Che cos'è [#OH ^ - #] in una soluzione di pH 3.00?

Per questa risposta, utilizziamo la formula:
#pH+pOH =14#
Possiamo scrivere così:
#pOH =14-pH#

Dal pH= 3 è dato, calcoliamo pOH
#pOH=14-3=11#

Ora il #[OH^"-"]# può essere calcolato dal pOH usando questa formula: #[OH^"-"]=10^(-pOH)#
Otteniamo: #[OH^"-"]=10^(-11)#
Per ulteriori informazioni sul pH, controllare qui!

-------------------------------------------------- --------

In che modo #pH+pOH =14# stabilito?
In acqua, si verifica la seguente reazione (ionizzazione):
#2 H_"2"O -> H_"3"O^"+" + OH^"-"#

Pertanto, l'equilibrio può essere scritto come
#K_"c"=([H_"3"O^"+"]*[OH^"-"])/[H_"2"O]#
Dal momento che l'acqua è il solvente qui, non prendiamo in considerazione la concentrazione di acqua (è molto grande). Otteniamo la seguente espressione:
#K_"c"=[H_"3"O^"+"]*[OH^"-"]#

The #K_"c"# in questa equazione rappresenta un numero speciale perché parliamo della ionizzazione dell'acqua. Pertanto denotiamo #K_"c"# as #K_"w"#. Il valore di #K_"w"# è misurato a 25 ° C.
#K_"w" (25°C) = 1*10^(-14)#
Questo significa che possiamo dire:
#K_"c"=K_"w"=[H_"3"O^"+"]*[OH^"-"]=1*10^(-14)#

Per ottenere dal #[H_"3"O^"+"]# (concentrazione #H_"3"O^"+"#) al pH, utilizziamo la seguente formula:
#pH=- log[H_"3"O^"+"]#
Lo stesso vale per il #[OH^"-"]#, poiché definiamo pOH come
#pOH=-log[OH^"-"]#

Ora, se prendiamo il registro da entrambi i lati del #K_"w"# equazione, otteniamo:
#log(1*10^(-14))=log([H_"3"O"]*[OH^-])#
Una regola matematica ci dice che la moltiplicazione all'interno della funzione logaritmica è la stessa dell'aggiunta di questi logaritmi. Quindi otteniamo
#log(10^(-14))=log[H_"3"O"]+log[OH^-]#

E ora possiamo usare le definizioni di pOH e OH! Noi abbiamo:
#log(10^(-14))=-pH -pOH#
con i #log(10^(-14))=-14# otteniamo la nostra funzione
#-pH-pOH =-14#
Che è lo stesso di
#pH+pOH=14#