Jak obliczyć pH słabego kwasu?

pH słabego kwasu przepracowanego problem chemii

Glow Images, Inc / Getty Images

Obliczenie pH słabego kwasu jest nieco bardziej skomplikowane niż określenie pH a mocny kwas ponieważ słabe kwasy nie dysocjują całkowicie w wodzie. Na szczęście wzór do obliczania pH jest proste. Oto, co robisz.

Kluczowe dania na wynos: pH słabego kwasu

• Znalezienie pH słabego kwasu jest nieco bardziej skomplikowane niż znalezienie pH mocnego kwasu, ponieważ kwas nie dysocjuje w pełni na swoje jony.
• Równanie pH jest nadal takie samo (pH = -log[H⁺]), ale musisz użyć stałej dysocjacji kwasu (K_a) znaleźć [H⁺].
• Istnieją dwie główne metody rozwiązywania stężenia jonów wodorowych. Jedno dotyczy równania kwadratowego. Drugi zakłada, że ​​słaby kwas ledwo dysocjuje w wodzie i zbliża się do pH. To, który wybierzesz, zależy od tego, jak dokładna jest potrzebna odpowiedź. Do pracy domowej użyj równania kwadratowego. Aby szybko oszacować w laboratorium, użyj przybliżenia.

pH problemu słabego kwasu

Jakie jest pH 0,01 M roztworu kwasu benzoesowego?

Dany: kwas benzoesowy K_a= 6,5 x 10^-5

Rozwiązanie

Kwas benzoesowy dysocjuje w wodzie jako:

C₆H₅COOH → H⁺+ C₆H₅GRUCHAĆ^-

Wzór na K_ajest:

K_a= [H⁺][B^-]/[HB]

gdzie:
[H⁺] = stężenie H⁺jony
[B^-] = stężenie sprzężonych jonów zasadowych
[HB] = stężenie niezdysocjowanych cząsteczek kwasu
dla reakcji HB → H⁺+ B^-

Kwas benzoesowy dysocjuje jeden H⁺jon na każdy C₆H₅GRUCHAĆ^-jon, więc [H⁺] = [C₆H₅GRUCHAĆ^-].

Niech x oznacza stężenie H⁺dysocjuje od HB, to [HB] = C - x gdzie C jest stężeniem początkowym.

Wprowadź te wartości do K_a równanie:

K_a= x · x / (C-x)
K_a= x²/(C - x)
(C-x)K_a= x²
x² = CK_a- xK_a
x² + K_ax - CK_a= 0

Znajdź x używając równania kwadratowego:

x = [-b ± (b² - 4ac)^½]/2a

x = [-K_a+ (K_a² + 4CK_a)^½]/dwa

**Uwaga** Technicznie istnieją dwa rozwiązania dla x. Ponieważ x reprezentuje stężenie jonów w roztworze, wartość x nie może być ujemna.

Wprowadź wartości dla K_ai C:

K_a= 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}/dwa
x = (-6,5 x 10^-5+ 1,6x10^-3)/dwa
x = (1,5 x 10^-3)/dwa
x = 7,7 x 10^-4

Znajdź pH:

pH = -log[H⁺]

pH = -log(x)
pH = -log(7,7 x 10^-4)
pH = -(-3,11)
pH = 3,11

Odpowiadać

pH 0,01 M roztworu kwasu benzoesowego wynosi 3,11.

Rozwiązanie: Szybka i brudna metoda na znalezienie słabego kwaśnego pH

Bardzo słabe kwasy ledwo dysocjować w roztworze. W tym rozwiązaniu znaleźliśmy tylko kwas zdysocjowany o 7,7 x 10^-4M. Pierwotne stężenie wynosiło 1 x 10^-dwalub 770 razy silniejszy niż zdysocjowany stężenie jonów .

Wartości C - x byłyby wtedy bardzo zbliżone do C, aby wydawały się niezmienione. Jeśli podstawimy C za (C - x) w K_arównanie,

K_a= x²/(C - x)
K_a= x²/C

Dzięki temu nie ma potrzeby używania równanie kwadratowe rozwiązać dla x:

x² = K_a·C

x² = (6,5 x 10^-5)(0,01)
x² = 6,5 x 10^-7
x = 8,06 x 10^-4

Znajdź pH

pH = -log[H⁺]

pH = -log(x)
pH = -log(8,06 x 10^-4)
pH = -(-3,09)
pH = 3,09

Zauważ, że dwie odpowiedzi są prawie identyczne, z różnicą tylko 0,02. Zauważ też, że różnica między x pierwszej metody a x drugiej metody wynosi tylko 0,000036 M. W większości sytuacji laboratoryjnych druga metoda jest „wystarczająco dobra” i znacznie prostsza.

Sprawdź swoją pracę przed zgłoszeniem wartości. pH słabego kwasu powinno być mniejsze niż 7 (nie obojętne) i zwykle jest mniejsze niż wartość dla mocnego kwasu. Zauważ, że są wyjątki. Na przykład pH kwasu chlorowodorowego wynosi 3,01 dla roztworu 1 mM, podczas gdy pH kwasu fluorowodorowego jest również niski, z wartością 3,27 dla roztworu 1 mM.

Źródła

• Bates, Roger G. (1973). Oznaczanie pH: teoria i praktyka . Wileya.
• Covington, AK; Bates, R.G.; Durst, RA (1985). „Definicje skal pH, standardowe wartości odniesienia, pomiar pH i powiązana terminologia”. Czysta aplikacja Chemia . 57 (3): 531–542. doi: 10.1351/pac198557030531
• Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Chemia nieorganiczna (wyd. 2). Sala Prezydencka. ISBN 978-0130399137.
• Myers, Rollie J. (2010). „Sto lat pH”. Journal of Chemical Education . 87 (1): 30–32. doi: 10.1021/ed800002c
• Miessler G.L.; Tarr D.A. (1998). Chemia nieorganiczna ( Wydanie drugie). Prentice-Hall. ISBN 0-13-841891-8.