Che cos'è # [OH ^ -] # in una soluzione che ha un # [H_3O] = 1.0 * 10 ^ -6 # # M #?

La risposta può essere ottenuta in due modi:

1. #color(red)("Use the auto-ionization constant of water equation, Kw:"#
   
   Tutto quello che dovresti fare è riorganizzare l'equazione per risolvere #[OH^(-)]# dividendo entrambi i lati dell'equazione per #[H_3O^(+)]:#

#[OH^(-)] =(1.0xx10^(-14))/[[H_3O^(+)]]#

Collegare la concentrazione nota di #H_3O^(+)# ioni:
#[OH^(-)] =(1.0xx10^(-14))/(1.0xx10^(-6))#

#[OH^(-)] = 1.0xx10^(-8)M#

2.
Determina il pH della soluzione prendendo il logaritmo negativo
(-log) della concentrazione di #H_3O^(+)# ioni.

#pH = -log(1.0xx10^(-6)) = 6#

Quindi ottenere il pOH usando l'equazione: #pH + pOH = 14#. Riorganizzare per risolvere per pOH:

#pOH = 14 - 6 = 8#

Infine, prendi l'anti log (inverso del logaritmo naturale), #10^("negative number")# del pOH per ottenere la concentrazione di #OH^(-)# ioni.

#10^(-pOH)#
#10^(-8) = 1.0xx10^(-8)M#