Oto jak obliczyć wartości pH

Szybki przegląd chemii

Myśl Co / Nusha Ashjaee

pH jest miarą kwasowości lub zasadowości roztworu chemicznego. The pH skala waha się od 0 do 14 — wartość siedem jest uważana za neutralną, mniej niż siedem kwasową, a większą niż siedem zasadową.

pH to ujemny logarytm o podstawie 10 („log” na kalkulatorze) stężenia jonów wodorowych w roztworze. Aby to obliczyć, weź logarytm danego stężenia jonów wodorowych i odwróć znak. Zobacz więcej informacji o formule pH poniżej.

Oto bardziej dogłębny przegląd sposobu obliczania pH i co oznacza pH? w odniesieniu do stężenia jonów wodorowych, kwasów i zasad.

Przegląd kwasów i zasad

Istnieje kilka sposobów definiowania kwasów i zasad, ale pH odnosi się konkretnie tylko do wodoru jon stężenie i jest stosowany do wodny (na bazie wody) roztwory. Kiedy woda dysocjuje, powstaje jon wodorowy i wodorotlenek. Zobacz to równanie chemiczne poniżej.

H_dwaOH⁺+ OH^-

Przy obliczaniu pH pamiętaj, że [ ] odnosi się do molarność , M. Molarność wyraża się w jednostkach moli substancji rozpuszczonej na litr roztworu. Jeśli otrzymasz koncentracja w dowolnej innej jednostce niż mole (procent masowy, molowość itp.), przekształć je na molarność, aby użyć wzoru na pH.

Zależność między pH a molarnością można wyrazić jako:

K_w= [H⁺][OH^-] = 1x10^-14w 25°C
dla czystej wody [H⁺] = [OH^-] = 1x10^-7

• K_wjest stałą dysocjacji wody
• Kwaśny roztwór : [H⁺] > 1x10^-7
• Podstawowe rozwiązanie : [H⁺]<1x10^-7

Jak obliczyć pH i [H+]

Równanie równowagi daje następujący wzór na pH:

pH = -log₁₀[H⁺]
[H⁺] = 10^-pH

Innymi słowy, pH jest ujemnym logarytmem stężenia molowych jonów wodorowych lub stężenie molowe jonów wodorowych wynosi 10 do potęgi ujemnej wartości pH. Łatwo wykonać te obliczenia na dowolnym Kalkulator naukowy ponieważ najczęściej mają przycisk „dziennik”. To nie to samo, co przycisk „ln”, który odnosi się do logarytmu naturalnego.

pH i pOH

Możesz łatwo użyć wartości pH do obliczyć pOH jeśli pamiętasz:

pH + pOH = 14

Jest to szczególnie przydatne, jeśli zostaniesz poproszony o znalezienie pH zasady, ponieważ zwykle znajdziesz pOH zamiast pH.

Przykładowe problemy z obliczeniami

Wypróbuj te przykładowe problemy, aby sprawdzić swoją wiedzę na temat pH.

Przykład 1

Oblicz pH dla konkretnego [H⁺]. Oblicz podane pH [H⁺] = 1,4 x 10^-5M

Odpowiadać:

pH = -log₁₀[H⁺]
pH = -log₁₀(1,4 x 10^-5)
pH = 4,85

Przykład 2

Oblicz [H⁺] ze znanego pH. Znajdź [H⁺] jeśli pH = 8,5

Odpowiadać:

[H⁺] = 10^-pH
[H⁺] = 10^-8,5
[H⁺] = 3,2 x 10^-9M

Przykład 3

Znajdź pH, jeśli H⁺stężenie wynosi 0,0001 mola na litr.

Tutaj pomaga przepisać stężenie jako 1,0 x 10^-4M ponieważ daje to wzór: pH = -(-4) = 4. Możesz też po prostu użyć kalkulatora do wykonania logu. To daje:

Odpowiadać:

pH = - log (0,0001) = 4

Zwykle w problemie nie podaje się stężenia jonów wodorowych, ale trzeba je znaleźć na podstawie reakcji chemicznej lub stężenia kwasu. Prostota tego będzie zależeć od tego, czy masz mocny kwas lub słaby kwas . Większość problemów związanych z pH dotyczy silnych kwasów, ponieważ całkowicie dysocjują one w wodzie na swoje jony. Z drugiej strony, słabe kwasy dysocjują tylko częściowo, więc w stanie równowagi roztwór zawiera zarówno słaby kwas, jak i jony, na które dysocjuje.

Przykład 4

Znajdź pH 0,03 M roztworu kwasu chlorowodorowego, HCl.

Pamiętaj, kwas solny jest silnym kwasem, który dysocjuje w stosunku molowym 1:1 na kationy wodorowe i aniony chlorkowe. Tak więc stężenie jonów wodorowych jest dokładnie takie samo jak stężenie roztworu kwasu.

Odpowiadać:

[H⁺]= 0,03 M

pH = - log (0,03)
pH = 1,5

Sprawdź swoją pracę

Kiedy wykonujesz obliczenia pH, zawsze upewnij się, że Twoje odpowiedzi mają sens. Kwas powinien mieć pH znacznie mniejsze niż siedem (zwykle od jednego do trzech), a zasada powinna mieć wysoką wartość pH (zwykle około 11 do 13). Chociaż teoretycznie jest to możliwe obliczyć ujemne pH , wartości pH powinny w praktyce wynosić od 0 do 14. Oznacza to, że pH wyższe niż 14 wskazuje na błąd w przygotowaniu obliczeń lub w samych obliczeniach.

Źródła

• Covington, AK; Bates, R.G.; Durst, RA (1985). „Definicje skal pH, standardowe wartości odniesienia, pomiar pH i powiązana terminologia”. Czysta aplikacja Chemia . 57 (3): 531–542. doi:10.1351/pac198557030531
• Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej (1993). Ilości, jednostki i symbole w chemii fizycznej (2nd ed.) Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8
• Mendham, J.; Denney, RC; Barnes, JD; Thomas, MJK (2000). Ilościowa analiza chemiczna firmy Vogel (wyd. 6). Nowy Jork: Prentice Hall. ISBN 0-582-22628-7.