Voorbeeldvrae en bespreking van Arrhenius-sure en -basisse
Sure en basisse is fundamentele konsepte in chemie. Een van die bekendste teorieë om die gedrag van sure en basisse te verduidelik, is die Arrhenius-teorie. Volgens Arrhenius is 'n suur 'n verbinding wat, wanneer dit in water opgelos word, H⁺ (of H₃O⁺) ione produseer, terwyl 'n basis 'n verbinding is wat, wanneer dit in water opgelos word, OH⁻ ione produseer. In hierdie artikel sal ons verskeie voorbeeldprobleme rakende sure en basisse volgens die Arrhenius-teorie bespreek, tesame met hul oplossings.
Voorbeeldvraag 1
Vraag:
'n 0,1 M soutsuur (HCl) oplossing word in water opgelos. Bereken die konsentrasie van H⁺ ione in die oplossing.
Bespreking:
Volgens die Arrhenius-teorie is HCl 'n suur omdat dit H⁺-ione produseer wanneer dit in water opgelos word. Die ionisasievergelyking vir HCl in water is soos volg:
\[ \teks{HCl} \to \teks{H}^+ + \teks{Cl}^- \]
Die aanvanklike konsentrasie van HCl is 0,1 M. Aangesien HCl 'n sterk suur is wat volledig ioniseer in waterige oplossing, sal elke HCl-molekule een H⁺-ioon en een Cl⁻-ioon produseer. Daarom is die konsentrasie van H⁺-ione in die oplossing ook gelyk aan die konsentrasie van HCl, naamlik:
\[ [\teks{H}^+] = 0,1 \teks{M} \]
Dus, die konsentrasie van H⁺-ione in 'n 0,1 M HCl-oplossing is 0,1 M.
Voorbeeldvraag 2
Vraag:
Bereken die pH van 'n 0,01 M salpetersuur (HNO₃) oplossing.
Bespreking:
HNO₃ is 'n sterk suur wat volledig in water ioniseer, dus is die ionisasievergelyking vir HNO₃ soos volg:
\[ \teks{HNO}_3 \to \teks{H}^+ + \teks{NO}_3^- \]
Die gegewe konsentrasie van HNO₃ is 0,01 M. Aangesien HNO₃ 'n sterk suur is, sal elke molekule van HNO₃ een H⁺-ioon produseer. Daarom is die konsentrasie van H⁺-ione in die oplossing gelyk aan die konsentrasie van HNO₃, naamlik:
\[ [\teks{H}^+] = 0,01 \teks{M} \]
pH kan bereken word deur die formule te gebruik:
[pH = -log [H+]
Deur die konsentrasie van H⁺-ione in die formule in te voer, kry ons:
[pH = -log (0,01) = -log (10-2) = 2]
Dus, die pH van 'n 0,01 M HNO₃-oplossing is 2.
Voorbeeldvraag 3
Vraag:
Bepaal die konsentrasie van OH⁻-ione in 'n 0,05 M NaOH-oplossing.
Bespreking:
NaOH is 'n sterk basis wat volledig in water ioniseer, dus is die ionisasievergelyking vir NaOH soos volg:
\[ \text{NaOH} \tot \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
Die gegewe konsentrasie NaOH is 0,05 M. Aangesien NaOH 'n sterk basis is, sal elke NaOH-molekule een OH⁻-ioon produseer. Daarom is die konsentrasie OH⁻-ione in die oplossing gelyk aan die konsentrasie NaOH, naamlik:
\[ [\teks{OH}^-] = 0,05 \teks{ M} \]
Dus, die konsentrasie van OH⁻-ione in 'n 0,05 M NaOH-oplossing is 0,05 M.
Voorbeeldvraag 4
Vraag:
Bereken die pH van 'n 0,01 M KOH-oplossing.
