Как через poh найти ph - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Иногда вас просят рассчитать pOH, а не pH. Вот обзор определения pOH и пример расчета.

Содержание

Ключевые выводы: как рассчитать pOH
Кислоты, основания, pH и pOH
Как определить pOH с помощью расчетов
Примеры проблем с pOH
Понять, почему pH + pOH = 14

Ключевые выводы: как рассчитать pOH

pH – это показатель кислотности или концентрации ионов водорода, а pOH – показатель щелочности или концентрации гидроксид-ионов.
Если вы знаете pH, это легко для расчета pOH, потому что pH + pOH = 14.
Иногда вам нужно рассчитать pOH из концентрации гидроксид-иона [OH ^–]. Здесь вам понадобится калькулятор, использующий уравнение pOH = -log [OH-].

Кислоты, основания, pH и pOH

Есть несколько способов определить кислоты и основания, но pH и pOH относятся к концентрации ионов водорода и концентрации гидроксид-иона соответственно. «P» в pH и pOH означает «отрицательный логарифм» и используется для облегчения работы с очень большими или малыми значениями. pH и pOH имеют значение только при нанесении на водные (водные) растворы. Когда вода диссоциирует, она дает ион водорода и гидроксид.

H ₂ O ⇆ H ⁺ + OH ^–

При вычислении pOH помните, что [] относится к молярности, M.

K _w = [H ⁺] [OH ^–] = 1×10 ^-14 при 25 ° C
для чистой воды [H ⁺] = [OH ^–] = 1×10 ^-7
Кислотный раствор: [H ⁺]> 1×10 ^-7
Базовое решение: [H ⁺] -7

Как определить pOH с помощью расчетов

Есть несколько различных формул, которые вы можете использовать для расчета pOH, концентрации гидроксид-иона или pH (если вы знаете pOH):

pOH = -log ₁₀ [OH ^–]
[OH ^–] = 10 ^-pOH
pOH + pH = 14 для любого водного раствора

Примеры проблем с pOH

Найдите [OH ^–] с учетом pH или pOH. Вам дано, что pH = 4,5.

pOH + pH = 14
pOH + 4,5 = 14
pOH = 14 – 4,5
pOH = 9,5

[OH ^–] = 10 ^-pOH
[OH ^–] = 10 ^-9,5
[OH ^–] = 3,2 x 10 ^-10 M

Найдите ион гидроксида концентрация раствора с pOH 5,90.

pOH = -log [OH ^–]
5.90 = -log [OH ^–]
Поскольку вы работаете с журналом, вы можете переписать уравнение, чтобы найти концентрацию гидроксид-иона:

[OH ^–] = 10 ^-5.90
Чтобы решить эту проблему, воспользуйтесь научным калькулятором и введите 5,90 и используйте кнопку +/-, чтобы сделать его отрицательным, а затем нажмите клавишу 10 ^x. На некоторых калькуляторах вы можете просто взять обратный логарифм -5,90.

[OH ^–] = 1. 25 x 10 ^-6 M

Найдите pOH химического раствора, если концентрация гидроксид-иона составляет 4,22 x 10 ^-5 M.

pOH = -log [OH ^–]
pOH = -log [4,22 x 10 ^-5]

Чтобы найдите это на научном калькуляторе, введите 4,22 x 5 (сделайте отрицательным с помощью клавиши +/-), нажмите клавишу 10 ^x и нажмите равно, чтобы получить число в экспоненциальном представлении. Теперь нажмите журнал. Помните, что ваш ответ – отрицательное значение (-) этого числа.
pOH = – (-4,37)
pOH = 4,37

Понять, почему pH + pOH = 14

Вода, сама по себе или в составе водного раствора, подвергается самоионизации, что может быть представлено уравнением:

2 H ₂ O ⇆ H ₃ O ⁺ + OH ^–

Формы равновесия между неионизированной водой и гидрокарбонием (H ₃ O ⁺) и гидроксид (OH ^–) ионы. Выражение для константы равновесия Kw:

K _w = [H ₃ O ⁺] [OH ^–]

Строго говоря, это отношение действительно только для водных растворов при 25 ° C, потому что тогда значение K _w равно 1 x 10 ^-14. Если взять журнал обеих сторон уравнения:

log (1 x 10 ^-14) = log [ H ₃ O ⁺] + log [OH ^–]

(Помните, что при умножении чисел добавляются их журналы.)

