Garantie de satisfaction à 100% Disponible immédiatement après paiement En ligne et en PDF Tu n'es attaché à rien
logo-home
Summary Complete Acid Base Equilibria Revision Notes (A Level Edexcel) 3,65 €   Ajouter au panier

Resume

Summary Complete Acid Base Equilibria Revision Notes (A Level Edexcel)

2 revues
 87 vues  0 fois vendu
  • Cours
  • Établissement

Comprehensive study guide for Chemistry A Level, made by an Oxford Biochemistry student with all 9s at GCSE and 3 A*s at A Level! Information arranged by spec point. Notes written using past papers, textbooks and more.

Aperçu 2 sur 13  pages

  • 20 mars 2021
  • 13
  • 2020/2021
  • Resume

2  revues

review-writer-avatar

Par: maiamay • 2 année de cela

review-writer-avatar

Par: subiranapaili • 2 année de cela

avatar-seller
ACID-BASE EQUILIBRIA
Summary of calculations:
pH of a strong acid:
- pH = –log10[H+]
pH of a strong base:
- [H+] = Kw ÷ [OH-]
- pH = –log10[H+]
Mixing a strong acid and a strong base:
- Calculate which is in excess.
- Calculate pH as above (pH of a strong acid/pH of a strong base).
pH of a weak acid:
- Assume: [H+] = [A-], [HA]equilibrium = [HA]initial.
[HA]
- [H+] = Ka x -
[A ]
- pH = –log10[H+]
Mixing a strong base and a weak acid:
- HA + OH-  A- + H2O. Calculate concentration of each at equilibrium.
[HA]
- If acid is in excess: [H+] = Ka x , pH = –log10[H+]
[ A- ]
- If base is in excess: use Kw
pH of a buffer (upon adding solid salt):
[HA]
- [H+] = Ka x
[ A- ]
- [A-] = concentration of salt added. [HA] = initial concentration of acid.
- pH = –log10[H+]
The half-equivalence point of a weak acid-strong base reaction:
- Assume [HA] = [A-].
- pH = pKa
- [H+] = Ka


1. Know that a Brønsted–Lowry acid is a proton donor and a Brønsted–
Lowry base is a proton acceptor.
A Bronsted–Lowry acid is a proton (H+) donor.
A Bronsted–Lowry base is a proton (H+) acceptor.
- If the base is soluble in water, releasing OH - ions, it is an alkali.


2. Know that acid-base reactions involve the transfer of protons.

, A Bronsted-Lowry acid-base reaction – a reaction involving the transfer of
protons.

- HCl + NaOH ⇌ H2O + NaCl:
- The acid is HCl and the base is NaOH.
o We can write the ionic equation as H+ + OH- ⇌ H2O.
o The Cl- and Na+ are spectator ions.
- A proton (H+) is transferred from the acid to the base.


3. Be able to identify Brønsted–Lowry conjugate acid-base pairs.
Conjugate acid-base pairs – two compounds, one acid and one base, that can be
transformed from one to the other by transfer of protons.
- After an acid donates a proton, it becomes a conjugate base.
o The conjugate base can accept a proton to become the acid again.
o E.g. CH3COOH (aq) ⇌ CH3COO- (aq) + H+ (aq)
o The acid is ethanoic acid here, and the conjugate base is the ethanoate
ion.
- After a base accepts a proton, it becomes a conjugate acid.
o The conjugate acid can donate a proton to become the base again.
o E.g. NH3 (aq) + H+ (aq) ⇌ NH4+ (aq)
o The base is ammonia here, and the conjugate acid is the ammonium
ion.


4. Be able to define the term ‘pH.’
pH is a measure of the hydrogen ion concentration of a solution.
- pH = – log10[H+ (aq)]
- We use a logarithmic scale as there is such a large range of H +
concentrations. This makes numbers more manageable for calculations and
means that pH usually lies between 0 to 14.
- pH has no units.
- The higher the pH, the lower the concentration of protons (and vice versa).
- pH does not tell us about the strength of the acid; it only tells us about the
concentration of H+.


5. Be able to calculate pH from hydrogen ion concentration.
Use the equation pH = – log10[H+ (aq)]:
- The concentration of protons in a solution is 0.1 mol dm -3.
o pH = – log10[0.1] = 1.
- When the concentration of protons increases tenfold, pH decreases by one
unit.


6. Be able to calculate the concentration of hydrogen ions, in mol dm-3,
in a solution from its pH, using the expression [H+] = 10–pH.

Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:

Qualité garantie par les avis des clients

Qualité garantie par les avis des clients

Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.

L’achat facile et rapide

L’achat facile et rapide

Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.

Focus sur l’essentiel

Focus sur l’essentiel

Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.

Foire aux questions

Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?

Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.

Garantie de remboursement : comment ça marche ?

Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.

Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?

Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur Annaobriann. Stuvia facilite les paiements au vendeur.

Est-ce que j'aurai un abonnement?

Non, vous n'achetez ce résumé que pour 3,65 €. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.

Peut-on faire confiance à Stuvia ?

4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)

85443 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours

Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans

Commencez à vendre!

Récemment vu par vous


3,65 €
  • (2)
  Ajouter