PH-skalaen varierer fra 0 til 14 og er et mål for surhedsgrad eller alkalinitet. I klasseværelset eller laboratoriet er der mange fordele ved at kende et stofs pH. PH kan bruges til at bestemme, hvad et stof er, og hvordan det vil reagere under visse omstændigheder.
Det kan også bruges til at bestemme koncentrationen af hydronium- eller hydroxidioner, hvilket kan føre til bestemmelse af koncentrationen af andre ioner i opløsningen.
Du kan bruge pH-ligningen nedenfor til at udføre beregningen for at løse for ukendte.
Hydrogenioner (H +) i vandige opløsninger danner bindinger med vandmolekyler til dannelse af hydroniumioner (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH−
pH-ligning
Den følgende ligning er en grundlæggende og nyttig hæfteklamme inden for kemi og kan ses som noget af en pH-regnemaskine. Hvis du kender pH, kan du løse for hydroniumionkoncentrationen og omvendt kan du løse for pH, hvis du kender koncentrationen af hydroniumioner.
pH = - log [H3O +]
PH i en opløsning er lig med den negative logaritme af hydroniumion (H3O +) koncentrationen.
Eksempel 1: Find pH fra [H3O +].
I en 1,0 l prøve af 0,1 M saltsyre (HCI) er koncentrationen af hydroniumioner 1 × 10-1. Hvad er pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
pH-konvertering
Eksempel 2: Find [H3O +] fra pH
Hvis opløsningens pH er 4,3. Hvad er koncentrationen af hydroniumioner?
Det første skridt er at omarrangere det ligning:
[H3O +] = 10−pH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
Eksempel 3: Hvad hvis det er en base?
Brug ionproduktkonstanten til vand (Kw).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Hvad er pH i en opløsning, hvis [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Trin 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
Trin 2
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Signifikante tal
Selvom reglerne for bestemmelse af væsentlige tal er ret stive, er beregningerne for pH noget specielle, idet kun tallene til højre decimal tælles som sig figner!
Syredissociationskonstant (Ka)
Syredissociationskonstanten er den del af en syre i ioniseret form. Svage syrer har små K-en værdier, fordi størstedelen af syren forbliver usepareret. Kulsyre er et godt eksempel på en svag syre. Ligevægtsligningen er:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (aq) K-en = 4,3 x 10-7
Da kulsyre er en diprotinsyre og kan donere en anden H+, den anden dissociationsligning er:
HCO3(aq)− ↔ CO32−(aq) + H+ (aq) K-en = 4,8 x 10-11
Stærke syrer har store dissociationskonstanter; de adskiller sig fuldstændigt i vand. Salpetersyre er et godt eksempel på en stærk syre. Ligevægtsligningen for salpetersyre er:
HNO3 (aq) ↔ NEJ2− + H+ K-en = 40
K-en værdien på 40 er væsentligt mere signifikant end værdien af kulsyre, som var 4,3 x 10-7.