PH skala svārstās no 0 līdz 14 un ir skābuma vai sārmainības mērs. Klasē vai laboratorijā ir daudz priekšrocību, zinot vielas pH. PH var izmantot, lai noteiktu, kas ir viela un kā tā reaģēs noteiktos apstākļos.
To var izmantot arī, lai noteiktu hidronija vai hidroksīda jonu koncentrāciju, kā rezultātā šķīdumā var noteikt citu jonu koncentrāciju.
Lai veiktu aprēķinu, lai atrisinātu nezināmos, varat izmantot zemāk esošo pH vienādojumu.
Ūdeņraža joni (H +) ūdens šķīdumos veido saites ar ūdens molekulām, veidojot hidronija jonus (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH−
pH vienādojums
Šis vienādojums ir fundamentāls un noderīgs ķīmijas pamatelements, un to var nedaudz uzskatīt par pH kalkulatoru. Ja jūs zināt pH, varat atrisināt hidronija jonu koncentrāciju un otrādi, jūs varat atrisināt pH līmeni, ja zināt hidronija jonu koncentrāciju.
pH = - log [H3O +]
Šķīduma pH ir vienāds ar hidronija jonu (H3O +) koncentrācijas negatīvo logaritmu.
1. piemērs: Atrodiet pH no [H3O +].
1,0 M 0,1 M sālsskābes (HCl) paraugā hidronija jonu koncentrācija ir 1 × 10-1. Kāds ir pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
pH pārveidošana
2. piemērs: Atrast [H3O +] no pH
Ja šķīduma pH ir 4,3. Kāda ir hidronija jonu koncentrācija?
Pirmais solis ir pārkārtot vienādojums:
[H3O +] = 10−PH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
3. piemērs: Ko darīt, ja tā ir bāze?
Ūdenim izmantojiet jonu produkta konstanti (Kw).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Kāds ir šķīduma pH, ja [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
1. solis
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
2. solis
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Nozīmīgi skaitļi
Kaut arī noteikumi par nozīmīgu skaitļu noteikšanu ir diezgan stingri, pH aprēķini ir nedaudz īpaši, jo tikai skaitļi līdz aiz komata tiek skaitītas kā sig vīģes!
Skābes disociācijas konstante (Ka)
Skābes disociācijas konstante ir skābes daļa jonizētā formā. Vājām skābēm ir mazs Ka vērtības, jo lielākā daļa skābes paliek nedisociēta. Ogļskābe ir labs vājas skābes piemērs. Līdzsvara vienādojums ir:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (aq) Ka = 4,3 x 10-7
Tā kā ogļskābe ir diprotiska skābe un tā var ziedot vēl vienu H+, otrais disociācijas vienādojums ir:
HCO3(aq)− ↔ CO32−(aq) + H+ (aq) Ka = 4,8 x 10-11
Spēcīgajām skābēm ir lielas disociācijas konstantes; tie pilnībā disociējas ūdenī. Slāpekļskābe ir labs stipras skābes piemērs. Slāpekļskābes līdzsvara vienādojums ir:
HNO3 (aq) ↔ NĒ2− + H+ Ka = 40
Ka 40 vērtība ir ievērojami nozīmīgāka nekā ogļskābes vērtība, kas bija 4,3 x 10-7.
