Foarbyldfragen oer de pH fan sterke soeren en sterke basen
pH, of wetterstofpotinsjeel, is in mjitte fan 'e soerheid of alkaliniteit fan in oplossing. De pH-skaal rint fan 0 oant 14, wêrby't sifers ûnder 7 in soere oplossing oanjaan, sifers boppe 7 in basyske oplossing, en 7 in neutrale oplossing oanjaan. Yn dit artikel sille wy ferskate foarbyldproblemen beprate oangeande de pH fan sterke soeren en sterke basen, tegearre mei harren oplossingen.
Pendahuluan
Basisbegripen fan pH
pH is in mjitte dy't brûkt wurdt om de soerheid of alkaliniteit fan in oplossing te bepalen op basis fan 'e konsintraasje fan wetterstofionen (H+). De basisformule foar it berekkenjen fan pH is:
\[ \tekst{pH} = -\log{[H^+]} \]
Wêr't [H+] de wetterstofionkonsintraasje yn mol/L is.
Oan 'e oare kant, foar basyske oplossingen (sterke basen), kinne wy earst de pOH berekkenje en it dan omsette nei pH mei de folgjende formule:
\[ \tekst{pOH} = -\log{[OH^-]} \]
[ \tekst{pH} = 14 – \tekst{pOH} \]
Sterke soer tsjin swakke soer
In sterk soer is in soer dat folslein ionisearret yn wetterige oplossing. Dit betsjut dat de konsintraasje fan H+ ioanen yn 'e oplossing gelyk is oan de konsintraasje fan it soer sels. Foarbylden fan sterke soeren binne HCl (sâltsoer), HNO3 (salpetersoer) en H2SO4 (swavelsoer).
Yn tsjinstelling, swakke soeren ionisearje net folslein yn oplossing, sadat har pH-berekkeningen yngewikkelder binne en it konsept fan in soerheidskonstante (Ka) fereaskje.
Sterke basis tsjin swakke basis
Lykas sterke soeren ionisearje sterke basen ek folslein yn wetterige oplossing. Foarbylden fan sterke basen binne NaOH (natriumhydrokside) en KOH (kaliumhydrokside).
Swakke basen binne mar foar in part ionisearre en fereaskje it konsept fan in basiteitskonstante (Kb) om de pH te berekkenjen.
Foarbyldfragen en diskusje
Foarbyldfraach 1: Sterk soer
> Berekenje de pH fan in 0.01 M HCl-oplossing.
Diskusje:
Omdat HCl in sterk soer is, sil it folslein ionisearje yn oplossing.
\[ \tekst{HCl} \rjochter pylk \tekst{H}^+ + \tekst{Cl}^- \]
De konsintraasje fan H+-ionen yn 'e oplossing sil itselde wêze as de konsintraasje fan HCl dy't oanbean wurdt, nammentlik 0.01 M.
\[ [H^+] = 0.01 \, \tekst{M} \]
Mei help fan de pH-formule:
[ \tekst{pH} = -\log{[H^+]} = -\log{0.01} = -\log{10^{-2}} = 2 \]
Dus, de pH fan in 0.01 M HCl-oplossing is 2.
Foarbyldfraach 2: Sterke basen
> Bereken de pH fan in 0.001 M NaOH-oplossing.
Diskusje:
NaOH is in sterke basis en sil folslein ionisearje yn oplossing.
\[ \tekst{NaOH} \rjochter pylk \tekst{Na}^+ + \tekst{OH}^- \]
De konsintraasje fan OH--ioanen yn 'e oplossing is itselde as de konsintraasje fan NaOH, nammentlik 0.001 M.
\[ [OH^-] = 0.001 \, \tekst{M} = 10^{-3} \, \tekst{M} \]
Berekenje earst pOH:
\[ \tekst{pOH} = -\log[OH^-] = -\log{10^{-3}} = 3 \]
Konvertearje pOH nei pH:
[pH = 14 – pOH = 14 – 3 = 11]
Dus, de pH fan in 0.001 M NaOH-oplossing is 11.
Foarbyldfraach 3: Sulfursoer (H2SO4)
> Bereken de pH fan in 0.01 M H2SO4-oplossing.
Diskusje:
H2SO4 is in sterk soer mei twa stadia fan ionisaasje. De earste faze:
\[ \tekst{H2SO4} \rjochter pylk \tekst{H}^+ + \tekst{HSO4}^- \]
It resultaat fan 'e ionisaasje fan 'e earste faze is lykweardich oan in H2SO4-konsintraasje fan 0.01 M foar sawol H+ as HSO4^-. De earste faze produseart lykwols twa H+-ionen út ien H2SO4-molekule.
Dat betsjut dat de totale [H+] twa kear de earste konsintraasje sil wêze:
\[ [H^+] = 2 \kear 0.01 = 0.02 \]
Mei help fan de pH-formule:
\[ \text{pH} = -\log{[H^+]} = -\log{0.02} = -\log{2 \times 10^{-2}} = -(\log{2} + \log{10^{-2}}) \]
Foar dyn ynformaasje,
\[ \log{2} \approx 0.301 \]
Sa:
\[ \tekst{pH} = -(0.301 + (-2)) = 1.699 \]
Dat betsjut dat de pH fan in 0.01 M H2SO4-oplossing sawat 1.699 is.
Foarbyldfraach 4: Sterke base (Ca(OH)2)
> Berekenje de pH fan in 0.005 M Ca(OH)2-oplossing.
Diskusje:
Ca(OH)2 is in sterke base en elk molekule jout twa OH- ioanen:
\[ \tekst{Ca(OH)2} \rightarrow \tekst{Ca}^{2+} + 2 \tekst{OH}^- \]
De konsintraasje fan OH- sil twa kear de konsintraasje fan Ca(OH)2 wêze, om't elk molekule fan Ca(OH)2 twa OH- produseart. Dus,
\[ [OH^-] = 2 \times 0.005 = 0.01 \, \text{M} \]
Berekenje earst pOH:
\[ \tekst{pOH} = -\log{[OH^-]} = -\log{0.01} = -\log{10^{-2}} = 2 \]
Konvertearje pOH nei pH:
[pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12]
Dat betsjut dat de pH fan in 0.005 M Ca(OH)2-oplossing 12 is.
Konklúzje
Yn dit artikel hawwe wy besprutsen hoe't jo de pH kinne berekkenje foar ferskate foarbylden fan sterke soeren en sterke basen. Tink derom dat wy foar sterke soeren of basen oannimme dat se folslein ionisearre binne yn oplossing. Dêrom sil de konsintraasje fan H+ ioanen foar in sterk soer en OH- ioanen foar in sterke base gelyk wêze oan de begjinkonsintraasje fan it soer of de base, nei it oanpassen foar stoichiometryske faktoaren as nedich. Dit ferienfâldiget pH-berekkeningen mei de basis pH- en pOH-formules.
It begripen fan dit konsept is krúsjaal, foaral yn gemyske tapassingen, of it no yn it skiekundelaboratoarium, de yndustry of it deistich libben is. Mei oefening en in goed begryp sil it berekkenjen fan de pH fan sterke soeren en basen in ienfâldige taak wurde.
