Een waterstofionconcentratie in een oplossing is het gevolg van de toevoeging van een zuur. Sterke zuren geven een hogere concentratie waterstofionen dan zwakke zuren, en het is mogelijk om de resulterende waterstofionconcentratie te berekenen hetzij door de pH te kennen of door de sterkte van het zuur in een oplossing te kennen. Oplossen met een bekende pH is gemakkelijker dan oplossen van de zuur-dissociatieconstante en de beginconcentratie.

Oplossen met een bekende pH of pOH-afleiding

Controleer om te bepalen of de verstrekte informatie de pH of de pOH van de oplossing.

Bereken de waterstofionenconcentratie door 10 te nemen tot de macht van de negatieve pH. Voor een oplossing van pH 6,5 zou de waterstofionenconcentratie bijvoorbeeld 1 * 10 ^ -6,5 zijn, wat gelijk is aan 3,16 * 10 ^ -7. Wetenschappers hebben de pH gedefinieerd als een logaritmische snelkoppeling voor waterstofionenconcentratie. Dit betekent dat de pH gelijk is aan de negatieve logaritme van de waterstofionenconcentratie.

Trek de pOH van 14 af (pH en pOH altijd optellen tot 14) om de pH te bereiken, alleen als deze wordt geconfronteerd met een pOH-nummer, dan voltooi de bovenstaande berekening, want de pOH is de negatieve logaritme van de OH-ionconcentratie in een oplossing.

Oplossen van zure dissociatie Constante (Ka) en hoeveelheid

Vertaal van gram naar mol, als noodzakelijk, door de molaire massa van het zuur te gebruiken. Clackamas Community College biedt een geweldige tutorial over hoe dit te doen (zie bronnen). Elke scheikundestudent moet er zeker van zijn om eenhedenconversies te begrijpen en consistent met hen te oefenen.

Zoek de molaire concentratie van het zuur door mol te berekenen gedeeld door liters: bijvoorbeeld 0,15 mol zuur in 100 ml zou gelijk zijn aan 0,15 gedeeld door 0,100, wat overeenkomt met een 1,5 M oplossing.

Gebruik de oorspronkelijke concentratie van het zuur als de waterstofionenconcentratie voor een sterk zuur in oplossing: al het zuur ioniseert. De volgende zijn de enige sterke zuren: HCl (zoutzuur), HBr (waterstofbromide), HI (waterstofjodide), H2SO4 (zwavelzuur), HNO3 (salpeter) en HClO4 (perchloorzuur).

Gebruik de zuurdissociatieconstante en een rekenmachine om de concentratie van waterstofionen voor een zwak zuur te vinden. Schrijf deze vergelijking op: Ka = ([H +] * [A-]) /[HA], waarbij [HA] de concentratie van het zuur bij evenwicht is, [H +] de concentratie van waterstofionen is, [A-] de concentratie van de geconjugeerde base of anion, die gelijk is aan [H +] en Ka is de zuurdissociatieconstante.

Sluit de bekende waarde voor Ka in. De vergelijking ziet er dan als volgt uit: Ka = x ^ 2 /[HA] Nu splitst het zuur zich in ionen en de molaire concentratie van elk ion bij evenwicht is gelijk aan dezelfde hoeveelheid die ontbreekt in het oorspronkelijke zuur. Dus die vergelijking is gelijk aan: Ka = x ^ 2 /(Oorspronkelijke concentratie minus x).

Converteer dit naar een kwadratische vergelijking: X ^ 2 + Ka x - (oorspronkelijke concentratie * Ka) = 0 Gebruik de kwadratische formule om de uiteindelijke waarde van x.
op te lossen