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So berechnen Sie den pH-Wert einer schwachen Säure

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-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 a ) verwenden, um [H + ] zu finden .
  • 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. a=6,5 · 10 & supmin; & sup5;

Lösung

Benzoesäure dissoziiert in Wasser als:

C 6 H 5 COOH → H + + C 6 H 5 COO

Die Formel für K a lautet:

K a=[H + ] [B ] / [HB]

wobei:
[H + ]=Konzentration von H + -Ionen
[B ]=Konzentration von konjugierten Basenionen
[HB]=Konzentration von nicht dissoziierten Säuremolekülen
für eine Reaktion HB → H + + B

Benzoesäure dissoziiert ein H + -Ion für jedes C 6 H 5 COO Ion, also [H + ]=[C 6 H 5 COO ].

X sei die Konzentration von H + , die von HB dissoziiert, dann sei [HB]=C – x, wobei C die Anfangskonzentration ist.

Geben Sie diese Werte in die K a -Gleichung ein:

K a=x · x / (C – x )
K a=x² / (C – x)
(C – x) K a=x²
x²=CK a – xK a
x² + K a x – CK a=0

Löse nach x mit der quadratischen Gleichung:

x=[-b ± (b² – 4ac) ½ ] / 2a

x=[-K a + (K a ² + 4CK a ) 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 a und C ein:

K a=6,5 · 10 & supmin; & sup5;
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 & supmin ; ³ ) / 2
x=7,7 · 10 & supmin; & sup4;

Finden Sie den pH-Wert:

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 zum Ermitteln eines schwachen sauren pH-Werts

Die meisten schwachen Säuren dissoziieren kaum in Lösung. In dieser Lösung fanden wir die Säure nur um 7,7 · 10 & supmin; & sup4; M dissoziiert. Die ursprüngliche Konzentration war 1 · 10 & supmin; ² oder 770-mal stärker als die dissoziierte Ionenkonzentration .

Die Werte für C – x würden dann sehr nahe an C liegen und unverändert erscheinen. Wenn wir (C – x) in der K a -Gleichung durch C ersetzen ,

K a=x² / (C – x)
K a=x² / C.

Damit ist es nicht erforderlich, die quadratische Gleichung zu verwenden, um nach x zu lösen:

x²=K a · C.

x²=(6,5 · 10 & supmin; & sup5; ) (0,01)
x²=6,5 · 10 & supmin; & sup7;
x=8,06 · 10 & supmin; & sup4;

Finden Sie den pH-Wert

pH=-log [H + ]

pH=-log (x)
pH=-log (8,06 x 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 (nicht neutral) liegen und liegt normalerweise unter dem Wert für eine starke 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 ebenfalls niedrig ist, 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, AK; Bates, RG; Durst, RA (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, CE; Sharpe, AG (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
  • Miessler GL; Tarr D .A. (1998). Anorganische Chemie ( 2. Aufl.). Prentice-Hall. ISBN 0-13-841891-8.

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