Ir grūti dzīvot mūsdienu pasaulē, nedzirdot atsauces uz skābēm, kuras bieži tiek attēlotas farmācijā un citas reklāmas par šķidriem agresoriem, kas izliekas dzēst un sabojāt visdažādākās lietas, sākot no ādas līdz apģērbam mēbeles. Jūs, bez šaubām, esat redzējis tādu produktu reklāmas, ko sauc par antacīdiem līdzekļiem, kuri paredzēti, lai novērstu kuņģī radušās skābes iedarbību.
Skābēm ir dažādas stiprības vai skābuma pakāpes. Īpatnējā, bet principiāli vienkāršā skala, kas pazīstama kā pH skala ir mērījums tam, cik skābs ir ūdens šķīdums, vai, ja tas ir cits tā paša ķīmiskā scenārija ietvars, cik tas ir bāzisks vai sārmains.
Lai noteiktu ūdens šķīduma (tas ir, ūdenī izšķīdinātas vielas) pH līmeni, jums jāzina tikai ūdeņraža jonu (H+) šajā šķīdumā vai tā molaritāte. Bet, neatkarīgi no pH, vispār ir moli, molaritāte un skābes?
Fakti par skābēm un bāzēm
Skābes ir molekulas, kas var ziedot protonus. Vienkāršs piemērs ir sālsskābe, HCl. Šī molekula viegli atdod savu H + komponentu ūdens šķīdumā un ir
stipra skābe. Citas skābes, piemēram, ogļskābe (H2CO3), atsakīgāk atsakās no saviem protoniem un tiek aicināti vājas skābes. Kad skābe (HA) ziedo protonu (H +), tiek teikts, ka tas ir jonizēts, un produkti ir H + un viss, kas paliek (vispārīgi A−; ogļskābes gadījumā - HCO3−).Spēcīgajām skābēm ir zemas pH vērtības. Ūdens ir neitrāls, ar pH 7; spēcīgs bāzesvai protonu akceptoriem (piemēram, nātrija hidroksīdam, NaOH) ir augstas pH vērtības, dažas tuvu 14,0.
Kurmji un molaritāte
Skābju un sārmu ķīmijas vajadzībām ir piemērotāk izmērīt izšķīdušās vielas koncentrāciju kurmji, vai atsevišķas daļiņas (piem., atomi, molekulas), nevis tilpuma vienībā, bet tilpuma vienībā. Tas ir tāpēc, ka atomi savā starpā reaģē zināmās proporcijās tādā veidā, kas nav saistīts ar atomu masu.
Viens mols (1 mol) jebko ir 6,02 × 1023 daļiņas; 1 mol 1 L tilpumā ir 1,0. Tādējādi 6 mol NaCl 8 L ūdens šķīdumā ir 6 mol / 8 L = 0,75; 6 mol daudz masīvākas adenozīna trifosfāta molekulas, kas izšķīdināts 8 L, ir lielāka masa, bet tai ir tāda pati molaritāte, 0,75 M.
Kāda ir pH formula?
PH vienādojumu visbiežāk raksta formā
pH = -log_ {10} [H ^ {+}]
Šeit iekavās norādītais daudzums ir H + jonu molaritāte šķīdumā. Tādējādi, ja jūs zināt molaritāti, jūs varat iegūt pH vērtību un otrādi.
PH aprēķinu piemēri
Lai pārietu no molaritātes uz pH, izmantojiet kalkulatoru vai līdzīgu rīku, lai logaritmu novirzītu uz molaritātes pamatu 10 (noklusējuma bāze), apgrieziet zīmi, lai iegūtu pozitīvu vērtību, un viss!
Piemērs: Ja ūdens šķīduma molaritāte ir 6,3 × 10-5 M, kāds ir pH?
pH = −log [6,3 × 10-5] = 4.2.
Koncentrāciju var aprēķināt arī no pH un pKa, pēdējais ir atvasināts no skābes disociācijas konstanteKa. Jo augstāks ir Ka konkrētai skābei, jo spēcīgāka tā ir. PKa jebkurai skābei ir pH, pie kura puse skābes ir jonizēta (tas ir, kad puse no "skābajiem" protoniem ir izkrauta šķīdumā).
Interešu vienādojums ir pazīstams kā Hendersona-Haselbaha vienādojums un ir rakstīts:
pH = pKa + log_ {10} \ dfrac {[A ^ {-}]} {[HA]}
Tas nozīmē, ka, ņemot vērā skābes pKa un anjona un "neskartās" skābes relatīvo koncentrāciju, jūs varat noteikt pH. Ka vērtības tiešsaistē var viegli meklēt, un pKa var atrast, izmantojot to pašu darbību kā ar pH, ja tas nav arī norādīts.
Tiešsaistes pH un pOH kalkulators
Skatiet tīmekļa rīka resursus, kas ļauj noteikt dažādu skābu un bāzisku šķīdumu pH. Jūs varat to izmantot, lai sajustu attiecības starp dažādiem skābes stiprumiem, koncentrāciju un pH.
