bijvoorbeeld 0,15 mol zuur in 100 ml zou gelijk zijn aan 0,15 gedeeld door 0,100, wat overeenkomt met een oplossing van 1,5 M.
Gebruik de oorspronkelijke concentratie van het zuur als de waterstofionconcentratie voor een sterk zuur in oplossing: al het zuur ioniseert. De volgende zijn de enige sterke zuren: HCl (zoutzuur), HBr (waterstofbromide), HI (hydrojood), H2SO4 (zwavelzuur), HNO3 (salpeterzuur) en HClO4 (perchloorzuur).
Gebruik de zuurdissociatieconstante en een rekenmachine om de concentratie waterstofionen voor een zwak zuur te vinden. Schrijf deze vergelijking op: Ka = (*) / waar is de concentratie van het zuur bij evenwicht, is de concentratie van waterstofionen, is de concentratie van de geconjugeerde base of anion, die gelijk zal zijn aan en Ka is de zuurdissociatieconstante .
Sluit de bekende waarde voor Ka aan. De vergelijking ziet er dan als volgt uit: Ka = x ^ 2 / Nu, aangezien het zuur in ionen splitst, is de molaire concentratie van elk ion bij evenwicht gelijk aan de hoeveelheid die ontbreekt in het oorspronkelijke zuur. Dus die vergelijking is gelijk aan: Ka = x ^ 2 / (Oorspronkelijke concentratie min x).
Converteer dit naar een kwadratische vergelijking: X ^ 2 + Ka x - (oorspronkelijke concentratie * Ka) = 0 Gebruik de kwadratische formule om op te lossen voor de uiteindelijke waarde van x.