A pH-skála 0 és 14 között mozog, és ez a savasság vagy lúgosság mértéke. A tanteremben vagy a laboratóriumban számos előnye van az anyag pH-értékének ismeretében. A pH segítségével meghatározható, hogy mi az anyag, és hogyan reagál bizonyos körülmények között.
Használható a hidronium- vagy hidroxid-ionok koncentrációjának meghatározására is, amely az oldatban lévő egyéb ionok koncentrációjának meghatározásához vezethet.
Az alábbi pH-egyenlet segítségével elvégezheti a számítást ismeretlenek megoldására.
A vizes oldatokban található hidrogénionok (H +) kötéseket képeznek a vízmolekulákkal, így hidroniumionokat (H3O +) képeznek.
2 H2O ==> H3O + + OH−
pH-egyenlet
A következő egyenlet a kémia alapvető és hasznos alapeleme, és kissé tekinthető a pH-kalkulátornak. Ha ismeri a pH-t, meg tudja oldani a hidroniumion-koncentrációt, és fordítva, meg tudja oldani a pH-értéket, ha ismeri a hidroniumionok koncentrációját.
pH = - log [H3O +]
Az oldat pH-ja megegyezik a hidroniumion (H3O +) koncentráció negatív logaritmusával.
1. példa: Keresse meg a pH-t a [H3O +] -tól.
1,0 liter 0,1 M sósav (HCl) mintában a hidroniumionok koncentrációja 1 × 10-1. Mi a pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
pH-konverzió
2. példa: Keresse meg a [H3O +] pH-tól
Ha az oldat pH-ja 4,3. Mekkora a hidroniumionok koncentrációja?
Az első lépés az átrendezni a egyenlet:
[H3O +] = 10−pH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
3. példa: Mi van, ha ez egy bázis?
Használja az ion-termék konstansát vízhez (Kw).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Mekkora az oldat pH-ja, ha [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
1. lépés
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
2. lépés
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Jelentős számok
Bár a szignifikáns számok meghatározásának szabályai meglehetősen merevek, a pH-ra vonatkozó számítások némileg különlegesek, mivel csak a a tizedesjegy joga sig fügének számítanak!
Savdiszociációs állandó (Ka)
A sav disszociációs állandója a sav ionizált formában lévő része. A gyenge savak kicsi K-vala értékeket, mert a sav nagy része disszociálatlan marad. A szénsav jó példa a gyenge savra. Az egyensúlyi egyenlet:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (aq) Ka = 4,3 x 10-7
Mivel a szénsav egy diprotinsav, és adhat még egy H-t+, a második disszociációs egyenlet:
HCO3(aq)− ↔ CO32−(aq) + H+ (aq) Ka = 4,8 x 10-11
Az erős savak nagy disszociációs állandóval rendelkeznek; teljesen disszidálnak a vízben. A salétromsav jó példa az erős savakra. A salétromsav egyensúlyi egyenlete:
HNO3 (aq) ↔ NEM2− + H+ Ka = 40
A Ka A 40-es érték lényegesen jelentősebb, mint a szénsavé, amely 4,3 x 10 volt-7.