Stupnica pH sa pohybuje od 0 do 14 a je mierou kyslosti alebo zásaditosti. V triede alebo laboratóriu má poznanie pH látky veľa výhod. Podľa pH sa dá určiť, čo je látka a ako bude za určitých okolností reagovať.
Môže sa tiež použiť na stanovenie koncentrácie iónov hydrónia alebo hydroxidu, čo môže viesť k stanoveniu koncentrácie ďalších iónov v roztoku.
Pomocou nižšie uvedenej rovnice pH môžete vykonať výpočet na riešenie neznámych látok.
Vodíkové ióny (H +) vo vodných roztokoch vytvárajú väzby s molekulami vody za vzniku hydróniových iónov (H3O +).
2 H2O ==> H30 + + OH−
Rovnica pH
Nasledujúca rovnica je základnou a užitočnou základňou chémie a dá sa považovať za niečo ako kalkulačka pH. Ak poznáte pH, môžete vyriešiť koncentráciu hydróniových iónov a naopak, môžete vyriešiť pH, ak poznáte koncentráciu hydróniových iónov.
pH = - log [H3O +]
PH roztoku sa rovná zápornému logaritmu koncentrácie hydróniového iónu (H30 +).
Príklad 1: Nájdite pH z [H30 +].
V 1,0 I vzorke 0,1 M kyseliny chlorovodíkovej (HCl) je koncentrácia hydróniových iónov 1 × 10-1. Aké je pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
Konverzia pH
Príklad 2: Nájsť [H3O +] od pH
Ak je pH roztoku 4,3. Aká je koncentrácia hydróniových iónov?
Prvým krokom je preskupiť the rovnica:
[H3O +] = 10-PH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
Príklad 3: Čo ak je to základňa?
Použite konštantu iónového produktu pre vodu (K.w).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Aké je pH roztoku, ak [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Krok 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
Krok 2
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Významné údaje
Aj keď sú pravidlá určovania významných číslic pomerne prísne, výpočty pH sú trochu zvláštne v tom, že sa vzťahujú iba na čísla právo na desatinné miesto sa počítajú ako sig figy!
Konštanta disociácie kyseliny (Ka)
Kyselinová disociačná konštanta je časť kyseliny v ionizovanej forme. Slabé kyseliny majú malý K.a pretože väčšina kyseliny zostáva nedisociovaná. Kyselina uhličitá je dobrým príkladom slabej kyseliny. Rovnovážna rovnica je:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (aq) K.a = 4,3 x 10-7
Pretože kyselina uhličitá je kyselina diprotická, môže darovať ďalšiu H+, druhá disociačná rovnica je:
HCO3(aq)− ↔ CO32−(aq) + H+ (aq) K.a = 4,8 x 10-11
Silné kyseliny majú veľké disociačné konštanty; vo vode sa úplne disociujú. Kyselina dusičná je dobrým príkladom silnej kyseliny. Rovnovážna rovnica pre kyselinu dusičnú je:
HNO3 (aq) ↔ Č2− + H+ Ka = 40
Ka hodnota 40 je podstatne významnejšia ako hodnota kyseliny uhličitej, ktorá bola 4,3 x 10-7.