PH

Střídat použití: vidět PH (disambiguation)

pH je míra koncentrace protony (H⁺) v řešení a, proto, jeho kyselost nebo alkalinity. Pojetí bylo představeno S.P.L. S � rensen v 1909. P kandiduje na Němec potenz, znamenat sílu nebo koncentraci, a H pro vodík iont (H⁺).

Rovnice pro počítat pH je:

kde [H⁺] ukáže koncentrace H⁺ ionty (nebo také psaný [H₃O⁺], koncentrace ekvivalentu hydronium ionty), uměřený v krtci na litr (také známý jak molarity). Nebo v termínech laika, " pH " hodnota je přibližný počet mezitím 0 a 14 pro negativní desítkový žurnál hydronium - koncentrace iontu.

Ve vodném řešení u standardní teplota a tlak, pH 7 ukáže neutralita (e. g. čistá voda) protože voda přirozeně se odloučí do H⁺ a Oh^- ionty s se rovnat koncentracím 1 × 10^{- 7}M. nižší pH číslo (pro příklad pH 3) ukáže rostoucí sílu kyselosti, a vyšší pH číslo (pro příklad pH 11) ukáže rostoucí síla alkalinity. Nejvíce substance mají pH v rozsahu 0 k 14, ačkoli extrémně kyselé nebo základní substance mohou mít pH 0, nebo pH > 14.

V nonaqueous řešení nebo non-STP podmínky, pH neutralita nemůže být 7. Místo toho to je vztahoval se k konstanta oddělení pro přesný rozpouštědlo použitý.

Tam je také pOH, v jistém smyslu opak pH, který měří koncentraci Oha^- ionty. Od vody self ionizes, a notating [Oh^-] jako koncentrace hydroxide ionty, my máme

K_w = [H⁺] [Oh^-] = 10^{- 14}

kde K_w je konstanta, ionization konstanta vody.

Nyní, protože

žurnál K_w = žurnál [H⁺] + žurnál [Oh^-]

logaritmické identity, my pak mít vztah

14 = žurnál [H⁺] + žurnál [Oh^-]

a tak

pOH = žurnál [Oh^-] = 14 - žurnál [H⁺]

Tabulka s obsahem

1 někteří obyčejný vodný pH hodnoty 2 měřící 3 vypočítavost pH pro slabé a silné kyseliny

Někteří obyčejný vodný pH hodnoty

• 3. 5: oranžáda džus (mírně kyselý)
• 5. 6: neznečištěná dešťová voda (mírně kyselý)
• 7. 0: čistá voda
• 7.34 - 7.45: člověk krev (mírně alkalický)
• 11. 0: domácnost čpavek (velmi alkalický)

Měřící

pH moci být změřen sčítáním pH indikátor nebo používání pH metr. Univerzální indikátor mění barvu spoléhat se na pH řešení to je zvětšeno. Elektronický pH metry sestávají z elektrolytická buňka ve kterém elektrický proud je vytvořen přímo k vodíku cations dokončovat obvod.

Vypočítavost pH pro slabé a silné kyseliny

Hodnoty pH pro slabé a silné kyseliny moci být se přiblížil používat určité předpoklady. To je předpokládal, že pro silné kyseliny, reakce oddělení jde do dokončení (i. e., ne unreacted kyselina zůstane v řešení). Rozpouštět silnou kyselinu HCl ve vodě moci proto být vyjádřen:

HCl (aq) & rarr H⁺ + Cl^-

Toto znamená, že v 0.01 M řešení HCl to je se přiblížil tomu tam je koncentrace 0.01 M rozpustil ionty vodíku. Od nahoře, pH je: pH = - žurnál₁₀ [H⁺(aq )]:

pH = - žurnál (0.01)

který se rovná 2.

Pro slabé kyseliny reakce oddělení nejde do dokončení, equlibrium je připraven mezi ionty a kyselinou. Následující přehlídky reakce rovnováhy mezitím methanoic kyselina a jeho ionty:

HCOOH (aq) & harr H⁺(aq) + HCOO^-(aq)

To je nutné znát hodnotu rovnovážné konstanty reakce pro každou kyselinu aby počítal jeho pH. V kontextu pH, toto je pojmenováno konstanta kyselosti kyseliny ale je cvičil stejně (vidět chemická rovnováha):

K = [ionty vodíku (aq )] [ionty kyseliny (aq )] / [kyselina (aq )]

Pro HCOOH, K = 1. 6 × 10^{- 4}

Dva předpoklady jsou vyrobeny ve výpočtu pH pro slabou kyselinu. To je předpokládal, že voda kyselina je rozpouštěl se v neposkytuje nějaké ionty vodíku. Voda je velmi slabá kyselina a obecně to dodává daleko méně než kyselina rozpuštěná v tom. Následně v nad reakcí koncentrace iontů vodíku se rovná koncentraci methanoate ionty:

[H⁺(aq )] = [HCOO^-(aq )]

To je také vzato to množství undissociated kyselina u rovnováhy je stejná s množstvím původně přidal se k řešení. Ačkoli toto je zřejmě nepravdivé (jinak pH by zůstal 7!) toto množství může být zanedbané protože zlomek iontů vodíku daný je znovu velmi malý.

S 0. 1 M řešení methanoic kyselina (HCOOH), konstanta kyselosti je se rovnat k:

K = [H⁺(aq )] [HCOO^-(aq )] / [HCOOH (aq )]

Tak:

1. 6 × 10^{- 4} = [H⁺] [HCOO^-] / 0. 1

1. 6 × 10^{- 4} × 0. 1 = [H⁺] [HCOO^-]

Jak [H^-(aq )] = [HCOO^-(aq )]:

1. 6 × 10^{- 4} × 0. 1 = [H⁺]²

Koncentrace iontů vodíku je: 4 × 10^{- 3}. PH, proto, je: 2. 3.

Viz též: Kyselina-základní reakční teorie, Kyselina, Základ, Zásada, Půda pH, odměrný rozbor