Скала пХ креће се од 0 до 14 и представља меру киселости или алкалности. У учионици или лабораторији много је користи од познавања пХ неке супстанце. ПХ се може користити за одређивање шта је супстанца и како ће реаговати под одређеним околностима.
Такође се може користити за одређивање концентрације јона хидронијума или хидроксида, што може довести до одређивања концентрације осталих јона у раствору.
Можете да користите пХ једначину испод да бисте извршили прорачун за решавање непознаница.
Јиони водоника (Х +) у воденим растворима формирају везе са молекулима воде да би створили јоне хидронијума (Х3О +).
2 Х2О ==> Х3О + + ОХ−
Једначина пХ
Следећа једначина је основна и корисна основа хемије и може се сматрати донекле пХ калкулатором. Ако знате пХ, можете да одредите концентрацију хидронијевих јона и обратно, можете да одредите пХ ако знате концентрацију хидронијевих јона.
пХ = - лог [Х3О +]
ПХ раствора је једнак негативном логаритму концентрације јона хидронијума (Х3О +).
Пример 1: Пронађите пХ од [Х3О +].
У узорку од 1,0 Л 0,1 М хлороводоничне киселине (ХЦл) концентрација хидронијевих јона је 1 × 10-1. Који је пХ?
пХ = - лог [Х3О +]
пХ = - лог (1 × 10-1 )
пХ = - (- 1)
пХ = 1
пХ конверзија
Пример 2: Пронађи [Х3О +] од пХ
Ако је пХ раствора 4,3. Колика је концентрација јона хидронијума?
Први корак је да преуредити тхе једначина:
[Х3О +] = 10−пХ
[Х3О +] = 10−4.3 [Х3О +] = 5,01 × 10-5
Пример 3: Шта ако је база?
Користите константу јонског производа за воду (Кв).
Кв = 1 × 10-14 = [Х3О +] × [ОХ]
[Х3О +] = (1 × 10-14 ) / [ОХ-]
Колики је пХ раствора ако је [ОХ-] = 4,0 к 10-11 М?
Корак 1
[Х3О +] = (1 × 10-14 ) / [ОХ-]
[Х3О +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 к 10-11 )
[Х3О +] = 0,25 × 10-3
Корак 2
пХ = - лог [Х3О +]
пХ = - лог (0,25 × 10-3 )
пХ = - (- 3,60)
пХ = 3,60
Значајне фигуре
Иако су правила за одређивање значајних цифара прилично крута, прорачуни за пХ су донекле посебни по томе што само бројеви до десно од децимале рачунају се као сиг смокве!
Константа дисоцијације киселине (Ка)
Константа дисоцијације киселине је део киселине у јонизованом облику. Слабе киселине имају мали К.а вредности јер већина киселине остаје нераздвојена. Угљена киселина је добар пример слабе киселине. Једначина равнотеже је:
Х.2ЦО3 (вод.) ↔ ХЦО3 (ак) − + Х+ (ак) К.а = 4,3 к 10-7
Пошто је угљена киселина дипротна киселина и може донирати још једну Х.+, друга једначина дисоцијације је:
ХЦО3(ак)− ↔ ЦО32−(вод.) + Х.+ (ак) К.а = 4,8 к 10-11
Јаке киселине имају велике константе дисоцијације; потпуно се раздвајају у води. Азотна киселина је добар пример јаке киселине. Једначина равнотеже за азотну киселину је:
ХНО3 (ак) ↔ НЕ2− + Х+ К.а = 40
Ка вредност 40 је знатно значајнија од вредности угљене киселине, која је износила 4,3 к 10-7.