Foarbyldfragen en diskusje oer Arrhenius-soeren en basen
Soeren en basen binne fûnemintele konsepten yn 'e skiekunde. Ien fan 'e bekendste teoryen om it gedrach fan soeren en basen te ferklearjen is de Arrhenius-teory. Neffens Arrhenius is in soer in ferbining dy't, as it oplost wurdt yn wetter, H⁺ (of H₃O⁺)-ionen produseart, wylst in base in ferbining is dy't, as it oplost wurdt yn wetter, OH⁻-ionen produseart. Yn dit artikel sille wy ferskate foarbyldproblemen oangeande soeren en basen neffens de Arrhenius-teory beprate, tegearre mei harren oplossingen.
Foarbyldfraach 1
Fraach:
In 0,1 M sâltsoer (HCl) oplossing wurdt oplost yn wetter. Bereken de konsintraasje fan H⁺-ionen yn 'e oplossing.
Diskusje:
Neffens de Arrhenius-teory is HCl in soer, om't it H⁺-ionen produseart as it yn wetter oplost wurdt. De ionisaasjefergeliking foar HCl yn wetter is as folget:
\[ \tekst{HCl} \nei \tekst{H}^+ + \tekst{Cl}^- \]
De earste konsintraasje fan HCl is 0,1 M. Omdat HCl in sterk soer is dat folslein ionisearret yn wetterige oplossing, sil elk HCl-molekule ien H⁺-ion en ien Cl⁻-ion produsearje. Dêrom is de konsintraasje fan H⁺-ionen yn 'e oplossing ek gelyk oan de konsintraasje fan HCl, nammentlik:
\[ [\tekst{H}^+] = 0,1 \tekst{M} \]
Dus, de konsintraasje fan H⁺-ionen yn in 0,1 M HCl-oplossing is 0,1 M.
Foarbyldfraach 2
Fraach:
Berekenje de pH fan in 0,01 M salpetersoer (HNO₃) oplossing.
Diskusje:
HNO₃ is in sterk soer dat folslein ionisearret yn wetter, dus de ionisaasjefergeliking foar HNO₃ is as folget:
\[ \tekst{HNO}_3 \to \tekst{H}^+ + \tekst{NO}_3^- \]
De opjûne konsintraasje fan HNO₃ is 0,01 M. Omdat HNO₃ in sterk soer is, sil elk molekule fan HNO₃ ien H⁺-ion produsearje. Dêrom is de konsintraasje fan H⁺-ionen yn 'e oplossing gelyk oan de konsintraasje fan HNO₃, nammentlik:
\[ [\tekst{H}^+] = 0,01 \tekst{M} \]
pH kin berekkene wurde mei de formule:
\[ \tekst{pH} = -\log [\tekst{H}^+] \]
Troch de konsintraasje fan H⁺-ionen yn 'e formule yn te foljen, krije wy:
[ \tekst{pH} = -\log (0,01) = -\log (10^{-2}) = 2 \]
Dat betsjut dat de pH fan in 0,01 M HNO₃-oplossing 2 is.
Foarbyldfraach 3
Fraach:
Bepale de konsintraasje fan OH⁻-ionen yn in 0,05 M NaOH-oplossing.
Diskusje:
NaOH is in sterke base dy't folslein ionisearret yn wetter, dus de ionisaasjefergeliking foar NaOH is as folget:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
De opjûne konsintraasje fan NaOH is 0,05 M. Omdat NaOH in sterke base is, sil elk NaOH-molekule ien OH⁻-ion produsearje. Dêrom is de konsintraasje fan OH⁻-ionen yn 'e oplossing gelyk oan de konsintraasje fan NaOH, nammentlik:
\[ [\tekst{OH}^-] = 0,05 \tekst{ M} \]
Dus, de konsintraasje fan OH⁻-ionen yn in 0,05 M NaOH-oplossing is 0,05 M.
Foarbyldfraach 4
Fraach:
Berekenje de pH fan in 0,01 M KOH-oplossing.
