Chemie

Anonym Tofemez16.06.2019 17:05 Nahlásit
Dobrý den, mám dotaz ohledně ph, vím že se jedná o (-log molární koncentrace H30+
Chápu že když máme vodu tak Vždy bude pKw = -log Kw = 14 , protože H30+ a OH- mají stejnou koncentraci v neutrální vodě, když je -log(H30+) = <1;7) pak je kyselé ; když (7;14> pak je zásadité. Ale nesedí mi jedna věc že když počítáme ve škole příklady kde již nemáme samotnou vodu ale roztok kyseliny a vody, např HA+ H20 => H30+ + A- můžem uvést, že molární koncentrace H30+ = HA , => když chceme spočítat koncentraci HA , počítáme pořád vlastně koncentraci H30+, Takto sme to měli uvedené , a i tam bylo dopsano že pH ( -logH30+) = -log HA , sem z toho dost zmatený,

děkuji za odpověd

Odpovědi

Přidat odpověď ▾

Diskuze

Soudruh_K16.06.2019 17:45 Nahlásit
Pokud je koncentrace silného elektrolytu vyšší než 10^(-3) - někdy se uvádí jiná čísla, na tom nesejde, tak pak můžeme zanedbat iontový součin vody (protože je to velmi malé číslo) a uvažovat, že jediný zdroj H30+, popř. OH- je onen silný elektrolyt. Proto například při velmi ředěných roztocích dojde k vybočení ze stupnice pH a musíme opět tento iontový součin vody vzít v úvahu, stejně tak při přesnějších výpočtech se neuvažuje koncentrace těchto iontů, ale jejich aktivita.
Mezek16.06.2019 20:21 Nahlásit
Takhle bych to neinterpretoval. Ale vezměme, že náme koncentraci silné jednosytné kyseliny 10^-4 mol/dm3. Ta uvloní 10^-4 mol/dm3 iontů H3O+. Na reakci s nadbytkem OH- se spotřebuje v 1 dm3 roztoku
10^-7 - 10^-10 přibližně 9,9*10^-8 mol H+. Je jasné, že pokles koncentrace h3O+ v důsledku tohoto děje je zanedbatelný. Musíme s tím počítat až při koncentraci kyseliny cca 10^-6 mol/dm3 a menší.
Mezek17.06.2019 07:46 Nahlásit
Idealizované chování iontů v roztoku neuvažuje se vzájemným působením iontů. Při koncentracích vyšších než cca 10^-3 mol/dm3 je ale vzájemné působení iontů tak významné, že jej nelze zanedbat. Roztok se pak chová v některých ohledech jakoby koncentrace iontů byla nižší než jejich analytická koncentrace. Na příklad rozpustnost AgCl v čisté vodě je menší, než v roztoku KNO3 a roste s koncentrací KNO3. Ionty K+ a NO3- se bezprostředně pochodů rezpouštění AgCl neúčastní, ale svým působením aktivitu iontů Ag+ a Cl- snižují. Rozdíl mezi analytickou koncentrací iontu a jeho aktivitou, zjištěnou na příklad měřením elektrodového potenciálu vyjadřuje aktivitní koeficient γ a Závisí na "iontové síle roztoku", která zahrnuje všechny ionty v daném roztoku.
Na aktivitě se nepodílejí částice bez náboje..
Přidat komentář do diskuze ▾