U weet hoe u de pH van een zuur in oplossing of een base in oplossing moet berekenen, maar het berekenen van de pH van twee zuren of twee basen in oplossing is een beetje lastiger. Met behulp van de hieronder beschreven formule, kunt u de pH schatten voor een monoprotic twee-chemische mengsel van deze soort. Deze vergelijking verwaarloost de auto-ionisatie van water, omdat de waarde voor water in elk geval een te verwaarlozen bijdrage levert aan de pH.

Mengsel van zuren

Klik op de koppeling Resources om een ​​dissociatietabel op te halen. constanten (pKa-waarden) voor verschillende veel voorkomende zuren. Noteer de pKa-waarden voor de twee zuren die u gebruikt.

Converteer pKa-waarden naar Ka-waarden met behulp van de volgende vergelijking: Ka = 10 ^ -pKa, dus als pKa 5 is, Ka = 10 ^ -5.

Schrijf de volgende formule op: [H +] ^ 2 = Ka1 [A1] + Ka2 [A2], waarbij [H +] de concentratie van waterstofionen is en A1 en A2 de concentraties van de zuren zijn die je bent gebruik makend van. Vergeet niet dat in de chemie accolades zoals [] concentraties aangeven.

Sluit de concentraties van uw zuren en hun Ka-waarden aan en bereken vervolgens [H +]. Veronderstel bijvoorbeeld dat zuur 1 een Ka van 1 x 10 ^ -5 heeft, terwijl zuur 2 een Ka van 3 x 10 ^ -4 heeft en beide aanwezig zijn in een molaire concentratie. Je vergelijking zou als volgt zijn: [H +] ^ 2 = 1 x 10 ^ -5 [1] + 3 x 10 ^ -4 [1] [H +] ^ 2 = 1 x 10 ^ -5 + 3 x 10 ^ - 4 [H +] ^ 2 = 3.1 x 10 ^ -4 [H +] = 0.018

Neem het logboek van de waarde die je zojuist op je rekenmachine gevonden hebt en neem dan het negatieve. De -log van een [H +] concentratie is de pH. Bijvoorbeeld: log 0.018 = -1.75, dus pH = 1.75.

Mengsel van bases

Klik op de koppeling Middelen om een ​​tabel met dissociatieconstanten (pKb-waarden) op te halen voor verschillende gemeenschappelijke basissen . Noteer de pKb-waarden voor de twee bases die u gebruikt.

Converteer pKb-waarden naar Kb-waarden met behulp van de volgende vergelijking: Kb = 10 ^ -pKb, dus als pKb 5 is, Kb = 10 ^ -5 .

Schrijf de volgende formule op: [OH -] ^ 2 = Kb1 [B1] + Kb2 [B2], waarbij [OH-] de concentratie van hydroxide-ionen is en B1 en B2 de concentraties van de bases die u gebruikt.

Sluit de concentraties van uw bases en hun Kb-waarden in en bereken vervolgens [OH-]. Veronderstel bijvoorbeeld dat basis 1 een Kb van 1 x 10 ^ -5 heeft, terwijl basis 2 een Kb van 3 x 10 ^ -4 heeft, en beide zijn aanwezig in 1 molaire concentratie. Je vergelijking zou als volgt zijn: [OH -] ^ 2 = 1 x 10 ^ -5 [1] + 3 x 10 ^ -4 [1] [OH -] ^ 2 = 1 x 10 ^ -5 + 3 x 10 ^ -4 [OH -] ^ 2 = 3.1 x 10 ^ -4 [OH-] = 0.018

Neem het logboek van de waarde die je zojuist op je rekenmachine gevonden hebt, en neem het negatieve. De -log van een [OH-] concentratie is de pOH. Log bijvoorbeeld 0.018 = -1.75, dus pOH = 1.75.

Trek de pOH van 14 af om de pH te krijgen. Bijvoorbeeld 14.0 - 1.75 = pH = 12.3.