Lestvica pH se giblje od 0 do 14 in je merilo kislosti ali alkalnosti. Poznavanje pH snovi v učilnici ali laboratoriju ima veliko koristi. S pomočjo pH lahko določimo, kaj je snov in kako se bo v določenih okoliščinah odzvala.
Uporablja se lahko tudi za določanje koncentracije hidronijevih ali hidroksidnih ionov, kar lahko privede do določitve koncentracije drugih ionov v raztopini.
Spodnjo enačbo pH lahko uporabite za izračun neznank.
Vodikovi ioni (H +) v vodnih raztopinah tvorijo vezi z molekulami vode in tvorijo hidronijeve ione (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH−
Enačba pH
Naslednja enačba je temeljna in uporabna sestavina kemije in jo lahko obravnavamo kot kalkulator pH. Če poznate pH, lahko določite koncentracijo hidronijevih ionov, nasprotno pa pH, če poznate koncentracijo hidronijevih ionov.
pH = - log [H3O +]
PH raztopine je enak negativnemu logaritmu koncentracije hidronijevih ionov (H3O +).
Primer 1: Poiščite pH od [H3O +].
V 1,0 L vzorcu 0,1 M klorovodikove kisline (HCl) je koncentracija hidronijevih ionov 1 × 10-1. Kakšen je pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
Pretvorba pH
2. primer: Poišči [H3O +] od pH
Če je pH raztopine 4,3. Kolikšna je koncentracija hidronijevih ionov?
Prvi korak je, da preurediti enačba:
[H3O +] = 10−pH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
Primer 3: Kaj če gre za bazo?
Uporabite konstanto ionskega produkta za vodo (Kw).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Kolikšen je pH raztopine, če je [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Korak 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
2. korak
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3,60)
pH = 3,60
Pomembne številke
Čeprav so pravila za določanje pomembnih številk dokaj toga, so izračuni za pH nekoliko posebni, saj le številke do desno od decimalnega mesta štejejo kot sig fige!
Konstanta disociacijske kisline (Ka)
Konstanta disociacijske kisline je del kisline v ionizirani obliki. Šibke kisline imajo majhen Ka vrednosti, ker večina kisline ostane neločljiva. Ogljikova kislina je dober primer šibke kisline. Enačba ravnotežja je:
H2CO3 (vodno) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (vodno) Ka = 4,3 x 10-7
Ker je ogljikova kislina diprotna kislina in lahko donira še eno H+, druga enačba disociacije je:
HCO3(aq)− ↔ CO32−(vodno) + H+ (vodno) Ka = 4,8 x 10-11
Močne kisline imajo velike disociacijske konstante; popolnoma se ločijo v vodi. Dušikova kislina je dober primer močne kisline. Enačba ravnotežja za dušikovo kislino je:
HNO3 (aq) ↔ NE2− + H+ Ka = 40
Ka vrednost 40 je bistveno pomembnejša od vrednosti ogljikove kisline, ki je bila 4,3 x 10-7.