De pH-schaal loopt van 0 tot 14 en is een maat voor de zuurgraad of alkaliteit. In de klas of het laboratorium zijn er veel voordelen aan het kennen van de pH van een stof. De pH kan worden gebruikt om te bepalen wat een stof is en hoe deze onder bepaalde omstandigheden zal reageren.
Het kan ook worden gebruikt om de concentratie van hydronium- of hydroxide-ionen te bepalen, wat kan leiden tot bepaling van de concentratie van andere ionen in de oplossing.
U kunt de onderstaande pH-vergelijking gebruiken om de berekening uit te voeren om onbekenden op te lossen.
Waterstofionen (H+) in waterige oplossingen vormen bindingen met watermoleculen om hydroniumionen (H3O+) te vormen.
2 H2O ==> H3O+ + OH−
pH-vergelijking:
De volgende vergelijking is een fundamenteel en nuttig hoofdbestanddeel van de chemie en kan worden gezien als een beetje een pH-calculator. Als je de pH kent, kun je de concentratie van hydroniumionen oplossen en omgekeerd kun je de pH oplossen als je de concentratie van hydroniumionen kent.
pH = − log [H3O+]
De pH van een oplossing is gelijk aan de negatieve logaritme van de hydroniumionen (H3O+) concentratie.
Voorbeeld 1: Vind pH van [H3O+].
In een monster van 1,0 L van 0,1 M zoutzuur (HCl) is de concentratie van hydroniumionen 1 × 10-1. Wat is de pH?
pH = − log [H3O+]
pH = − log (1 × 10-1 )
pH = − ( − 1)
pH = 1
pH-conversie
Voorbeeld 2: Zoek [H3O+] van pH
Als de pH van de oplossing 4,3 is. Wat is de concentratie van hydroniumionen?
De eerste stap is om herschikken de vergelijking:
[H3O+] = 10pH
[H3O+] = 10−4.3 [H3O+] = 5,01 × 10-5
Voorbeeld 3: Wat als het een basis is?
Gebruik de ion-productconstante voor water (Kmet wie).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O+] × [OH]
[H3O+] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Wat is de pH van een oplossing als [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Stap 1
[H3O+] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O+] = ( 1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O+] = 0,25 × 10-3
Stap 2
pH = − log [H3O+]
pH = − log (0,25 × 10-3 )
pH = − ( − 3.60)
pH = 3.60
Significante cijfers
Hoewel de regels voor het bepalen van significante cijfers vrij rigide zijn, zijn berekeningen voor pH enigszins speciaal omdat alleen de getallen tot de rechts van de komma worden geteld als vijgen!
Zuurdissociatieconstante (Ka)
De zuurdissociatieconstante is het deel van een zuur in de geïoniseerde vorm. Zwakke zuren hebben kleine Keen waarden omdat het grootste deel van het zuur ongedissocieerd blijft. Koolzuur is een goed voorbeeld van een zwak zuur. De evenwichtsvergelijking is:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (aq) Keen = 4,3 x 10-7
Aangezien koolzuur een diprotisch zuur is en een ander H. kan doneren+, de tweede dissociatievergelijking is:
HCO3(aq)− CO32−(aq) + H+ (aq) Keen = 4,8 x 10-11
Sterke zuren hebben grote dissociatieconstanten; ze dissociëren volledig in water. Salpeterzuur is een goed voorbeeld van een sterk zuur. De evenwichtsvergelijking voor salpeterzuur is:
HNO3 (aq) ↔ NEE2− + H+ Keen = 40
de Keen waarde van 40 is aanzienlijk belangrijker dan die van koolzuur, dat 4,3 x 10. was-7.