Bespreking:
KOH is 'n sterk basis wat volledig in water ioniseer. Die ionisasievergelyking vir KOH in water is soos volg:
\[ \teks{KOH} \to \teks{K}^+ + \teks{OH}^- \]
Die gegewe KOH-konsentrasie is 0,01 M. Aangesien KOH 'n sterk basis is, sal elke KOH-molekule een OH⁻-ioon produseer. Daarom is die konsentrasie van OH⁻-ione in die oplossing gelyk aan die konsentrasie van KOH, naamlik:
\[ [\teks{OH}^-] = 0,01 \teks{ M} \]
pH is 'n maatstaf van die konsentrasie van H⁺-ione in 'n oplossing. Ons kan die verband tussen pH, H⁺-ione en OH⁻-ione gebruik, soos gegee deur die waterioonproduk (Kw):
\[ \teks{Kw} = [\teks{H}^+][\teks{OH}^-] = 1 \maal 10^{-14} \]
As ons die waarde van [OH⁻] ken, kan ons [H⁺] bereken:
\[ [\tex{H}^+] = \frac{\tex{Kw}}{[\tex{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \tex{M} \]
pH kan bereken word deur die formule te gebruik:
[pH = -log [H+]
Deur die konsentrasie van H⁺-ione in die formule in te voer, kry ons:
[pH = -log (1 x 10⁻⁷) = 12]
Dus, die pH van 'n 0,01 M KOH-oplossing is 12.
Voorbeeldvraag 5
Vraag:
'n Oplossing het 'n pH = 3. Bereken die konsentrasie van H⁺-ione in die oplossing.
Bespreking:
pH is 'n maatstaf van die konsentrasie van H⁺-ione in 'n oplossing en kan uitgedruk word deur die formule:
[pH = -log [H+]
Om die konsentrasie van H⁺-ione te bereken, verander ons die formule na:
\[ [\teks{H}^+] = 10^{-\teks{pH}} \]
Deur die gegewe pH-waardes in te voer, kry ons:
\[ [\teks{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \teks{M} \]
Dus, die konsentrasie van H⁺-ione in 'n oplossing met pH = 3 is 0,001 M.
Voorbeeldvraag 6
Vraag:
Die NH₄OH-oplossing het 'n konsentrasie van 0,1 M. Bereken die pH van die oplossing as die Kb-waarde vir NH₄OH 1,8 x 10⁻⁵ is.
Bespreking:
NH₄OH is 'n swak basis wat nie volledig in water ioniseer nie. Die ionisasievergelyking vir NH₄OH in water is soos volg:
\[ \teks{NH}_4\teks{OH} \leftrightarrow \teks{NH}_4^+ + \teks{OH}^- \]
Die ewewigskonstante vir die ionisasie van NH₄OH word Kb genoem en word gegee deur:
\[ K_b = \frac{[\tex{NH}_4^+][\tex{OH}^-]}{[\tex{NH}_4\tex{OH}} \]
Aangesien NH₄OH 'n swak basis is, gebruik ons Kb om die konsentrasie van OH⁻-ione te bereken. As ons aanvaar dat \(x\) die konsentrasie van geïoniseerde NH₄OH is, word die ionisasievergelyking:
[K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \ongeveer \frac{x^2}{0,1} \]
Aangesien die waarde van Kb baie klein is, neem ons aan \(0,1 – x \ongeveer 0,1\):
[1,8 × 10⁻⁴ = x²/0,1]
[x^2 = 1,8 × 10^{-6}]
[x = 1,8 keer 10⁻⁶]
[x = ongeveer 1,34 keer 10⁻³ M]
Dus, die konsentrasie van OH⁻-ione is (1,34 × 10⁻⁻ M).
Vanuit hierdie konsentrasie kan ons die konsentrasie van H⁺-ione bereken deur Kw te gebruik:
\[ [\teks{H}^+] = \frac{1 \maal 10^{-14}}{1,34 \maal 10^{-3}} \]
\[ [\teks{H}^+] = 7,46 \times 10^{-12} \teks{M} \]
pH:
[pH = -log (7,46 keer 10-12)]
pH ongeveer 11,13
Dus, die pH van 'n 0,1 M NH₄OH-oplossing is ongeveer 11,13.
Afsluiting
Die Arrhenius-teorie bied 'n waardevolle fondament vir die begrip van hoe sure en basisse in oplossing optree. In hierdie bespreking het ons na verskeie voorbeeldprobleme gekyk wat illustreer hoe hierdie konsepte gebruik kan word om die konsentrasies van H⁺- en OH⁻-ione en die pH van verskeie oplossings te bereken. Om hierdie teorie te verstaan is noodsaaklik vir enigiemand wat 'n loopbaan in chemie volg, hetsy op hoërskool- of hoër onderwysvlak.
