Jämviktsberäkning
Jag har endast ställt upp reaktionsformeln. Hoppas någon kan hjälpa mig.
Ta bort natriumjonerna ur formeln, de är åskådarjoner och deltar inte i reaktionen.
Ac- + H2O <—> HAc + OH-
Nästa steg är att rita en tabell med koncentrationerna för ämnena vid start, hur mycket de ändras och vad som finns vid jämvikt.
Jag kom fram till en ekvation som du kan se men jag undrar om jag kan försumma x i nämnaren där det står (0,05-x)^2. Jag har hört att man kan göra så men varför är det okej?
Jag löste dock den genom att försumma det x i nämnaren och fick då att x=1,18•10^-6. Sedan -log på den roten för att få pOH. Sedan 14 - pOH så fick jag 8=pH. Är det rätt?
Ser inte någon ekvation(?)
Ja, du kan försumma i nämnaren men du måste alltid motivera varför. Se motivering i spoiler, men försök först själv att klura ut varför.
Visa spoiler
När jämviktskonstanten är väldigt liten, alltså K<<1, innebär det att väldigt lite av reaktanterna omvandlas till produkter. Med andra ord kommer man att ha ungefär lika mycket av reaktanterna vid jämvikt som man hade innan jämvikten ställde in sig. Matematiskt innebär det att .
Innan jag kollar på spoiler gissar jag på att det är för att det är en svag bas så vid jämvikt kommer vi ha ungefär lika många acetatjoner som från början. Detta eftersom Kb-värdet är så pass lågt så endast en liten del av acetatjonerna kommer ta upp vätejoner.
Ok nu såg jag spoiler. Men hur ska man avgöra var gränsen går när det gäller K-värdet?
Det finns ingen skarp gräns, ju större Kb är desto större blir avvikelsen mot det ”riktiga” svaret. Men man kan kontrollräkna om man vill. Vad får du för värde på Kb om du använder alla koncentrationer vid jämvikt?
2.8 gånger 10^-11 mol/dm^3
Ja, så det stämmer ganska bra. Du kan såklart räkna ut pH den långa vägen utan att göra antaganden du gjorde och jämföra med svaret du fick ut med antagandet. Då får du en andragradsekvation du måste lösa.
