Qual é o # [OH ^ -] # em uma solução que possui um # [H_3O] = 1.0 * 10 ^ -6 # # M #?

A resposta pode ser obtida de duas maneiras:

1. #color(red)("Use the auto-ionization constant of water equation, Kw:"#
   
   Tudo o que você precisa fazer é reorganizar a equação a ser resolvida #[OH^(-)]# dividindo os dois lados da equação por #[H_3O^(+)]:#

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

Conecte a concentração conhecida de #H_3O^(+)# íons:
#[OH^(-)] =(1.0xx10^(-14))/(1.0xx10^(-6))#

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

2.
Determinar o pH da solução, tomando o logaritmo negativo
(-log) da concentração de #H_3O^(+)# íons.

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

Em seguida, obtenha o pOH usando a equação: #pH + pOH = 14#. Reorganize para resolver o pOH:

#pOH = 14 - 6 = 8#

Por fim, você toma o anti log (inverso do logaritmo natural), #10^("negative number")# do pOH para obter a concentração de #OH^(-)# íons.

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