Upload
karin-jocelyn-mosley
View
255
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
The pH of rainwater collected in a certain region of the northeastern United States on a particular day was 4.82. What is the H+ ion concentration of the rainwater?
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M
The OH- ion concentration of a blood sample is 2.5 x 10-7 M. What is the pH of the blood?
pH + pOH = 14.00
pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60
pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40
تدريب : يساوي [ +H] لمحلول يحتوي على تركيزpOH و pHاحسب قيمة )1(
2.0 x 10-3 .موالر 3.70 تساوي pH في محلول قيمة [-HO] و [+H]احسب )2( جم 0.31 مل ويحتوي على 400 لمحلول حجمه pOH و pHاحسب )3(
Ba(OH)2من هيدروكسيد الباريوم
الفصل الثاني بالباب وحلول مسائل كتاب في اإلجابة توجد .7للتأكد
Strong Electrolyte – 100% dissociation
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)H2O
Weak Electrolyte – not completely dissociated
CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq)
Strong Acids are strong electrolytes
HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)
HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq)
H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq)
HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)
Weak Acids are weak electrolytes
HNO2 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO2- (aq)
HSO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + SO4
2- (aq)
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
Strong Bases are strong electrolytes
NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)H2O
KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)H2O
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq)H2O
F- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HF (aq)
Weak Bases are weak electrolytes
NO2- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HNO2 (aq)
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
Weak Acids (HA) and Acid Ionization Constants
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Ka =[H+][A-][HA]
Ka is the acid ionization constant
What is the pH of a 0.5 M HF solution (at 250C)?
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) Ka =[H+][F-][HF]
= 7.1 x 10-4
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)
Initial (M)
Change (M)
Equilibrium (M)
0.50 0.00
-x +x
0.50 - x
0.00
+x
x x
Ka =x2
0.50 - x= 7.1 x 10-4
Ka x2
0.50= 7.1 x 10-4
0.50 – x 0.50Ka << 1
x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M
[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72
[HF] = 0.50 – x = 0.48 M
What is the pH of a 0.122 M monoprotic acid whose Ka is 5.7 x 10-4?
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Initial (M)
Change (M)
Equilibrium (M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
Ka =x2
0.122 - x= 5.7 x 10-4
Ka x2
0.122= 5.7 x 10-4
0.122 – x 0.122Ka << 1
x2 = 6.95 x 10-5
x = 0.0083 M
pH = -log[H+] = -log[0.0083] = 2.08
Ka =x2
0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0
ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac
2ax =
x = 0.0081 x = - 0.0081
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Initial (M)
Change (M)
Equilibrium (M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09
وهي : مباشرة التالية المعادلة تطبيق يتم آخر حل
= 5.7 x 10-4 x 0.122 = 0.0083 M aa C . K ] H[
aa C . K ] H[
(1) Find the pH of a 0.135 M aqueous solution of periodic acid (HIO4), for which Ka = 2.3 10-2.
A. 1.25 B. 3.28 C. 1.17D. 1.34 E. 1.64
(2) Find the pH of a 0.183 M aqueous solution of hypobromous acid (HOBr), for which Ka = 2.06 10-9.
A. 4.71 B. 8.69 C. 3.97D. 4.34 E. 9.28
= 2.3 x 10-2 x 0.135 = 0.0557 M
pH = - log [0.0557] = 1.25
= 2.06 x 10-9 x 0.183 = 1.94 x 10-5 M
pH = - log [1.94 x 10-5] = 4.71
aa C . K ] H[
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
Weak Bases and Base Ionization Constants
Kb =[NH4
+][OH-][NH3]
Kb is the base ionization constant
Solve weak base problems like weak acids except solve for [OH-] instead of [H+].
مل 200 في محلول حجمه +Ba2 و -(OH) احسب التركيز بالموالرية لكل من أيونات مثال : . Ba(OH)2 جم من هيدروكسيد الباريوم 0.612ويحتوي على
جم 0.612 يتم أوال حساب عدد موالت هيدروكسيد الباريوم بداللة كتلته الحـل : جم/مول 137.34 + )16 + 1 ( 2 = 171.34 = .(Mol. wt)ووزنه الجزيئي
13
mol.gm 34.171
gm 612.0 10 6.3
= عدد موالت هيدروكسيد الباريوم = مول إذا
)L(V
)mole(n
1000
200106.3
0179.0M3
والتركيز بالموالرية M =
قوية +Ba(OH)2(S) Ba2 قاعدة(aq) + 2 HO-1
(aq)
= : بعد معرفة التركيز الحجمي بالموالرية . يتم كتابة معادلة تأين اإللكتروليت Ba(OH)2ثانيا
+Ba2 و -(OH)الموزونة وذلك لحساب تركيز كل من أيونات
موالر 0.0179 صفر موالر صفر موالرفي البداية: موالرx 0.0179 + - 0.0179 2+ 0.0179بعد الذوبانية:
صفر موالر موالر0.179 موالر 0.0358النتيجة:
موالر . 1 = 2 × 0.0179 = 0.0358-(HO)2تركيز أيونات الهيدروكسيد للمحلول. pHواآلن أحسب قيمة الـ موالرBa2+ = 0.179وتركيز أيونات الباريوم
pH = 12.55اإلجابة :
الـ قيمة قيمة xتهمل Kbالنمن 1اصغر
What is the pH of a 0.40 M Ammonia solution? (if the Kb = 1.8 x 10-5)
(a) 11.43 (b) 12.43 (c) 2.57 (d) 3.57
NH3 + H2O NH4+ + HO-
0.4M 1M 0 0
0.4 – x 1M x x
Kb = [x][x] ÷ [0.4-x] = 1.8 x 10-5
X2 = 1.8 x 10-5 X 0.4 = 7.2 X 10-6 X = 7.2 X 10-6 = 2.68 X 10-3
pOH = - log 2.68 x 10-3 = 2.57 pH = 14-2.57 = 11.43
وهي : مباشرة التالية المعادلة تطبيق يتم آخر حل
= 1.8 x 10-5 X 0.4 = 2.7 x 10-3
pH = -log 2.7 x 10-3 = 2.57 pH = 14-2.57 = 11.43
bb C . K ]HO[
bb C . K ]HO[ يتم التطبيق المباشر على
Kb = 1.8 x 10-10حيث المعطاة بالمسألة هي : ثابت االتزان للقاعدة الضعيفة األمونيا موالر Cb = 0.10وتركيزها
M 10 342.1 1.0 10 8.1 ]HO[ -310
تأينه 0.10محلول مثال : ثابت األمونيا من . Kb = 1.8 x 10-5موالرقيم للمحلول .pOHو pHاحسب
pOH = - log 1.342 x 10-3 = 2.87
pH = 14 – 2.87 = 11.13