Berechnen Sie den $pH$ $"pH"$ von $10^{- 8}$ $10 ^ -8$ $M$ $"M"$ $HCl$ $"HCl"$ ?

Antworten:

$pH = 6.98$ $"pH" = 6.98$

Erläuterung:

Dies ist eine sehr interessante Frage, da sie Ihr Verständnis davon testet, was es bedeutet, eine zu haben dynamisches Gleichgewicht los in Lösung.

Wie Sie wissen, reines Wasser erfährt Selbstionisation um Hydroniumionen zu bilden, $H_{3} O^{+}$ $"H"_3"O"^(+)$ und Hydroxidanionen ${OH}^{-}$ $"OH"^(-)$ .

$2 H_{2} O_{(l]} ⇌ H_{3} O_{(aq]}^{+} + {OH}_{(aq]}^{-} \to$ $color(purple)(2"H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "H"_3"O"_text((aq])^(+) + "OH"_text((aq])^(-)) ->$ very important!

Bei Raumtemperatur ist der Wert des Wassers Ionisationskonstante, $K_{W}$ $K_W$ , entspricht $10^{- 14}$ $10^(-14)$ . Das bedeutet, dass Sie haben

$K_{W} = [H_{3} O^{+}] \cdot [{OH}^{-}] = 10^{- 14}$ $K_W = ["H"_3"O"^(+)] * ["OH"^(-)] = 10^(-14)$

Da die Konzentrationen an Hydronium- und Hydroxidionen liegen gleich Für reines Wasser haben Sie

$[H_{3} O^{+}] = \sqrt{10^{- 14}} = 10^{- 7} M$ $["H"_3"O"^(+)] = sqrt(10^(-14)) = 10^(-7)"M"$

Die pH von reinem Wasser wird also sein

$pH = - log ([H_{3} O^{+}])$ $color(blue)("pH" = - log(["H"_3"O"^(+)]))$

$pH = - log (10^{- 7}) = 7$ $"pH" = - log(10^(-7)) = 7$

Angenommen, Sie arbeiten mit einem $1.0-L$ $"1.0-L"$ Lösung von reines Wasser und du fügst einige hinzu $10^{- 8} M$ $10^(-8)"M"$ Salzsäurelösung.

Nehmen wir zur Vereinfachung der Berechnungen das Volumen an bleibt unverändert nach Zugabe dieser Salzsäurelösung.

Chlorwasserstoffsäure ist a starke SäureDies bedeutet, dass es vollständig unter Bildung von Hydroniumionen und Chloridionen dissoziiert.

${HCl}_{(aq]} + H_{2} O_{(l]} \to H_{3} O_{(aq]}^{+} + {Cl}_{(aq]}^{-}$ $"HCl"_text((aq]) + "H"_2"O"_text((l]) -> "H"_3"O"_text((aq])^(+) + "Cl"_text((aq])^(-)$

Da hast du ein $1 : 1$ $1:1$ Molverhältnis Sie werden zwischen den Säure- und den Hydroniumionen haben

$[H_{3} O^{+}] = [HCl] = 10^{- 8} M$ $["H"_3"O"^(+)] = ["HCl"] = 10^(-8)"M"$

Das Allerwichtigste, was jetzt zu realisieren ist, ist das Hinzufügen von Säure zum reinen Wasser stört nicht Wasser ist Selbstionisationsreaktion!

Wasser wird sich immer noch selbst ionisieren, um zu produzieren gleiche Konzentrationen von Hydronium- und Hydroxidionen. Allerdings sollte man eigentlich mit einem Überschuss an Hydroniumionen rechnen verringern die Anzahl der Mol Ionen, die durch die Selbstionisationsreaktion erzeugt werden.

Sagen wir das mal Nachdem die Säure zugegeben wurdeDie Selbstionisation des Wassers erzeugt $x$ $x$ Mol Hydroniumionen und $x$ $x$ Mol Hydroxidionen. Das kannst du sagen

$(x + 10^{- 8}) \cdot x = 10^{- 14}$ $(x + 10^(-8)) * x = 10^(-14)$

$(x + 10^{- 8})$ $(x + 10^(-8))$ stellt die Gleichgewichtskonzentration von Hydroniumionen und $x$ $x$ repräsentiert die Gleichgewichtskonzentration von Hydroxidionen.

Denken Sie daran, wir verwenden eine $1.0-L$ $"1.0-L"$ Probe, so Mol und Konzentration sind austauschbar.

Ordnen Sie die zu lösende Gleichung neu an $x$ $x$

$x^{2} + 10^{- 8} x - 10^{- 14} = 0$ $x^2 + 10^(-8)x - 10^(-14) = 0$

Diese quadratische Gleichung ergibt zwei Werte für $x$ $x$ . Da $x$ $x$ Konzentration darstellt, müssen Sie die auswählen positiv

$x = 9.51 \cdot 10^{- 8}$ $x = 9.51 * 10^(-8)$

Daher wird die Gleichgewichtskonzentration von Hydroniumionen sein

$[H_{3} O^{+}] = 10^{- 8} + 9.51 \cdot 10^{- 8} = 1.051 \cdot 10^{- 7} M$ $["H"_3"O"^(+)] = 10^(-8) + 9.51 * 10^(-8) = 1.051 * 10^(-7)"M"$

Der pH-Wert der Lösung wird somit sein

$pH = - log (1.051 \cdot 10^{- 7}) = 6.98$ $"pH" = - log(1.051 * 10^(-7)) = color(green)(6.98)$

Und denken Sie daran, den pH-Wert eines saure Lösung kann nie, jemals, Sein höher als $7$ $7$ !

Berechnen Sie den "pH" pH "pH" von 10 ^ -8 10−8 10 ^ -8 "M" M "M" "HCl" HCl "HCl" ?

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Erläuterung:

Berechnen Sie den $pH$ $"pH"$ von $10^{- 8}$ $10 ^ -8$ $M$ $"M"$ $HCl$ $"HCl"$ ?