نحوه محاسبه pH يك اسيد ضعيف

محاسبه pH يك اسيد ضعيف كمي پيچيده تر از تعيين pH يك اسيد قوي است زيرا اسيدهاي ضعيف كاملاً در آب جدا نمي شوند. خوشبختانه فرمول محاسبه pH ساده است. در اينجا آنچه انجام مي دهيد غذاهاي اساسي: pH يك اسيد ضعيف يافتن pH اسيد ضعيف كمي پيچيده تر از پيدا كردن pH يك اسيد قوي است زيرا اين اسيد كاملاً در يون هاي آن جدا نمي شود. معادله pH هنوز يكسان است (pH = -log [H +]) ، اما براي يافتن [H +] بايد از ثابت تفكيك اسيد (Ka) استفاده كنيد. دو روش اصلي براي حل غلظت يون هيدروژن وجود دارد. يكي شامل معادله درجه دوم است. ديگري فرض مي كند كه اسيد ضعيف به سختي در آب از هم جدا شده و pH را تقريباً تقريبي مي كند. كدام يك را انتخاب مي كنيد به اين بستگي دارد كه به جواب دقيق نياز داريد. براي مشق شب ، از معادله درجه دوم استفاده كنيد. براي برآورد سريع در آزمايشگاه ، از تقريبي استفاده كنيد. pH يك مشكل اسيد ضعيف pH محلول اسيد بنزوئيك 0.01 ميلي متر چقدر است؟ با توجه به: بنزوئيك اسيد Ka = 6.5 x 10-5 راه حل بنزوئيك اسيد در آب از هم جدا مي شود: C6H5COOH → H + + C6H5COO- فرمول Ka: Ka = [H +] [B -] / [HB] جايي كه: [H +] = غلظت يونهاي H + [B-] = غلظت يون هاي پايه مزدوج [HB] = غلظت مولكولهاي اسيد جدا نشده براي واكنش HB → H + + B- بنزوئيك اسيد يك يون H + را براي هر C6H5COO- يون جدا مي كند ، بنابراين [H +] = [C6H5COO-]. بگذاريد x غلظت H را نشان دهد كه از HB جدا مي شود ، سپس [HB] = C - x در جايي كه C غلظت اوليه است. اين مقادير را در معادله Ka وارد كنيد: Ka = x · x / (C -x) Ka = x² / (C - x) (C - x) Ka = x² x² = CKa - xKa x² + Kax - CKa = 0 حل براي x با استفاده از معادله درجه دوم: x = [-b ± (b² - 4ac) ½] / 2a x = [-Ka + (Ka² + 4CKa) ½] / 2 ** توجه ** از نظر فني ، دو راه حل براي x وجود دارد. از آنجا كه x غلظت يونها را در محلول نشان مي دهد ، مقدار x نمي تواند منفي باشد. مقادير Ka و C را وارد كنيد: Ka = 6.5 x 10-5 C = 0.01 M x = 6 -6.5 10 10-5 + [(6.5 x 10-5) ² + 4 (0.01) (6.5 x 10-5)] ½} / 2 x = (-6.5 x 10-5 + 1.6 x 10-3) / 2 x = (1.5 x 10-3) / 2 x = 7.7 x 10-4 pH را بيابيد: pH = -log [H +] pH = -log (x) pH = -log (7.7 10 10-4) pH = - (- 3.11) pH = 3.11 پاسخ pH محلول بنزوئيك اسيد 0.01 M 3.11 است. راه حل: روش سريع و كثيف براي يافتن pH اسيد ضعيف اكثر اسيدهاي ضعيف به سختي در محلول جدا مي شوند. در اين محلول اسيد را تنها با 7.7 10 10-4 M. جدا كرد. غلظت اصلي 1 10 10-2 يا 770 برابر قوي تر از غلظت يون جدا بود. مقادير C - x در اين صورت ، بسيار نزديك C مي شوند كه بدون تغيير به نظر برسند. اگر C را براي (C - x) در معادله Ka جايگزين كنيم ، Ka = x² / (C - x) Ka = x² / C با اين كار ، نيازي به استفاده از معادله درجه دوم براي حل براي x نيست: x² = Ka · C x² = (6.5 x 10-5) (0.01) x² = 6.5 x 10-7 x = 8.06 x 10-4 pH را پيدا كنيد pH = -log [H +] pH = -log (x) pH = -log (8.06 x 10-4) pH = - (- 3.09) pH = 3.09 توجه داشته باشيد كه دو جواب تقريباً با يك تفاوت 0.02 تفاوت دارند. همچنين توجه داشته باشيد كه تفاوت بين روش اول و x روش x فقط 0.000036 M است. براي اكثر شرايط آزمايشگاهي ، روش دوم "به اندازه كافي خوب" و بسيار ساده تر است. قبل از گزارش مقدار ، كار خود را بررسي كنيد. pH يك اسيد ضعيف بايد كمتر از 7 باشد (خنثي نيست) و معمولاً براي اسيد قوي كمتر از مقدار است. توجه داشته باشيد استثنائاتي وجود دارد. به عنوان مثال ، pH اسيد هيدروكلريك براي يك محلول 1 ميلي متر 3.01 است ، در حالي كه pH اسيد هيدروفلوئوريك نيز كم است ، با مقدار 3.27 براي محلول 1 ميلي متر.