log (1 x 10 ^-14) = – 14
– 14 = журнал [H ₃ O ⁺] + журнал [OH ^–]

Умножение обеих частей уравнения на -1:

14 = – журнал [H ₃ O ⁺] – журнал [OH ^–]

pH определяется как – log [H ₃ O ⁺], а pOH определяется как -log [OH ^–], поэтому соотношение становится:

14 = pH – (-pOH)
14 = pH + pOH

Источник

В
чистой воде при 25 °C концентрации
ионов водорода ([H⁺])
и гидроксид-ионов
([OH⁻])
одинаковы и составляют 10⁻⁷
моль/л, это напрямую следует из определения
ионного
произведения воды,
которое равно [H⁺] · [OH⁻]
и составляет 10⁻¹⁴
моль²/л² (при 25 °C).

Когда
концентрации обоих видов ионов в
растворе одинаковы, говорят, что раствор
имеет нейтральную
реакцию. При добавлении к воде кислоты
концентрация ионов водорода увеличивается,
а концентрация гидроксид-ионов
соответственно уменьшается, при
добавлении основания —
наоборот, повышается содержание
гидроксид-ионов, а концентрация ионов
водорода падает. Когда [H⁺] > [OH⁻]
говорят, что раствор является кислым,
а при [OH⁻] > [H⁺] —
щелочным.

Для
удобства представления, чтобы избавиться
от отрицательного показателя степени,
вместо концентраций ионов водорода
пользуются их десятичным логарифмом,
взятым с обратным знаком, который
собственно и является водородным
показателем — pH.

pOH

Несколько
меньшее распространение получила
обратная pH величина — показатель
основности раствора, pOH, равная
отрицательному десятичному логарифму
концентрации в растворе ионов OH⁻:

как
в любом водном растворе при 25 °C [H
⁺
][OH ⁻
] = 1,0×10
^{− 14},
очевидно, что при этой температуре:

22. Гидролиз солей. Факторы, влияющие на процессы гидролиза солей.

1)
Гидро́лиз
(от др.-греч.
ὕδωρ —
вода и λύσις —
разложение) — один из видов химических
реакций сольволиза,
где при взаимодействии веществ с водой
происходит разложение исходной молекулы
с образованием новых соединений.
Гидролизу подвергаются соединения
различных классов: соли,
углеводы,
белки,
сложные
эфиры,
жиры
и др.

Гидролиз
солей

Взаимодействие
ионов
соли с водой, приводящее к образованию
молекул слабого электролита,
называют гидролизом
солей.

Различают
несколько вариантов гидролиза солей:

1.
Гидролиз соли слабой кислоты и сильного
основания:

Na₂CO₃
+ Н₂О
= NaHCO₃
+ NaOH

CO₃²⁻
+ H₂O
= HCO₃⁻
+ OH⁻

(раствор
имеет щелочную реакцию, реакция протекает
обратимо)

2.
Гидролиз соли сильной кислоты и слабого
основания:

CuCl₂
+ Н₂О
= CuOHCl + HCl

Cu²⁺
+ Н₂О
= CuOH⁺
+ Н⁺

(раствор
имеет кислую реакцию, реакция протекает
обратимо)

3.
Гидролиз соли слабой кислоты и слабого
основания:

Al₂S₃
+ 6H₂O
= 2Al(OH)₃
+ 3H₂S

2Al³⁺
+ 3S²⁻
+ 6Н₂О
= 2Al(OH)₃(осадок)
+ ЗН₂S(газ)

(Гидролиз
в этом случае протекает практически
полностью,
так как оба продукта гидролиза уходят
из сферы реакции в виде осадка или
газа).

Соль
сильной кислоты и сильного основания
не подвергается гидролизу, и раствор
нейтрален

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Источник

Автор:
Monica Porter

Дата создания:
22 Март 2021

Дата обновления:
26 Май 2023

Видео: pH и pOH сильных кислот и оснований (видео 5)| Кислоты и Основания | Химия

Содержание

TL; DR (слишком долго; не читал)
Значение pH и pOH
Расчет рН
Расчет pOH
Добавление pH и pOH

Будучи студентом-химиком, вы узнаете, как рассчитать pH и pOH кислот и оснований. Концепции и расчеты не сложны, если вы знакомы с логарифмами и концентрацией решений.