Diskusje:
KOH is in sterke base dy't folslein ionisearret yn wetter. De ionisaasjefergeliking foar KOH yn wetter is as folget:
\[ \tekst{KOH} \nei \tekst{K}^+ + \tekst{OH}^- \]
De opjûne KOH-konsintraasje is 0,01 M. Omdat KOH in sterke base is, sil elk KOH-molekule ien OH⁻-ion produsearje. Dêrom is de konsintraasje fan OH⁻-ionen yn 'e oplossing gelyk oan de konsintraasje fan KOH, nammentlik:
\[ [\tekst{OH}^-] = 0,01 \tekst{ M} \]
pH is in mjitte fan 'e konsintraasje fan H⁺-ionen yn in oplossing. Wy kinne de relaasje tusken pH, H⁺-ionen en OH⁻-ionen brûke dy't jûn wurdt troch it wetterionprodukt (Kw):
\[ \tekst{Kw} = [\tekst{H}^+][\tekst{OH}^-] = 1 \kear 10^{-14} \]
As wy de wearde fan [OH⁻] kenne, kinne wy [H⁺] berekkenje:
\[ [\tekst{H}^+] = \frac{\tekst{Kw}}{[\tekst{OH}^-]} = \frac{1 \kear 10^{-14}}{0,01} = 1 \kear 10^{-12} \tekst{M} \]
pH kin berekkene wurde mei de formule:
\[ \tekst{pH} = -\log [\tekst{H}^+] \]
Troch de konsintraasje fan H⁺-ionen yn 'e formule yn te foljen, krije wy:
[pH = -log (1 × 10⁻⁷) = 12]
Dus, de pH fan in 0,01 M KOH-oplossing is 12.
Foarbyldfraach 5
Fraach:
In oplossing hat in pH = 3. Bereken de konsintraasje fan H⁺-ionen yn 'e oplossing.
Diskusje:
pH is in mjitte fan 'e konsintraasje fan H⁺-ionen yn in oplossing en kin útdrukt wurde troch de formule:
\[ \tekst{pH} = -\log [\tekst{H}^+] \]
Om de konsintraasje fan H⁺-ionen te berekkenjen, feroarje wy de formule nei:
\[ [\tekst{H}^+] = 10^{-\tekst{pH}} \]
Troch de opjûne pH-wearden yn te foljen, krije wy:
\[ [\tekst{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \tekst{M} \]
Dat betsjut dat de konsintraasje fan H⁺-ionen yn in oplossing mei pH = 3 0,001 M is.
Foarbyldfraach 6
Fraach:
De NH₄OH-oplossing hat in konsintraasje fan 0,1 M. Bereken de pH fan 'e oplossing as de Kb-wearde foar NH₄OH 1,8 x 10⁻⁵ is.
Diskusje:
NH₄OH is in swakke base dy't net folslein ionisearret yn wetter. De ionisaasjefergeliking foar NH₄OH yn wetter is as folget:
\[ \tekst{NH}_4\tekst{OH} \leftrightarrow \tekst{NH}_4^+ + \tekst{OH}^- \]
De lykwichtskonstante foar de ionisaasje fan NH₄OH wurdt Kb neamd en wurdt jûn troch:
\[ K_b = \frac{[\tekst{NH}_4^+][\tekst{OH}^-]}{[\tekst{NH}_4\tekst{OH}} \]
Omdat NH₄OH in swakke base is, brûke wy Kb om de konsintraasje fan OH⁻-ionen te berekkenjen. As wy oannimme dat \(x\) de konsintraasje fan ionisearre NH₄OH is, wurdt de ionisaasjefergeliking:
[K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \approx \frac{x^2}{0,1} \]
Omdat de wearde fan Kb tige lyts is, nimme wy oan \(0,1 – x \approx 0,1\):
[1,8 × 10⁻⁴ = x²/0,1]
\[ x^2 = 1,8 \kear 10^{-6} \]
[x = 1,8 × 10⁻⁶]
\[ x \approx 1,34 \times 10^{-3} \text{ M} \]
Dat betsjut dat de konsintraasje fan OH⁻-ionen 1,34 × 10⁻⁻ M is.
Fan dizze konsintraasje kinne wy de konsintraasje fan H⁺-ionen berekkenje mei Kw:
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \times 10^{-14}}{1,34 \times 10^{-3}} \]
\[ [\tekst{H}^+] = 7,46 \times 10^{-12} \tekst{M} \]
pH:
[pH = -log (7,46 kear 10-12)]
\[ \tekst{pH} \sawat 11,13 \]
Dus, de pH fan in 0,1 M NH₄OH-oplossing is sawat 11,13.
Konklúzje
De Arrhenius-teory biedt in weardefolle basis foar it begripen fan hoe't soeren en basen har gedrage yn oplossing. Yn dizze diskusje hawwe wy ferskate foarbyldproblemen besjoen dy't yllustrearje hoe't dizze konsepten brûkt wurde kinne om de konsintraasjes fan H⁺- en OH⁻-ionen en de pH fan ferskate oplossingen te berekkenjen. It begripen fan dizze teory is essensjeel foar elkenien dy't in karriêre yn 'e skiekunde neistribbet, of it no op it nivo fan 'e middelbere skoalle of heger ûnderwiis is.
