pH i vattenlösning

Ja antar att du bara har gjort ett slarvfel och skrivit reaktionen med NaOH istället för NH3.

Du har en startkoncentration på 0,100 M OH- från NaOH.

Hur vet du att man ska ta den reaktionen ? :s

$$\begin{gathered} 2N{H}_3\leftrightarrow N_2+3H_2 \\ 0,100 0 0 \\ -x 0 0 \\ 0,100-x x x \\ kw =\hspace{0.17em}kb *\hspace{0.17em}ka \\ ka\hspace{0.17em}= {10}^{-14}/1,8*{10}^{-5}=5,56 * {10}^{-10} \\ x =\hspace{0.17em}sqrt (0,100 * 5,56*{10}^{-10})\hspace{0.17em}\hspace{0.17em}\hspace{0.17em}= 7,46 * {10}^{-6} \\ \left[H+\right]=-lg(7,46 * {10}^{-6}) =\hspace{0.17em}5,13 \end{gathered}$$

Måste göra något riktigt fel :S

Ja, det gör du. Reaktionen är $NH_3 + H_2O \Leftrightarrow NH_4^+ + OH^-$.

Men finns det någon regel för när man ska lägga till vatten och inte ? fast nu stod det vattenlösning dock! Tack, ska prova på nytt.

När det handlar om pH-värden är det alltid i vattenlösning.

Men blir ingen skillnad för blir pH = 11,11 som jag fick innan :s 

Det går nog bättre om du sätter in att initialkoncentrationen av hydroxidjoner är 0,100 mol/dm3. Vad blir jämviktskoncentrationen?

$$\begin{gathered} N{H}_{3 }+ H_{2}O\leftrightarrow N{H_4}^{+}+ O{H}^{-} \\ 0,100 0 0 \\ -x x x \\ 0,100-x x x \\ k=\frac{x^2}{0,100-x}=1,8*{10}^{-5} \\ Försummar x i nämnaren \\ x= \sqrt{0,100 * 1,8 * {10}^{-5}}=0,0013 \end{gathered}$$

Du har fortfarande 0,100 M som startkoncentration för OH-.

är OH vid jämvikt 0,100+x ? 

Det stämmer

                    NH3 +        H2O <-> NH4+ + OH-

Jämvikt:    0,100-x                        0            0,100+x

Blir tokig på denna uppgift ;) 

Nej, jämviktskoncentrationen av ammoniumjoner skall fortfarande vara x.