Kemiöversikt av pOH-beräkningar

Ibland uppmanas du att beräkna pOH snarare än pH. Här är en granskning av pOH-definitionen och ett exempel på beräkning.

Det finns flera sätt att definiera syror och baser, men pH och pOH hänvisar till vätejonkoncentration respektive hydroxidjonkoncentration. "P" i pH och pOH står för "negativ logaritm av" och används för att göra det lättare att arbeta med extremt stora eller små värden. pH och pOH är endast meningsfulla när de appliceras på vattenhaltiga (vattenbaserade) lösningar. När vatten dissocierar ger det en vätejon och en hydroxid.

H₂O ⇆ H⁺ + OH^-

Kom ihåg att [] avser molaritet, M. när du beräknar pOH.

K_w = [H⁺][ÅH^-] = 1x10^-14 vid 25 ° C
för rent vatten [H⁺] = [OH^-] = 1x10^-7
Syralösning: [H⁺]> 1x10^-7
Grundläggande lösning: [H⁺] <1x10^-7

Det finns några olika formler du kan använda för att beräkna pOH, hydroxidjonkoncentrationen eller pH (om du vet pOH):

pOH = -log₁₀[ÅH^-]
[ÅH^-] = 10^-pOH
pOH + pH = 14 för vilken vattenlösning som helst

Hitta [OH^-] givet pH eller pOH. Du får att pH = 4,5.

pOH + pH = 14
pOH + 4,5 = 14
pOH = 14 - 4,5
pOH = 9,5

[ÅH^-] = 10^-pOH
[ÅH^-] = 10^-9.5
[ÅH^-] = 3,2 x 10^-10 M

Hitta hydroxidjonkoncentrationen i en lösning med en pOH på 5,90.

pOH = -log [OH^-]
5,90 = -log [OH^-]
Eftersom du arbetar med logg, kan du skriva om ekvationen för att lösa för hydroxidjonkoncentrationen:

[ÅH^-] = 10^-5.90
För att lösa detta använder du en vetenskaplig kalkylator och anger 5,90 och använder +/- knappen för att göra det negativt och tryck sedan på 10^x nyckel. På vissa kalkylatorer kan du helt enkelt ta den omvända loggen på -5,90.

[ÅH^-] = 1,25 x 10^-6 M

Hitta pOH för en kemisk lösning om hydroxidjonkoncentrationen är 4,22 x 10^-5 M.

pOH = -log [OH^-]
pOH = -log [4,22 x 10^-5]

För att hitta detta på en vetenskaplig kalkylator, ange 4,22 x 5 (gör det negativt med +/-), tryck på 10^x och tryck på lika för att få in numret vetenskaplig notation. Tryck nu på logg. Kom ihåg att ditt svar är det negativa värdet (-) för detta nummer.
pOH = - (-4,37)
pOH = 4,37

Vatten, vare sig det är på egen hand eller en del av en vattenlösning, genomgår självjonisering som kan representeras av ekvationen:

2 H₂O ⇆ H₃O⁺ + OH^-

Jämvikt bildas mellan det förenade vattnet och hydronium (H₃O⁺) och hydroxid (OH^-) joner. Uttrycket för jämviktskonstanten Kw är:

K_w = [H₃O⁺][ÅH^-]

Strängt taget är detta förhållande bara giltigt för vattenlösningar vid 25 ° C eftersom det är när värdet på K_w är 1 x 10^-14. Om du tar loggen på båda sidorna av ekvationen:

logg (1 x 10)^-14) = logg [H₃O⁺] + logg [OH^-]

(Kom ihåg att när siffrorna multipliceras läggs deras loggar till.)

logg (1 x 10)^-14) = - 14
- 14 = log [H₃O⁺] + logg [OH^-]

Multiplicera båda sidor av ekvationen med -1:

14 = - logg [H₃O⁺] - logg [OH^-]

pH definieras som - log [H₃O⁺] och pOH definieras som -log [OH^-], så blir relationen:

14 = pH - (-pOH)
14 = pH + pOH