Beregning af koncentrationer af hydronium (H₃O⁺) og hydroxid (OH⁻) i vandige opløsninger

At forstå ligevægten mellem hydronium (H₃O⁺) og hydroxid (OH⁻)-ioner er afgørende for nøjagtige pH-beregninger i vandig kemi.

Vand (H₂O) er et polært opløsningsmiddel, der forbigående kan binde en proton (H⁺) og danner hydroniumionen. I sure opløsninger dominerer [H₃O⁺] over [OH⁻], og deres produkt er fikseret af vanddissociationskonstanten.

Ionproduktkonstant for vand (Kₑₐ)

Ved 25°C er dissociationskonstanten for vand:
Kw=1,0×10⁻¹⁴=[H₃O⁺][OH⁻]

Dette forhold giver dig mulighed for at beregne en ions koncentration, hvis den anden er kendt.

Beregning af H₃O⁺ ud fra OH⁻

Brug den omarrangerede formular:
[H₃O⁺]=Kw/[OH⁻]

Eksempel 1: Hvis [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M, så

[H3O⁺]=(1,0×10⁻¹⁴)/(4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M.

Beregning af OH⁻ fra H₃O⁺

Tilsvarende:
[OH⁻]=Kw/[H₃O⁺]

Eksempel 2: For [H₃O⁺]=3,7×10⁻⁵M,

[OH⁻]=(1,0×10⁻¹⁴)/(3,7×10⁻⁵)=2,7×10⁻¹⁰M.

Udledning af H₃O⁺ fra syremolaritet

Når syrens molaritet er kendt, følger hydroniumkoncentrationen syrens dissociationsstøkiometri.

Eksempel 3:0,5 M HCl i 2,0 L

HCl⇌H⁺+Cl⁻  ⇒ H⁺+H₂O⇌H₃O⁺

Fordi de støkiometriske koefficienter for HCl og H₃O⁺ begge er 1, [H₃O⁺]=[HCl]=0,5M .

Eksempel 4:0,5 M H₂SO4 i 2,0 L

H₂SO4⇌2H⁺+SO₄²⁻  ⇒ 2H⁺+2H₂O⇌2H₃O⁺

Med en støkiometrisk koefficient på 2 for H₃O⁺, [H₃O⁺]=2×0,5M=1,0M .