Een waterstofionenconcentratie 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, hetzij door de sterkte van het zuur in een oplossing te kennen. Oplossen met een bekende pH is eenvoudiger dan oplossen met de zuurdissociatieconstante en de initiële concentratie.
Oplossen met een bekende pH of pOH

Controleer of de verstrekte informatie de pH of de pOH van de oplossing.


Bereken de waterstofionconcentratie door 10 te nemen tot de kracht van de negatieve pH. Voor een oplossing met pH 6,5 zou de waterstofionconcentratie bijvoorbeeld 1 * 10 ^ -6,5 zijn, hetgeen gelijk is aan 3,16 * 10 ^ -7. Wetenschappers hebben 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 af van 14 (pH en pOH tellen altijd op tot 14) om de pH te bereiken, indien alleen geconfronteerd met een pOH-nummer, dan voltooi de bovenstaande berekening, omdat de pOH de negatieve logaritme van de OH-ionenconcentratie in een oplossing is.

Oplossen van zure dissociatieconstante (Ka) en hoeveelheid


Vertaal van gram naar mol, indien nodig, door de molaire massa van het zuur te gebruiken. Clackamas Community College biedt een geweldige zelfstudie over hoe u dit kunt doen (zie bronnen). Elke scheikundestudent moet de conversies van eenheden begrijpen en er consequent mee oefenen.


Vind de molaire concentratie van het zuur door het aantal mol gedeeld door liter te berekenen: 0,15 mol zuur in 100 ml is bijvoorbeeld gelijk aan 0,15 gedeeld door 0,100, wat overeenkomt met een oplossing van 1,5 M.


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


Gebruik de zuurdissociatieconstante en een rekenmachine om de concentratie waterstofionen voor een zwak zuur te vinden. Schrijf deze vergelijking op: Ka \u003d ([H +] * [A-]) /[HA] waarbij [HA] de concentratie van het zuur bij evenwicht is, [H +] de concentratie van waterstofionen is, [A-] is de concentratie van de geconjugeerde base of anion, die gelijk zal zijn aan [H +] en Ka is de zuurdissociatieconstante.


Sluit de bekende waarde voor Ka aan. De vergelijking ziet er dan als volgt uit: Ka \u003d x ^ 2 /[HA] Nu, omdat het zuur in ionen splitst, is de molaire concentratie van elk ion bij evenwicht gelijk aan de hoeveelheid die ontbreekt in het oorspronkelijke zuur. Dus die vergelijking is gelijk aan: Ka \u003d x ^ 2 /(Oorspronkelijke concentratie min x).


Converteer dit naar een kwadratische vergelijking: X ^ 2 + Ka x - (oorspronkelijke concentratie * Ka) \u003d 0 Gebruik de kwadratische formule op te lossen voor de uiteindelijke waarde van x.