pH

Alhoewel 'n pH-waarde geen eenheid het nie, is dit nie 'n arbitrêre skaal nie; die getal spruit voort uit 'n definisie wat gebaseer is op die aktiwiteit van die waterstofione in die oplossing.

Die formule om 'n pH-waarde te bereken is:

${\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]=\log _{10}\left({\frac {1}{\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}}\right)}$

${\displaystyle {\mbox{pOH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{OH}}^{-}\right]=\log _{10}\left({\frac {1}{\left[{\mbox{OH}}^{-}\right]}}\right)}$

[H⁺] dui die aktiwiteit van H⁺-ione aan (of meer akkuraat, [H₃O⁺], die ekwivalente hidronium-ione), gemeet in mol per liter oplossing (ook bekend as molariteit). In verdunde oplossings (soos rivier- of kraanwater) is die aktiwiteit ongeveer gelyk aan die konsentrasie H⁺-ione.

${\displaystyle [{\mbox{OH}}^{-}]={\frac {K_{W}}{[{\mbox{H}}^{+}]}}\qquad \Rightarrow \qquad [{\mbox{OH}}^{-}]\times [{\mbox{H}}^{+}]=K_{W}\approx 1\times 10^{-14}}$ (by 25 °C)

Indien die logaritme geneem word in die boonste formule, word die volgende verkry:

${\displaystyle {\mbox{pOH}}^{-}+{\mbox{pH}}^{+}=pK_{W}\approx 14}$ (by 25 °C)

In 'n suuroplossing is die konsentrasie van H⁺ hoog. Wanneer die suuroplossing in kontak is met 'n metaal soos byvoorbeeld yster (Fe), tree die yster as 'n anode op en verloor elektrone (anodiese reaksie):

${\displaystyle Fe\rightarrow Fe^{2+}+2e^{-}}$

Die H⁺ in die oplossing neem die elektrone op om H₂ te vorm:

${\displaystyle 2H^{+}+2e^{-}\rightarrow H_{2}(g)}$

Die waterstofgas verlaat die oplossing en volgens Le Chatelier se beginsel skep dit 'n tekort aan elektrone in die oplossing wat die anodiese reaksie bevorder en verdere metaalverlies veroorsaak.

Die volgende tabel wys die invloed wat temperatuur op die neutrale pH van water het:[1]

In die algemeen is:

${\displaystyle pH=-\log _{10}[H^{+}]\qquad \Rightarrow \qquad [H^{+}]=10^{-pH}}$

${\displaystyle [H^{+}]\times [OH^{-}]=K_{W}}$

Wanneer die mengsel neutraal is, dan is:

${\displaystyle [H^{+}]}$ = ${\displaystyle [OH^{-}]}$

${\displaystyle pH=pOH}$

Dus:

${\displaystyle K_{W}=[H^{+}]\times [OH^{-}]=[H^{+}]\times [H^{+}]=[H^{+}]^{2}=\left(10^{-pH}\right)^{2}=10^{-2\cdot pH}}$

En:

${\displaystyle pK_{W}=-\log _{10}K_{W}}$ of ${\displaystyle pK_{W}=pH+pOH=2\times pH}$

LW: Wanneer 'n mengsel se temperatuur styg, word die mengsel nie suurder nie. Die suurgehalte of alkaliniteit bly dieselfde. Dit is slegs die pH wat verander.

Die sterkte van 'n suur verwys na die vermoë of geneigdheid om 'n proton (H⁺) te verloor. 'n Sterk suur is een wat heeltemal ioniseer (dissosieer) in 'n oplossing (mits daar voldoende oplosmiddel is). In water los een mol sterk suur HA op en lewer een mol H⁺ (as hidroniumion H₃O⁺ en hoër aggregate) en een mol van die basis, A^-.

In wese bly niks van die nie-ioniseerde suur HA oor nie. Voorbeelde van sterk sure is soutsuur (HCl), hidroksuursuur (HI), hidrobromsuur (HBr), perchloriensuur (HClO₄), salpetersuur (HNO3) en swaelsuur (H₂SO₄). In waterige oplossing ioniseer elk van hierdie essensieel 100%.

In teenstelling, 'n swak suur dissosieer slegs gedeeltelik. Voorbeelde in water sluit in koolsuur (H₂CO₃) en asynsuur (CH₃COOH) in. By ewewig is beide die suur en die gekonjugeerde basis teenwoordig in oplossing.

Sterker sure het 'n groter suur dissosiasiekonstante (K_a) en 'n kleiner logaritmiese konstante (pK_a = -log K_a) as swakker sure.

Indien die volgende die algemene vergelyking is vir die dissosiasie van suur HA:

${\displaystyle {\ce {HA <=> H^+ + A^-}}}$            of            ${\displaystyle {\ce {HA + H_2O <=> H_3O^+ + A^-}}}$

dan is:

${\displaystyle K_{a}={\frac {[H^{+}].[A^{-}]}{[HA]}}={\frac {[H_{3}O^{+}].[A^{-}]}{[HA].[H_{2}O]}}}$

Dus, 'n mens het minder van 'n sterk suur nodig om die pH van 'n oplossing te verlaag as wat jy nodig het van 'n swak suur.

