Stupnice pH se pohybuje od 0 do 14 a je měřítkem kyselosti nebo zásaditosti. V učebně nebo laboratoři je znát pH látky mnoho výhod. Pomocí pH lze určit, co je látka a jak bude za určitých okolností reagovat.
Lze jej také použít ke stanovení koncentrace iontů hydronia nebo hydroxidu, což může vést ke stanovení koncentrace dalších iontů v roztoku.
Pomocí níže uvedené rovnice pH můžete provést výpočet pro řešení neznámých.
Vodíkové ionty (H +) ve vodných roztocích tvoří vazby s molekulami vody za vzniku hydroniových iontů (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH−
pH rovnice
Následující rovnice je základním a užitečným základem chemie a lze ji považovat za něco jako kalkulačka pH. Pokud znáte pH, můžete vyřešit koncentraci hydroniových iontů a naopak můžete vyřešit pH, pokud znáte koncentraci hydroniových iontů.
pH = - log [H3O +]
PH roztoku se rovná zápornému logaritmu koncentrace hydroniového iontu (H3O +).
Příklad 1: Najděte pH z [H3O +].
V 1,0 1 vzorku 0,1 M kyseliny chlorovodíkové (HCl) je koncentrace hydroniových iontů 1 × 10-1. Jaké je pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
Konverze pH
Příklad 2: Najít [H3O +] z pH
Pokud je pH roztoku 4,3. Jaká je koncentrace iontů hydronia?
Prvním krokem je přeskupit the rovnice:
[H3O +] = 10-PH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
Příklad 3: Co když je to základna?
Použijte konstantu iontového produktu pro vodu (K.w).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [ACH-]
Jaké je pH roztoku, pokud [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Krok 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [ACH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
Krok 2
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Významné údaje
I když jsou pravidla pro určování významných čísel poměrně přísná, výpočty pro pH jsou poněkud zvláštní v tom, že pouze čísla k právo na desetinné místo se počítají jako sig fíky!
Konstanta disociace kyseliny (Ka)
Kyselinová disociační konstanta je část kyseliny v ionizované formě. Slabé kyseliny mají malý K.A hodnoty, protože většina kyseliny zůstává nedisociovaná. Kyselina uhličitá je dobrým příkladem slabé kyseliny. Rovnovážná rovnice je:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (aq) K.A = 4,3 x 10-7
Protože kyselina uhličitá je kyselina diprotová, může darovat další H+, druhá disociační rovnice je:
HCO3(aq)− ↔ CO32−(aq) + H+ (aq) K.A = 4,8 x 10-11
Silné kyseliny mají velké disociační konstanty; úplně disociují ve vodě. Kyselina dusičná je dobrým příkladem silné kyseliny. Rovnovážná rovnice pro kyselinu dusičnou je:
HNO3 (aq) ↔ Č2− + H+ K.A = 40
KA hodnota 40 je podstatně významnější než hodnota kyseliny uhličité, která byla 4,3 x 10-7.