TL; DR (слишком долго; не читал)

Для расчета pH = — log (H3O⁺ концентрация ионов). Расчет для pOH is — log (OH^— концентрация ионов).

Для кислот и оснований концентрация раствора включает в себя числа, которые могут изменяться в широком диапазоне значений — от миллиона до одного. В отличие от большинства единиц, которые являются линейными, pH и pOH основаны на общем (основание 10) логарифме, что позволяет выражать значения в одну или две цифры, которые в противном случае охватывали бы многие порядки величины. Хотя это требует привыкания, компактность единиц pH и pOH удобна и экономит время и путаницу. Единица pH указывает на кислотность, где меньшие числа означают более высокие концентрации H3O⁺ (гидрония) ионы, и варьируются от более 14 (очень щелочные) до отрицательных чисел (очень кислотные; эти отрицательные числа используются в основном в научных целях). По этой шкале рН деионизированной воды равен 7. Шкала рОН очень похожа на рН, но обращена. Он использует ту же систему нумерации, что и pH, но измеряет OH^— ионов. В этом масштабе вода имеет то же значение (7), но вы найдете основания на нижнем уровне и кислоты на верхнем уровне.

Расчет рН

Чтобы рассчитать pH по молярной концентрации кислоты, возьмите общий логарифм H3O⁺ концентрация ионов, а затем умножить на -1: pH = — log (H3O⁺). Например, каков pH 0,1 М раствора соляной кислоты (HCl), если предположить, что кислота полностью диссоциирована на ионы в растворе? Концентрация H3O⁺ количество ионов составляет 0,1 моль на литр. pH = — log (.1) = — (- 1) = 1.

Расчет pOH

Расчет для pOH следует тем же правилам, что и для pH, но использует концентрацию OH^— ионы: рОН = — log (OH^—). Например, найти pOH 0,02 М раствора гидроксида натрия (KOH). Концентрация ОН^— количество ионов составляет 0,02 моль на литр. рОН = — log (.02) = — (- 1,7) = 1,7.

Добавление pH и pOH

Когда вы вычисляете как pH, так и pOH для данного раствора, цифры всегда складываются до 14. Например, pH и pOH воды равны 7, а 7 + 7 = 14. 0,02 М раствор гидроксида натрия в примере. выше будет иметь рН 12,3. Это означает, что если вы знаете pH, вы можете вычесть его из 14, чтобы найти pOH, и наоборот.

Источник

Расчет [H+], [OH-], pH, pOH в растворах сильных и слабых кислот и оснований

В практике аналитической химии широко используются кислотно-основные реакции для разделения, растворения, определения ионов, создания условий для взаимодействия частиц в растворе и др. Поэтому необходимо научиться рассчитывать равновесные концентрации ионов , а также степени диссоциации а (доли распавшихся на ионы) слабых кислот и оснований (протолитов) в растворах. Поведение кислот и оснований в растворах зависит от свойств растворителя. Вода и ряд других растворителей (например метанол) обладают амфотерным характером, что можно представить реакцией автопротолиза с образованием катиона лиония (для воды — гидроксония, ) и аниона лиата (для воды — ).

Константа автопротолиза растворителя (для воды — или ионное произведение воды) отражает закономерность, существующую в кислотно-основных системах в данном растворителе при 25°С:

для воды , для этанола

для метанола

Учитывая, что активность чистого растворителя (стандартное состояние вещества) равна 1, справедливы выражения:

(в чистой воде ионная сила I мала, близки к 1);

При расчетах, связанных с кислотно-основным равновесием и кислотно-основными взаимодействиями в растворах слабых протолитов, считают табличные термодинамические значения констант равными соответствующим значениям концентрационных констант, связанных с равновесными концентрациями компонентов. Исключение составляют случаи, когда следует учитывать ионную силу раствора I и коэффициенты активности ионов (пример 3.3).

В качестве характеристик кислотности используются отрицательные десятичные логарифмы активности (при приближенных расчетах без учета ионной силы — логарифмы концентрации) ионов лиония и лиата (для воды ). Знак используется в случаях, когда надо подчеркнуть приближенность расчетов, чаще же используется знак «=».

Для воды:

Соответственно:

В чистой воде, нейтральном водном растворе:

Для метанола (см. также пример 3.7):

и нейтральному раствору в метаноле соответствует pH = 8,35.

Эти соотношения используют для вычисления равновесной концентрации одного из ионов растворителя, если концентрация другого известна.