Gestel daar is twee suuroplossings met dieselfde pH. Een suuroplossing bevat 'n sterk suur en die ander een 'n swak suur. Om die twee oplossings te neutraliseer (pH = 7 by 25 °C), sal meer ammoniak nodig wees om die oplossing met swak suur te neutraliseer as om die oplossing met die sterk suur te neutraliseer. Dit is omdat 'n sterk suur byna volledig dissosieer; dus wanneer ammoniak bygevoeg word, word dit direk aangewend om die pH te verhoog.

Byvoorbeeld:

• Algemene suur dissosiasie reaksie: ${\displaystyle {\ce {HA <=> H^+ + A^-}}}$            of            ${\displaystyle {\ce {HA + H_2O <=> H_3O^+ + A^-}}}$
• Dissosiasie van ammoniak in water: ${\displaystyle {\ce {NH_3 + H_2O <=> NH_4^+ + OH^-}}}$

As HA 'n sterk suur is, sal die oplossing, na dissosiasie van die suur, slegs H⁺ en A^- ione bevat en slegs 'n baie klein hoeveelheid van die suur HA (dit is omdat K_a so hoog is). Dus, wanneer ammoniak bygevoeg word, sal die gevormde OH^- met H⁺ reageer om H₂O te vorm en sal die pH verhoog as gevolg van 'n laer konsentrasie H⁺ in oplossing.

Wanneer HA egter 'n swak suur is, sal dit slegs gedeeltelik in water dissosieer. Dus, wanneer ammoniak bygevoeg word, sal die gevormde OH^- met H⁺ reageer om H₂O te vorm en sal die pH verhoog. Aangesien HA egter slegs gedeeltelik gedissosieer word, sal sommige van die H⁺ vervang word deur verdere dissosiasie van die swak suur. Dus sal meer ammoniak benodig word om die pH te verhoog.

Bereken die pH van 'n 1.3 M oplossing van asynsuur (CH₃COOH). (M staan vir mol/liter)

K_a = 1.8 × 10^-5

In die algemeen:

${\displaystyle {\ce {K_a = {\frac {[H^+][A^- ]}{[HA]}}}}}$            vir            ${\displaystyle {\ce {HA <=> H^+ + A^-}}}$

Antwoord

Die dissosiasie reaksie vir CH₃COOH is die volgende:

${\displaystyle {\ce {CH_3COOH <=> H^+ + CH_3COO^-}}}$

Die verandering in konsentrasie van elke element word in die tabel hieronder gewys:

Beskrywing	Reagens	Produk 1	Produk 2
Algemene dissosiasiereaksie	${\displaystyle {\ce {HA}}}$	${\displaystyle {\ce {H^+}}}$	${\displaystyle {\ce {A^-}}}$
Dissosiasiereaksie vir asynsuur	${\displaystyle {\ce {CH_3COOH}}}$	${\displaystyle {\ce {H^+}}}$	${\displaystyle {\ce {CH_3COO^-}}}$
Begin konsentrasie [mol/liter]	1.3	0	0
Verandering in konsentrasie [mol/liter]	-x	x	x
Ewewigskonsentrasie [mol/liter]	1.3-x	x	x

Vanaf die algemene definisie vir ${\displaystyle K_{a}}$:

${\displaystyle K_{a}={\frac {[H^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}}}$

${\displaystyle K_{a}={\frac {x\cdot x}{1.3-x}}}$

${\displaystyle x^{2}+K_{a}.x-1.3.K_{a}=0}$

Die algemene oplossing vir 'n kwadratiese vergelyking is die volgende:

${\displaystyle x={\frac {\pm {\sqrt {b^{2}-4ac}}-b}{2ac}}}$

Indien waardes vervang word, word die volgende verkry:

${\displaystyle x={\frac {\pm {\sqrt {K_{a}^{2}-4(1)(1.3K_{a})}}-K_{a}}{2(1)(1.3K_{a})}}}$

${\displaystyle K_{a}=1.8\times 10^{-5}}$

Dus is:

${\displaystyle x=0.004828}$

Onthou dat ${\displaystyle x=[H^{+}]}$

Dus

${\displaystyle pH=-\log[H^{+}]=-\log 0.004828=2.32}$

Alternatiewelik kan die aanname gemaak word dat ${\displaystyle x}$ baie kleiner as 1 is omdat dit 'n swak suur is (K_a is klein, dus dissosieer die suur baie min). Dus ${\displaystyle x<<1.3}$. Dus:

${\displaystyle K_{a}={\frac {x\cdot x}{1.3-x}}\approx {\frac {x\cdot x}{1.3}}}$

Dus: ${\displaystyle x={\sqrt {1.3K_{a}}}=0.004837}$

${\displaystyle pH=-\log[H^{+}]=-\log 0.004837=2.32}$