La scala del pH va da 0 a 14 ed è una misura dell'acidità o dell'alcalinità. In classe o in laboratorio, ci sono molti vantaggi nel conoscere il pH di una sostanza. Il pH può essere utilizzato per determinare cos'è una sostanza e come reagirà in determinate circostanze.
Può anche essere utilizzato per determinare la concentrazione di ioni idronio o idrossido, che può portare alla determinazione della concentrazione di altri ioni nella soluzione.
È possibile utilizzare l'equazione del pH di seguito per eseguire il calcolo per risolvere le incognite.
Gli ioni idrogeno (H+) in soluzioni acquose formano legami con molecole d'acqua per formare ioni idronio (H3O+).
2 H2O ==> H3O+ + OH-
Equazione del pH
La seguente equazione è un elemento fondamentale e utile della chimica e può essere vista come un calcolatore del pH. Se conosci il pH, puoi risolvere per la concentrazione di ioni idronio e viceversa, puoi risolvere per pH se conosci la concentrazione di ioni idronio.
pH = − log [H3O+]
Il pH di una soluzione è uguale al logaritmo negativo della concentrazione dello ione idronio (H3O+).
Esempio 1: Trova pH da [H3O+].
In un campione di 1,0 L di acido cloridrico (HCl) 0,1 M la concentrazione di ioni idronio è 1 × 10-1. Qual è il pH?
pH = − log [H3O+]
pH = − log (1 × 10-1 )
pH = − ( − 1)
pH = 1
Conversione del pH
Esempio 2: Trova [H3O+] da pH
Se il pH della soluzione è 4,3. Qual è la concentrazione di ioni idronio?
Il primo passo è riorganizzare il equazione:
[H3O+] = 10−pH
[H3O+] = 10−4.3 [H3O+] = 5,01 × 10-5
Esempio 3: e se fosse una base?
Utilizzare la costante del prodotto ionico per l'acqua (Kw).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O+] × [OH]
[H3O+] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Qual è il pH di una soluzione se [OH-] = 4.0 x 10-11 M?
Passo 1
[H3O+] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O+] = ( 1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O+] = 0,25 × 10-3
Passo 2
pH = − log [H3O+]
pH = − log (0,25 × 10-3 )
pH = − ( − 3,60)
pH = 3.60
Figure significative
Sebbene le regole per determinare le cifre significative siano abbastanza rigide, i calcoli per il pH sono in qualche modo speciali in quanto solo i numeri per il a destra della virgola sono contati come sig fichi!
Costante di dissociazione acida (Ka)
La costante di dissociazione acida è la porzione di un acido in forma ionizzata. Gli acidi deboli hanno K. piccoloun valori perché la maggior parte dell'acido rimane indissociata. L'acido carbonico è un buon esempio di acido debole. L'equazione di equilibrio è:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (ac) − + H+ (ac) Kun = 4,3 x 10-7
Poiché l'acido carbonico è un acido diprotico e può donare un altro H+, la seconda equazione di dissociazione è:
HCO3(ac)− CO32−(ac) + H+ (ac) Kun = 4,8 x 10-11
Gli acidi forti hanno grandi costanti di dissociazione; si dissociano completamente in acqua. L'acido nitrico è un buon esempio di acido forte. L'equazione di equilibrio per l'acido nitrico è:
HNO3 (aq) ↔ NO2− + H+ Kun = 40
il Kun il valore di 40 è sostanzialmente più significativo di quello dell'acido carbonico, che era 4,3 x 10-7.