PH-skalaen varierer fra 0 til 14 og er et mål på surhet eller alkalinitet. I klasserommet eller laboratoriet er det mange fordeler med å vite pH i et stoff. PH kan brukes til å bestemme hva et stoff er og hvordan det vil reagere under visse omstendigheter.
Den kan også brukes til å bestemme konsentrasjonen av hydronium- eller hydroksidioner, noe som kan føre til bestemmelse av konsentrasjonen av andre ioner i løsningen.
Du kan bruke pH-ligningen nedenfor for å utføre beregningen for å løse ukjente.
Hydrogenioner (H +) i vandige løsninger danner bindinger med vannmolekyler for å danne hydroniumioner (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH−
pH-ligning
Følgende ligning er en grunnleggende og nyttig stift i kjemi og kan sees på som en pH-kalkulator. Hvis du vet pH, kan du løse for hydroniumionkonsentrasjonen, og omvendt kan du løse for pH hvis du kjenner konsentrasjonen av hydroniumioner.
pH = - logg [H3O +]
PH i en løsning er lik den negative logaritmen til hydroniumion (H3O +) konsentrasjonen.
Eksempel 1: Finn pH fra [H3O +].
I en 1,0 l prøve av 0,1 M saltsyre (HCl) er konsentrasjonen av hydroniumioner 1 × 10-1. Hva er pH?
pH = - logg [H3O +]
pH = - logg (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
pH-konvertering
Eksempel 2: Finn [H3O +] fra pH
Hvis pH i løsningen er 4,3. Hva er konsentrasjonen av hydroniumioner?
Det første trinnet er å omorganisere de ligning:
[H3O +] = 10−pH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
Eksempel 3: Hva om det er en base?
Bruk ioneproduktkonstanten for vann (Kw).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [ÅH-]
Hva er pH i en løsning hvis [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Trinn 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [ÅH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
Steg 2
pH = - logg [H3O +]
pH = - logg (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Viktige tall
Selv om reglene for å bestemme signifikante tall er ganske stive, er beregninger for pH noe spesielle ved at bare tallene til høyre for desimal blir regnet som sigfiken!
Syredissosiasjonskonstant (Ka)
Syredissosiasjonskonstanten er delen av en syre i ionisert form. Svake syrer har liten Ken verdier fordi størstedelen av syren forblir useparert. Karbonsyre er et godt eksempel på en svak syre. Likevektsligningen er:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (En q) − + H+ (aq) Ken = 4,3 x 10-7
Siden karbonsyre er en diprotinsyre, og kan donere en annen H+, den andre dissosiasjonsligningen er:
HCO3(En q)− ↔ CO32−(aq) + H+ (aq) Ken = 4,8 x 10-11
Sterke syrer har store dissosiasjonskonstanter; de skiller seg helt ut i vann. Salpetersyre er et godt eksempel på en sterk syre. Likevektsligningen for salpetersyre er:
HNO3 (aq) ↔ NEI2− + H+ Ken = 40
Ken Verdien på 40 er vesentlig mer signifikant enn den for karbonsyre, som var 4,3 x 10-7.
