المحتوى
تركيز أيون الهيدروجين في محلول ناتج عن إضافة حمض. تعطي الأحماض القوية تركيز أيونات الهيدروجين أعلى من الأحماض الضعيفة ، ومن الممكن حساب تركيز أيون الهيدروجين الناتج إما من معرفة الرقم الهيدروجيني أو من معرفة قوة الحامض في المحلول. حل مع درجة الحموضة المعروفة أسهل من حل من ثابت تفكك الحمض والتركيز الأولي.
حل مع الرقم الهيدروجيني المعروف أو pOH
تحقق لتحديد ما إذا كانت المعلومات المقدمة تحتوي على الرقم الهيدروجيني أو pOH من الحل.
حساب تركيز أيون الهيدروجين عن طريق أخذ 10 إلى قوة الرقم الهيدروجيني السلبي. على سبيل المثال ، بالنسبة لمحلول الأس الهيدروجيني 6.5 ، سيكون تركيز أيون الهيدروجين 1 * 10 ^ -6.5 ، أي ما يعادل 3.16 * 10 ^ -7. عرّف العلماء الرقم الهيدروجيني بأنه اختصار لوغاريتمي لتركيز أيون الهيدروجين. وهذا يعني أن الرقم الهيدروجيني يساوي اللوغاريتم السلبي لتركيز أيون الهيدروجين.
قم بطرح pOH من 14 (pH و pOH دائمًا ما يصل إلى 14) للوصول إلى pH ، إذا واجهت رقم pOH فقط ، ثم أكمل الحساب أعلاه ، لأن pOH هي اللوغاريتم السلبي لتركيز OH ion في محلول .
حل من حمض التفكك ثابت (كا) والمبلغ
ترجم من الغرامات إلى الشامات ، إذا لزم الأمر ، باستخدام الكتلة المولية للحمض. تقدم Clackamas Community College تعليميًا رائعًا حول كيفية القيام بذلك (انظر الموارد). يجب على كل طالب كيمياء التأكد من فهم وحدات التحويلات وممارستها باستمرار.
ابحث عن التركيز المولي للحامض عن طريق حساب الشامات مقسومًا على لتر: على سبيل المثال ، فإن 0.15 مول من الحمض في 100 مل يساوي 0.15 مقسومًا على 0.100 ، أي ما يعادل حل 1.5 متر.
استخدم التركيز الأصلي للحامض باعتباره تركيز أيون الهيدروجين لحمض قوي في المحلول: كل الأحماض تتأين. فيما يلي الأحماض القوية الوحيدة: حمض الهيدروكلوريك (هيدروكلوريك) ، HBr (هيدروبروميك) ، HI (هيدروديك) ، H2SO4 (كبريتيك) ، HNO3 (نيتريك) و HClO4 (بيركلوريك).
استخدم ثابت تفكك الحمض وآلة حاسبة للعثور على تركيز أيونات الهيدروجين لحمض ضعيف. اكتب المعادلة التالية: Ka = (*) / حيث يكون تركيز الحمض في حالة التوازن ، هو تركيز أيونات الهيدروجين ، هو تركيز القاعدة أو الأنيون المترافق ، والتي ستكون مساوية لـ و Ka هي ثابت تفكك الحمض .
قم بتوصيل القيمة المعروفة لـ Ka. تبدو المعادلة كالتالي: Ka = x ^ 2 / الآن ، نظرًا لانقسام الحمض إلى أيونات ، فإن التركيز المولي لكل أيون في التوازن يساوي نفس الكمية المفقودة من الحمض الأصلي. بحيث تساوي المعادلة: Ka = x ^ 2 / (التركيز الأصلي ناقص x).
حوّل هذا إلى معادلة من الدرجة الثانية: X ^ 2 + Ka x - (تركيز أصلي * Ka) = 0 استخدم الصيغة التربيعية لحل القيمة النهائية x.