Beispillfroen an Diskussioun iwwer Arrhenius Säuren a Basen
Säure a Basen si fundamental Konzepter an der Chimie. Eng vun de bekanntste Theorien fir d'Verhale vu Säure a Basen z'erklären ass d'Arrhenius-Theorie. Laut dem Arrhenius ass eng Säure eng Verbindung, déi, wann se a Waasser opgeléist gëtt, H⁺-Ionen (oder H₃O⁺) produzéiert, während eng Base eng Verbindung ass, déi, wann se a Waasser opgeléist gëtt, OH⁻-Ionen produzéiert. An dësem Artikel wäerte mir verschidde Beispillproblemer betreffend Säure a Basen no der Arrhenius-Theorie diskutéieren, zesumme mat hire Léisungen.
Beispill Fro 1
Fro:
Eng 0,1 M Salzsäure (HCl) Léisung gëtt a Waasser opgeléist. Berechent d'Konzentratioun vun H⁺ Ionen an der Léisung.
Beschte:
No der Arrhenius-Theorie ass HCl eng Säure, well se H⁺-Ionen produzéiert, wann se a Waasser opgeléist gëtt. D'Ioniséierungsgläichung fir HCl a Waasser ass wéi follegt:
[ \text{HCl} \to \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
Déi initial Konzentratioun vun HCl ass 0,1 M. Well HCl eng staark Säure ass, déi an enger wässerlecher Léisung komplett ioniséiert, produzéiert all HCl-Molekül een H⁺-Ion an een Cl⁻-Ion. Dofir ass d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an der Léisung och gläich wéi d'Konzentratioun vun HCl, nämlech:
\[ [\text{H}^+] = 0,1 \text{M} \]
Also ass d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an enger 0,1 M HCl-Léisung 0,1 M.
Beispill Fro 2
Fro:
Berechent de pH-Wäert vun enger 0,01 M Salpetersäure (HNO₃)-Léisung.
Beschte:
HNO₃ ass eng staark Säure, déi a Waasser komplett ioniséiert, dofir ass d'Ioniséierungsgläichung fir HNO₃ wéi follegt:
\[ \text{HNO}_3 \to \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
Déi uginn Konzentratioun vun HNO₃ ass 0,01 M. Well HNO₃ eng staark Säure ass, produzéiert all Molekül vun HNO₃ een H⁺-Ion. Dofir ass d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an der Léisung gläich wéi d'Konzentratioun vun HNO₃, nämlech:
\[ [\text{H}^+] = 0,01 \text{M} \]
De pH-Wäert kann mat der Formel berechent ginn:
[\text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Wann een d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an d'Formel afügt, kréie mer:
[pH = -\log(0,01) = -\log(10^{-2}) = 2]
Also ass de pH-Wäert vun enger 0,01 M HNO₃-Léisung 2.
Beispill Fro 3
Fro:
Bestëmmt d'Konzentratioun vun OH⁻-Ionen an enger 0,05 M NaOH-Léisung.
Beschte:
NaOH ass eng staark Basis, déi a Waasser komplett ioniséiert, dofir ass d'Ioniséierungsgläichung fir NaOH wéi follegt:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
D'Konzentratioun vun NaOH ass 0,05 M. Well NaOH eng staark Basis ass, produzéiert all NaOH-Molekül een OH⁻-Ion. Dofir ass d'Konzentratioun vun OH⁻-Ionen an der Léisung gläich wéi d'Konzentratioun vun NaOH, nämlech:
\[ [\text{OH}^-] = 0,05 \text{ M} \]
Also ass d'Konzentratioun vun OH⁻-Ionen an enger 0,05 M NaOH-Léisung 0,05 M.
Beispill Fro 4
Fro:
Berechent de pH-Wäert vun enger 0,01 M KOH-Léisung.
