Die Berechnung des pH-Werts einer schwachen Säure ist etwas komplizierter als die Bestimmung des pH-Werts einer starke Säure weil schwache Säuren im Wasser nicht vollständig dissoziieren. Zum Glück ist die Formel zur Berechnung des pH-Wertes Ist einfach. Hier ist was du tust.
Key Takeaways: pH-Wert 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 (K) verwendenein) zu finden [H.+].
- Es gibt zwei Hauptmethoden zum Lösen der Wasserstoffionenkonzentration. Eine beinhaltet die quadratische Gleichung. Die andere geht davon aus, dass die schwache Säure im Wasser kaum dissoziiert und sich dem pH-Wert annähert. Welche Sie wählen, hängt davon ab, wie genau die Antwort sein muss. Verwenden Sie für Hausaufgaben die quadratische Gleichung. Verwenden Sie für eine schnelle Schätzung im Labor die Näherung.
pH-Wert eines schwachen Säureproblems
Was ist der pH-Wert einer 0,01 M Benzoesäurelösung?
Gegeben: Benzoesäure K.ein= 6,5 x 10-5
Lösung
Benzoesäure dissoziiert in Wasser als:
C.6H.5COOH → H.+ + C.6H.5GURREN-
Die Formel für K.ein ist:
K.ein = [H.+] [B.-] / [HB]
wo:
[H.+] = Konzentration von H.+ Ionen
[B.-] = Konzentration der konjugierten Basenionen
[HB] = Konzentration nicht dissoziierter Säuremoleküle
für eine Reaktion HB → H.+ + B.-
Benzoesäure dissoziiert ein H.+ Ion für jedes C.6H.5GURREN- Ion, also [H.+] = [C.6H.5GURREN-].
X sei die Konzentration von H.+ das dissoziiert von HB, dann ist [HB] = C - x wobei C die Anfangskonzentration ist.
Geben Sie diese Werte in das Feld ein K.ein Gleichung:
K.ein = x · x / (C - x)
K.ein = x² / (C - x)
(C - x) K.ein = x²
x² = CKein - xKein
x² + K.einx - CKein = 0
Löse nach x mit der quadratischen Gleichung:
x = [-b ± (b² - 4ac)½] / 2a
x = [-Kein + (K.ein² + 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:
K.ein = 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 · 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 finden:
pH = -log [H.+]
pH = -log (x)
pH = -log (7,7 × 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 zum Ermitteln eines schwachen sauren pH-Werts
Die meisten schwache Säuren kaum in Lösung dissoziieren. In dieser Lösung fanden wir nur die Säure dissoziiert um 7,7 x 10-4 M. Die ursprüngliche Konzentration betrug 1 × 10-2 oder 770 mal stärker als die dissoziierten Ionenkonzentration.
Die Werte für C - x würden dann sehr nahe an C liegen und unverändert erscheinen. Wenn wir (C - x) in K durch C ersetzenein Gleichung,
K.ein = x² / (C - x)
K.ein = x² / C.
Damit ist es nicht erforderlich, das zu verwenden quadratische Gleichung für x zu lösen:
x² = K.ein· 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. Für die 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 (nicht neutral) liegen und liegt 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 der Flusssäure ist ebenfalls niedrig mit einem Wert von 3,27 für eine 1 mM Lösung.
Quellen
- Bates, Roger G. (1973). Bestimmung des pH-Wertes: Theorie und Praxis. Wiley.
- Covington, A. K.; Bates, R. G.; Durst, R. EIN. (1985). "Definitionen von pH-Skalen, Standardreferenzwerten, Messung des pH-Werts und zugehöriger Terminologie". Reine Appl. Chem. 57 (3): 531–542. 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): 30–32. doi:10.1021 / ed800002c
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