При описании поведения сильных и слабых кислот и оснований следует помнить о том, что сильные протолиты в водных растворах диссоциируют практически полностью, степень диссоциации (ионизации) близка к 100 %. Диссоциация слабых кислот (НА) и оснований (В) протекает обратимо и описывается соответствующими константами равновесия

или (в упрощенном виде):

Из реакций следует, что для одноосновных протолитов в воде справедливо:

Если НА и В — кислотно-основная сопряженная пара и В соответствует , то при умножении (3.1) на (3.2) получаем важное соотношение, связывающее свойства компонентов конкретной кислотно-основной сопряженной пары в данном растворителе. Для водного раствора справедливо:

а для растворителя

При растворении в воде солей, в состав которых входит анион слабой кислоты ( и др.), катион слабого основания ( и др.) или тот и другой вместе (), ионы слабых протолитов вступают во взаимодействие с молекулами воды (реакция гидролиза), в результате чего среда раствора становится кислой или щелочной. Только в случае равной силы слабых протолитов среда может оказаться близкой к нейтральной, как, например, в растворе ацетата аммония.

Реакция гидролиза характеризуется константой равновесия, соответствующей протолитыческому поведению гидролизующейся частицы , называемой также константой гидролиза . Участвующая в таком протолитическом равновесии частица соли характеризуется степенью гидролиза имеющей тот же смысл, что и степень ионизации слабой кислоты или основания.

Например, для соли с анионом слабой кислоты уравнение реакции гидролиза (гидролиз “по аниону’ среда щелочная):

Для соли с катионом слабого основания, например (солянокислый гидразин), протекает гидролиз “по катиону”, среда кислая:

(поскольку для сопряженных протолитов в воде по формуле (3.3)).

Для соли, в которой и катион, и анион — ионы слабых протолитов, например

(протекает гидролиз “по катиону» и “по аниону”, среда зависит от продуктов реакции: при — среда кислая и наоборот).

Для кислой соли с катионом сильного основания, например и др., анион может участвовать в двух протолитических реакциях, т. е. является амфолитом. Реакции амфолита :

(упрощенно: 2) (ионизация по ).

Для реакции 1)

для реакции 2)

От соотношения зависит реакция среды раствора соли. Аналогично, проявляя свойства амфолитов, ведут себя катионы основных солей, аминокислоты (см. пример 3.16). При выводе формул для точных расчетов помимо выражений констант равновесия, используют уравнения нейтральности, материального баланса, протонного баланса и другие приемы (см. пример 8.22). В случае водного раствора при расчете pH учитывают вышеприведепные уравнения (2) и (1), а также диссоциацию воды. Тогда справедливо:

Заменяя концентрации компонентов в правой части уравнения через соответствующие константы, и группируя члены, получаем:

Решая последнее уравнение относительно , получаем:

Формула (3.7) упрощается при пренебрежении малыми величинами и при допущении

Например, если мало. Тогда справедливо:

Для приближенных расчетов разных случаев кислотно-основного равновесия можно воспользоваться формулами таблицы 3.1. Значения для водных растворов и рK приведены в табл. 2 и 3 приложения.

В случаях, когда нельзя считать равновесную концентрацию ионизирующегося вещества равной его аналитической концентрации (не соблюдается условие соответствующее степени диссоциации менее 5%); когда необходим учет ионной силы раствора, проводятся точные расчеты равновесных концентраций ионов (примеры 3.2 — 3.5).

Пример 3.1.

Рассчитайте и степень диссоциации

0,10 М раствора .

Решение:

— слабая кислота, :

Проверка условия показывает, что расчет можно провести по приближенным формулам:

Таблица 3.1

Формулы для приближенного расчета в водных растворах кислот и оснований

Пример 3.2.

Рассчитайте и 0,0050 М раствора .

Решение:

— слабая кислота, :

Поскольку , то необходимы точные расчеты , т. е. нельзя пренебречь в разности (с- ):

откуда:

Решаем квадратное уравнение относительно :

Пример 3.3.

Рассчитайте pH 0,010 М раствора муравьиной кислоты в присутствии 0,010 М .

Решение:

Отношение указывает на необходимость точных расчетов. Нужно учесть также ионную силу.

С учетом соотношения (2.11) термодинамической и реальной констант:

Пример 3.4.

Рассчитайте М раствора фенола.