Beschte:
KOH ass eng staark Basis, déi am Waasser komplett ioniséiert. D'Ioniséierungsgläichung fir KOH a Waasser ass wéi follegt:
[ \text{KOH} \to \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
Déi uginn KOH-Konzentratioun ass 0,01 M. Well KOH eng staark Basis ass, produzéiert all KOH-Molekül een OH⁻-Ion. Dofir ass d'Konzentratioun vun OH⁻-Ionen an der Léisung gläich wéi d'Konzentratioun vu KOH, nämlech:
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \text{ M} \]
De pH-Wäert ass e Mooss fir d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an enger Léisung. Mir kënnen d'Bezéiung tëscht pH-Wäert, H⁺-Ionen an OH⁻-Ionen benotzen, déi duerch d'Waasserionenprodukt (Kw) gegeben ass:
[ \text{Kw} = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 × 10^{-14} \]
Wann mir de Wäert vun [OH⁻] kennen, kënne mir [H⁺] berechnen:
[[\text{H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \text{M} \]
De pH-Wäert kann mat der Formel berechent ginn:
[\text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Wann een d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an d'Formel afügt, kréie mer:
[pH = -log (1 × 10⁻⁷) = 12]
Also ass de pH-Wäert vun enger 0,01 M KOH-Léisung 12.
Beispill Fro 5
Fro:
Eng Léisung huet e pH = 3. Berechent d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an der Léisung.
Beschte:
De pH-Wäert ass e Mooss fir d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an enger Léisung a kann duerch déi folgend Formel ausgedréckt ginn:
[\text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Fir d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen ze berechnen, änneren mir d'Formel op:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \]
Wann mir déi uginn pH-Wäerter aginn, kréie mir:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \text{M} \]
Also ass d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen an enger Léisung mat pH = 3 0,001 M.
Beispill Fro 6
Fro:
D'NH₄OH-Léisung huet eng Konzentratioun vun 0,1 M. Berechent de pH-Wäert vun der Léisung, wann de Kb-Wäert fir NH₄OH 1,8 x 10⁻⁵ ass.
Beschte:
NH₄OH ass eng schwaach Basis, déi am Waasser net komplett ioniséiert. D'Ioniséierungsgläichung fir NH₄OH am Waasser ass wéi follegt:
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
D'Gläichgewiichtskonstant fir d'Ioniséierung vun NH₄OH gëtt Kb genannt a gëtt duerch:
[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
Well NH₄OH eng schwaach Basis ass, benotze mir Kb fir d'Konzentratioun vun OH⁻-Ionen ze berechnen. Ënner der Viraussetzung datt \(x\) d'Konzentratioun vun ioniséiertem NH₄OH ass, gëtt d'Ioniséierungsgläichung:
[K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \approx \frac{x^2}{0,1} \]
Well de Wäert vu Kb ganz kleng ass, huelen mir un datt (0,1 – x = 0,1):
[1,8 × 10⁻⁴ = x²/0,1]
[x² = 1,8 × 10⁻⁶]
[x = 1,8 × 10⁻⁶]
[x ongeféier 1,34 × 10⁻³ M]
Also ass d'Konzentratioun vun OH⁻-Ionen \(1,34 \mol 10^{-3} \text{ M}\).
Aus dëser Konzentratioun kënne mir d'Konzentratioun vun H⁺-Ionen mat Hëllef vu Kw berechnen:
[[\text{H}^+] = \frac{1 \mol 10^{-14}}{1,34 \mol 10^{-3}} \]
[\text{H}^+] = 7,46 × 10^{-12} \text{M} \]
PH:
[pH = -log (7,46 × 10⁻⁹)]
pH-Wäert ongeféier 11,13
Also ass de pH-Wäert vun enger 0,1 M NH₄OH-Léisung ongeféier 11,13.
Conclusioun
D'Arrhenius-Theorie bitt eng wäertvoll Basis fir ze verstoen, wéi sech Säuren a Basen a Léisung verhalen. An dëser Diskussioun hu mir eis e puer Beispillproblemer ugekuckt, déi illustréieren, wéi dës Konzepter benotzt kënne ginn, fir d'Konzentratioune vun H⁺- an OH⁻-Ionen an de pH-Wäert vu verschiddene Léisungen ze berechnen. D'Verständnis vun dëser Theorie ass essentiell fir jiddereen, deen eng Carrière an der Chimie verfollegt, egal ob am Lycée oder am Héichschoulstudium.
