pH

Fra Wikipedia, den frie encyklopædi
Gå til: navigation, søg
pH-skala, grafen viser sammenhængen mellem koncentrationen af H+-ioner (i en vandig opløsning), udtrykt i mol pr. liter, og opløsningens pH.
Disambig bordered fade.svg For alternative betydninger, se PH (flertydig). (Se også artikler, som begynder med PH)
Disambig bordered fade.svg Denne artikel handler om den kemiske størrelse pH. Der er også en artikel om Poul Henningsen

pH (af nogle antaget at betyde pondus Hydrogenii "vægt(ning) af hydrogenioner", men oprindeligt alene et resultat af, at det under forsøgomstændighederne refererede til H+-koncentrationen i bæger p, mens bæger q tjente som reference) er en størrelse, der bruges til beskrivelse af en opløsnings surhedsgrad. Begrebet blev introduceret af den danske kemiker S.P.L. Sørensen og videreudviklet af bl.a. Johannes Nicolaus Brønsted. Et beslægtet begreb er pOH, der angiver en opløsnings alkalitet. Ved stuetemperatur betyder en pH på 7 neutral vandig opløsning, mens højere og lavere pH indikerer hhv. basisk og sur.

Ud fra definitionen kan pH altså betragtes som et mål for en opløsnings koncentration af oxoniumioner, H3O+, hvor lave pH angiver høj oxoniumionkoncentration, mens høje pH angiver lave koncentrationer af oxoniumionen.

Definition[redigér | redigér wikikode]

Vands protolytiske egenskaber gør følgende sandt for rent vand og fortyndede vandige opløsninger ved 25 °C:

\begin{align}
  & [H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]=1,0\cdot 10^{-7}M \\ 
 & \Downarrow  \\ 
 & [H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=1,0\cdot 10^{-14}M^{2} \\ 
\end{align}

pH defineres nu som minus logaritmen til H3O+-koncentrationen, mens pOH defineres som minus logaritmen til

OH--koncentrationen:

\begin{align}
  & pH=-\log [H^{+}] \\ 
 & pOH=-\log [OH^{-}] \\ 
\end{align}

Den førnævnte sammenhæng bliver nu interessant, hvis minus logaritmen tages på begge sider af lighedstegnet:

K_{v}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]\Leftrightarrow -\log K_{v}=pH+pOH

Ved 25 °C må følgende naturligvis være sandt:

pH + pOH = 14,00

pH og pOH[redigér | redigér wikikode]

pH-skalaen.

Rent vand ved 25 °C har altså følgende pH:

pH=-\log (1,0\cdot 10^{-7}M)=7,0

Det defineres, at en opløsning kaldes neutral hvis pH er 7, den kaldes sur hvis pH er mindre end 7 og kaldes basisk hvis pH er større end 7.

[H3O+] [OH-] pH pOH
Sur opløsning [H3O+] > 1,0 · 10 -7 [OH-] < 1,0 · 10 -7 pH < 7 pOH > 7
Neutral opløsning [H3O+] = 1,0 · 10 -7 [OH-] = 1,0 · 10 -7 pH = 7 pOH = 7
Basisk opløsning [H3O+] < 1,0 · 10 -7 [OH-] > 1,0 · 10 -7 pH > 7 pOH < 7

Indikatorer[redigér | redigér wikikode]

Uddybende Uddybende artikel: pH-indikator
Fenolftalein i basisk opløsning.

pH af en opløsning kan vises med forskellige typer indikatorer. Dette er typisk væsker, der antager forskellige farve ved forskellige pH, såsom fenolftalein, methylorange, bromcresolgrønt, methylrødt, bromthymolblåt, thymolblåt eller papir med imprægneret indikatorvæsker – eksempelvis lakmuspapir. Lakmuspapir antager en bestemt farve, afhængigt af pH-værdien for den opløsning, lakmuspapiret kommer i kontakt med.

Måling[redigér | redigér wikikode]

Normalt måles pH med et pH-meter. Det er et elektronisk instrument, hvor måleenheden udgøres af en ion-selektiv glaselektrode i forbindelse med den væske, der skal måles på. Glaselektroden er sensitiv over for hydroniumioner og kan derfor måle koncentrationen af hydroniumioner i den omgivende væske.