Решение:

, поэтому необходимо учесть автопротолиз воды:

Запишем уравнение электронейтральности:

Тогда:

откуда:

Без учета автопротолиза воды:

pH = 7, расчет менее точен.

Подобный подход необходим и при расчете pH очень разбавленных растворов сильных протолитов.

Пример 3.5.

Рассчитайте раствора .

Решение:

Определяем тип гидролизующейся соли (тип протолита).

Гидролиз протекает по аниону, т. е. — слабое основание. Очевидно, что . Найдем константу гидролиза если

Поскольку необходим точный расчет :

отсюда:

Решаем квадратное уравнение:

Находим степень гидролиза :

Пример 3.6.

К 50 мл 0,10 М раствора добавлено 25 мл 0,20 М раствора . Вычислить полученного раствора.

Решение:

После смешивания двух растворов получаем:

В результате взаимодействия протолитов в растворе образуется кислая соль (амфолит) согласно уравнению реакции:

Для угольной кислоты . При расчете можно воспользоваться приближенной формулой из табл. 3.1 или (3.8):

Пример 3.7.*

К 20 мл 0,20 М раствора соли аммония в безводном метаноле добавили 10 мл 0,20 М раствора метилата натрия в безводном метаноле. Определите: а) pH исходного раствора соли; в) pH полученного раствора, если для метанола в метаноле

Решение:

а) в метанольном растворе протекает протолитическая реакция:

Откуда

б) протолитическая реакция взаимодействия при сливании двух растворов:

Значение константы равновесия реакции:

указывает на ее практическую необратимость и возможность приближенных расчетов. Используя эту константу или формулу для расчета pH в растворе, содержащем кислотно-основную сопряженную пару (3.11), можно вычислить pH полученного раствора:

откуда

Эти примеры взяты со страницы примеров решения задач по аналитической химии:

Решение задач по аналитической химии

Возможны вам будут полезны эти страницы:

Источник

Шкала рН представляет собой метод для представления, насколько кислотным или основным является вещество. На первый взгляд шкала кажется нелогичной, но она широко используется в биологии, химии, геологии и других физических науках. Коммуникация в этих областях требует понимания концепции pH. Однажды понятая, шкала рН является полезным показателем для передачи информации о критических физических свойствах веществ.

Определение

pH, который всегда пишется строчными буквами «p», представляет собой шкалу того, сколько ионного водорода содержится в веществе. Шкала работает от 0 до 14. Полностью чистая вода имеет рН 7, который является нейтральным. Чем ниже число на шкале, тем более кислым является вещество. Чем выше число на шкале, тем более щелочное или щелочное вещество. Вещества, которые являются чрезвычайно кислыми или основными, имеют тенденцию вызывать коррозию или вызывать ожоги. Шкала логарифмическая, что означает, что она основана на десятках. Таким образом, вещество с рН 4 в 10 раз более кислое, чем вещество с рН 5.

Расчет рН

Математически pH означает отрицательный логарифм концентрации ионов водорода в веществе. Это берет концентрацию ионов водорода в веществе и преобразует ее в значение на шкале рН, где это может быть лучше понято. Концентрация водорода находится в форме молярности, или молей на литр. Затем берется отрицательный логарифм концентрации. Таким образом, pH в химии — это упрощенный способ представления количества ионов водорода в данном веществе.

Пример

Например, если образец составляет 1 л и содержит 0, 02 г водорода, вы можете рассчитать его pH. Вы должны сначала определить его молярность. Поскольку моль водорода составляет примерно 1 г, 0, 02 г / л равно 0, 02 моль / л, что дает молярность 0, 02. В научной нотации это будет 2 х 10 ^ -2. Таким образом, отрицательный логарифм этого числа будет показателем степени с отрицательным знаком перед ним (—2 = 2). Таким образом, pH этого образца будет 2.

Нахождение pH через pOH

Вы также можете использовать косвенный способ измерения pH. Если вы знаете pOH, вы можете рассчитать pH. POH является отрицательным логарифмом гидроксидного или OH-группы иона. Из-за того, как водород и гидроксид взаимодействуют, рОН по существу является обратным рН. Итак, если вы знаете концентрацию гидроксида, вы можете рассчитать pH с помощью уравнения 14 — pOH = pH. Например, если вещество имеет pOH 12, оно будет иметь pH 2. Вы можете применить тот же принцип в обратном порядке, чтобы найти pOH по pH, используя формулу 14 — pH = pOH.

Источник