Ljestvica pH kreće se od 0 do 14 i mjeri kiselost ili lužnatost. U učionici ili laboratoriju mnoge su prednosti poznavanja pH neke tvari. PH se može koristiti za određivanje što je tvar i kako će reagirati u određenim okolnostima.
Također se može koristiti za određivanje koncentracije hidronijevih ili hidroksidnih iona, što može dovesti do određivanja koncentracije ostalih iona u otopini.
Možete koristiti pH-jednadžbu u nastavku da biste izvršili izračun za rješavanje nepoznanica.
Vodikovi ioni (H +) u vodenim otopinama tvore veze s molekulama vode da bi stvorili hidronijeve ione (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH−
Jednadžba pH
Sljedeća jednadžba temeljna je i korisna osnova kemije i može se smatrati donekle pH kalkulatorom. Ako znate pH, možete riješiti koncentraciju hidronijevih iona i obratno, možete riješiti pH, ako znate koncentraciju hidronijevih iona.
pH = - log [H3O +]
PH otopine jednak je negativnom logaritmu koncentracije hidronijevih iona (H3O +).
Primjer 1: Pronađite pH od [H3O +].
U uzorku od 1,0 L 0,1 M klorovodične kiseline (HCl) koncentracija hidronijevih iona je 1 × 10
-1. Što je pH?pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
Pretvorba pH
Primjer 2: Pronađi [H3O +] od pH
Ako je pH otopine 4,3. Kolika je koncentracija hidronijevih iona?
Prvi korak je da preurediti the jednadžba:
[H30 +] = 10−pH
[H30 +] = 10−4.3 [H30 +] = 5,01 × 10-5
Primjer 3: Što ako je baza?
Upotrijebite konstantu ionskog produkta za vodu (Kw).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Koliki je pH otopine ako je [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Korak 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H30 +] = 0,25 × 10-3
Korak 2
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Značajne brojke
Iako su pravila za određivanje značajnih brojki prilično kruta, izračuni za pH donekle su posebni po tome što samo brojevi do desno od decimale računaju se kao sig smokve!
Konstanta disocijacije kiseline (Ka)
Konstanta disocijacije kiseline dio je kiseline u ioniziranom obliku. Slabe kiseline imaju mali Ka vrijednosti jer većina kiseline ostaje nerazdvojena. Ugljična kiselina dobar je primjer slabe kiseline. Jednadžba ravnoteže je:
H2CO3 (vodeno) ↔ HCO3 (vod.) − + H+ (vodeno) Ka = 4,3 x 10-7
Budući da je ugljična kiselina diprotna kiselina, i može donirati još jedan H+, druga jednadžba disocijacije je:
HCO3(vod.)− ↔ CO32−(vodeno) + H+ (vodeno) Ka = 4,8 x 10-11
Jake kiseline imaju velike konstante disocijacije; potpuno se disociraju u vodi. Dušična kiselina dobar je primjer jake kiseline. Jednadžba ravnoteže za dušičnu kiselinu je:
HNO3 (aq) ↔ NE2− + H+ Ka = 40
Ka vrijednost 40 znatno je značajnija od vrijednosti ugljične kiseline, koja je bila 4,3 x 10-7.