Beregning af pH for opløsninger af syrer[redigér | redigér wikikode]

Der findes flere måder, hvorpå pH for vandige opløsninger af syrer kan beregnes. For syrer er den korrekte måde:

pH=-\log\left( \frac{-K_{s}}{2}+\sqrt{\frac{K_{s}^{2}}{4}+K_{s}\cdot c_{s}} \right)
hvor
cs angiver den formelle koncentration af syre.
ks angiver syreligevægtskonstanten, der kan findes som en tabelværdi og her kan omskrives til:
K_{s}=\frac{[H_{3}O^{+}]^{2}}{c_{s}-[H_{3}O^{+}]}

Det viser sig dog, at man ved en række simple antagelser, der oftest er tilladelige, kan udregne, hvor stærke og svage syrer er på en lettere måde:

En syre med pKs på under 0 kaldes en stærk syre. pH for en opløsning af en stærk syre kan tilnærmes ved følgende formel:

pH = -\log \left ( c_s \right )

En syre med pKs på over 4 kaldes en svag syre. pH for en opløsning af en svag syre kan tilnærmes ved følgende formel:

pH = 0,5 \cdot \left ( pK_s -\log \left ( c_s \right ) \right )


Hvis man vil udregne pH i en opløsning af 0,1M saltsyre (HCl), der har en Ks på 1·107M, kan det gøres på to måder:
pH=-\log \left( \frac{-1\cdot 10^{7}M}{2}+\sqrt{\frac{\left( 1\cdot 10^{7}M \right)^{2}}{4}+1\cdot 10^{7}M\cdot 0,1M} \right)=1,0


pH=-\log \left( 0,1M \right)=1,0

Beregning af pOH for opløsninger af syrer[redigér | redigér wikikode]

Formler, som dem der findes i afsnittet "beregning af pH for opløsninger af syrer", kan også udledes for pOH. Dette gør man dog af tradition ikke, da følgende formel er tilstrækkelig, når pH kan beregnes:

[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=K_{v}\Leftrightarrow pH+pOH=pK_{v}


\begin{align} & [H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=1,0\cdot 10^{^{-14}}M^{2}\quad (25^{\circ }C) \\ & \Updownarrow  \\ & pH+pOH=14\quad (25^{\circ }C) \\ 

\end{align}

Beregning af basers pH[redigér | redigér wikikode]

Der findes flere måder, hvorpå pH for baser kan beregnes. For baser er den korrekte måde:

pH = 14 + \log \left ( \frac{-K_b}{2}+\sqrt{\frac{{K_b}^2}{4}+K_b\cdot {c_b}} \right )
hvor
cb angiver den formelle koncentration af base.
Kb angiver baseligevægtskonstanten, der kan findes som en tabelværdi og her kan omskrives til:
K_{b}=\frac{[OH^{-}]^{2}}{c_{b}-[OH^{-}]}

Det viser sig dog, at man ved en række simple antagelser, der oftest er tilladelige, kan udregn, hvor stærke og svage baser er på en lettere måde:

En stærk bases pH kan tilnærmes ved følgende formel:

pH = 14 - ( - \log \left ( c_b \right ))

En svag bases pH kan tilnærmes ved følgende formel:

pH = 14 - 0,5 \cdot \left ( pK_b -\log \left ( c_b \right ) \right )

Beregning af basers pOH[redigér | redigér wikikode]

Formler, som dem der findes i afsnittet "beregning af basers pH", kan også udledes for pOH. Dette gør man dog af tradition ikke, da følgende formel er tilstrækkelig, når pH kan beregnes:

[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=K_{v}\Leftrightarrow pH+pOH=pK_{v}


\begin{align} & [H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=1,0\cdot 10^{^{-14}}M^{2}\quad (25^{\circ }C) \\ & \Updownarrow  \\ & pH+pOH=14\quad (25^{\circ }C) \\ 

\end{align}

Eksempler på pH[redigér | redigér wikikode]

Acid Titration.PNG

pH-skalaen har sit neutrale punkt ved 7. Her er der nemlig lige meget syre og base til stede. Værdierne mellem 4,5 og 8,5 er det interval, man finder i danske jordtyper.

pH for nogle opløsninger
Opløsning pH
Akkumulatorsyre 1,0
Mavesyre 2,0-3,0
Citronsaft 2,4
Cola 2,5
Eddike 2,9
Appelsin- eller æblejuice 3,5
Vagina 3,8 - 4,5
Yoghurt 4,2
Øl 4,5
Kaffe 5,0
Te 5,5
Syreregn < 5,6
Mælk 6,5
Rent vand 7,0 (ca. 6,0 med adgang til luft)
Blod 7,34 - 7,45
Havvand 8,0
Håndsæbe 9,0 - 10,0
Ammoniakvand 11,5
Natronlud 13,5

Se også[redigér | redigér wikikode]

Kilder[redigér | redigér wikikode]

  • Dieter Heinrich, Manfred Hergt (1992). Munksgaards atlas – økologi. København: Munksgaard. ISBN 87-16-10775-6.

Eksterne henvisninger[redigér | redigér wikikode]


syre/base-kemi

Vands autoprotolyse | pH og pOH | syre | base | titrering | korresponderende syre-basepar | buffer


Commons-logo.svg
Wikimedia Commons har medier relateret til: