Stężenia w reakcjach i stałe równowagi.

GluEEE · Post autor: **GluEEE** » 12 wrz 2013, o 20:38

Czy w reakcji zachodzącej idealnie do końca np. \(\displaystyle{ HCl---> H ^{+} + Cl^{-}}\) stężenie HCl jest równe stężeniu jonów wodorowych oraz stężeniu jonów chlorkowych?

Jak jest z tym w reakcji nieidealnej (o innej stałej równowagi niż nieskończoność)?

Wiora · Post autor: **Wiora** » 14 wrz 2013, o 22:09

HCl dysocjuje praktycznie do końca, w uproszczeniu można przyjąć, że stężenie jonów wodorowych i chlorkowych jest równe stężeniu HCl.
Dla roztworów słabo dysocjujących to już nie działa w ten sposób. Wtedy warto korzystać np. ze stopnia dysocjacji. Może pytasz o jakiś konkretny przykład? Jeśli tak, to podaj, zrobimy.

GluEEE · Post autor: **GluEEE** » 15 wrz 2013, o 14:20

Okej. Dziękuję. A jak policzyć pH roztworu bardzo rozcieńczonego? (Wtedy, kiedy trzeba uwzględnić autoprotolizę wody.).

stojekl · Post autor: **stojekl** » 15 wrz 2013, o 16:04

Z elektroobojętności roztworu:
\(\displaystyle{ [H^+] = [Cl^-] + [OH^-]}\)

GluEEE · Post autor: **GluEEE** » 15 wrz 2013, o 16:10

A mógłbyś jaśniej ?

stojekl · Post autor: **stojekl** » 16 wrz 2013, o 00:24

Całkowity ładunek roztworu musi być równy zero więc kationów jest tyle samo co anionów. Jedyne obecne w roztworze kationy to protony, wśród tych drugich mamy aniony chlorkowe i wodorotlenowe.

Wobec tego w stałej objętości mamy:
\(\displaystyle{ [H^+] = [Cl^-] + [OH^-]}\)
Aniony chlorkowe pochodzą tylko z dysocjacji (mocnego) kwasu, więc:
\(\displaystyle{ [Cl^-] = c_{HCl}}\)
Po dysocjacji kwasu musi się również zgadzać iloczyn jonowy wody:
\(\displaystyle{ K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}}\)
skąd mamy:
\(\displaystyle{ [OH^-] = \frac{K_w}{[H^+]}}\)

Dalej tylko wstawić i rozwiązać.

Zauważ że przy wysokich stężeniach kwasu \(\displaystyle{ [Cl^-]>>[OH^-]}\) i pierwsze równanie upraszcza się do: \(\displaystyle{ [H^+] \approx [Cl^-]}\).