Wie man den pH einer schwachen Säure berechnet
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Die Berechnung des pH-Werts einer schwachen Säure ist etwas komplizierter als die Bestimmung des pH-Werts einer starken Säure, da schwache Säuren im Wasser nicht vollständig dissoziieren. Glücklicherweise ist die Formel zur Berechnung des pH-Werts einfach. Hier ist was du tust.
Key Takeaways: pH einer schwachen Säure
- Das Ermitteln des pH-Werts einer schwachen Säure ist etwas komplizierter als das Ermitteln des pH-Werts einer starken Säure, da die Säure nicht vollständig in ihre Ionen dissoziiert.
- Die pH - Gleichung ist immer noch dieselbe (pH = -log [H+]), aber Sie müssen die Säuredissoziationskonstante (Kein) zu finden [H+].
- Es gibt zwei Hauptmethoden zum Lösen der Wasserstoffionenkonzentration. Eine davon ist die quadratische Gleichung. Die andere nimmt an, dass die schwache Säure in Wasser kaum dissoziiert und sich dem pH-Wert annähert. Welche Sie wählen, hängt davon ab, wie genau die Antwort sein muss. Verwenden Sie für die Hausaufgaben die quadratische Gleichung. Verwenden Sie für eine schnelle Schätzung im Labor die Näherung.
pH eines schwachen Säureproblems
Was ist der pH-Wert einer 0,01 M Benzoesäurelösung??
Gegeben: Benzoesäure Kein= 6,5 x 10-5
Lösung
Benzoesäure dissoziiert in Wasser als:
C6H5COOH → H+ + C6H5GURREN-
Die Formel für Kein ist:
Kein = [H+] [B-] / [HB]
wo:
[H+] = Konzentration von H+ Ionen
[B-] = Konzentration an konjugierten Basisionen
[HB] = Konzentration nicht dissoziierter Säuremoleküle
für eine Reaktion HB → H+ + B-
Benzoesäure dissoziiert ein H+ für jedes C6H5GURREN- Ion, also [H+] = [C6H5GURREN-].
Sei x die Konzentration von H+ das dissoziiert von HB, dann ist [HB] = C - x, wobei C die Anfangskonzentration ist.
Tragen Sie diese Werte in das K einein Gleichung:
Kein = x · x / (C - x)
Kein = x² / (C - x)
(C - x) Kein = x²
x² = CKein - xKein
x² + Keinx - CKein = 0
Löse nach x mit der quadratischen Gleichung:
x = [-b ± (b² - 4ac)½] / 2a
x = [-Kein + (Kein² + 4CKein)½] / 2
** Hinweis ** Technisch gibt es zwei Lösungen für x. Da x eine Konzentration von Ionen in Lösung darstellt, kann der Wert für x nicht negativ sein.
Geben Sie Werte für K einein und C:
Kein = 6,5 x 10-5
C = 0,01 M
x = -6,5 x 10-5 + [(6,5 x 10-5) ² + 4 (0,01) (6,5 x 10-5)]½ / 2
x = (-6,5 x 10-5 + 1,6 x 10-3) / 2
x = (1,5 x 10-3) / 2
x = 7,7 x 10-4
PH-Wert ermitteln:
pH = -log [H+]
pH = -log (x)
pH = -log (7,7 x 10-4)
pH = - (- 3,11)
pH = 3,11
Antworten
Der pH-Wert einer 0,01 M Benzoesäurelösung beträgt 3,11.
Lösung: Schnelle und schmutzige Methode zur Ermittlung des pH-Werts einer schwachen Säure
Die meisten schwachen Säuren dissoziieren kaum in Lösung. In dieser Lösung wurde gefunden, dass die Säure nur mit 7,7 × 10 dissoziiert-4 Lehrer: Die ursprüngliche Konzentration betrug 1 x 10-2 oder 770-mal stärker als die dissoziierte Ionenkonzentration.
Die Werte für C - x wären dann sehr nahe an C und scheinen unverändert zu sein. Wenn wir C für (C - x) im K einsetzenein Gleichung,
Kein = x² / (C - x)
Kein = x² / C
Damit ist es nicht erforderlich, die quadratische Gleichung zu verwenden, um nach x aufzulösen:
x² = Kein· C
x² = (6,5 x 10-5) (0,01)
x² = 6,5 x 10-7
x = 8,06 x 10-4
Finden Sie den pH-Wert
pH = -log [H+]
pH = -log (x)
pH = -log (8,06 × 10-4)
pH = - (- 3,09)
pH = 3,09
Beachten Sie, dass die beiden Antworten mit nur 0,02 Unterschieden nahezu identisch sind. Beachten Sie auch, dass der Unterschied zwischen dem x der ersten Methode und dem x der zweiten Methode nur 0,000036 M beträgt. In den meisten Laborsituationen ist die zweite Methode "gut genug" und viel einfacher.
Überprüfen Sie Ihre Arbeit, bevor Sie einen Wert melden. Der pH-Wert einer schwachen Säure sollte unter 7 liegen (nicht neutral) und normalerweise unter dem Wert einer starken Säure. Beachten Sie, dass es Ausnahmen gibt. Beispielsweise beträgt der pH-Wert von Salzsäure für eine 1 mM Lösung 3,01, während der pH-Wert von Flusssäure mit einem Wert von 3,27 für eine 1 mM Lösung ebenfalls niedrig ist.
Quellen
- Bates, Roger G. (1973). Bestimmung des pH-Wertes: Theorie und Praxis. Wiley.
- Covington, A. K .; Bates, R. G .; Durst, R. A. (1985). Definitionen von pH-Skalen, Standardreferenzwerten, pH-Messung und zugehöriger Terminologie. Pure Appl. Chem. 57 (3): 531 & ndash; 542. doi: 10.1351 / pac198557030531
- Housecroft, C. E .; Sharpe, A. G. (2004). Anorganische Chemie (2. Aufl.). Prentice Hall. ISBN 978-0130399137.
- Myers, Rollie J. (2010). "Hundert Jahre pH". Journal of Chemical Education. 87 (1): 30 & ndash; 32. doi: 10.1021 / ed800002c
- Miessler G. L .; Tarr D .A. (1998). Anorganische Chemie (2nd ed.). Prentice-Hall. ISBN 0-13-841891-8.
