pH

pH-skala, grafen viser sammenhængen mellem koncentrationen af H+-ioner (i en vandig opløsning), udtrykt i mol pr. liter, og opløsningens pH.

For alternative betydninger, se PH (flertydig). (Se også artikler, som begynder med PH)

Denne artikel handler om den kemiske pH-værdi. Der er også en artikel om Poul Henningsen

pH (af pondus Hydrogenii "vægt(ning) af hydrogenioner") er en værdi, der bruges til beskrivelse af en opløsnings surhedsgrad. Begrebet, der står for, blev introduceret af de danske kemikere S.P.L. Sørensen og Johannes Nicolaus Brønsted. Et beslægtet begreb er pOH, der er værdien for en opløsnings alkalitet. En pH på 7 betyder neutralitet, mens en højere og lavere værdi 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

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 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

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 og måling

Fenolftalein i basisk opløsning.

pH og pOH af en opløsning kan måles 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. I dag måles pH dog med elektroder. Disse elektroder måler egentlig væskens ledningsevne, men idet den afhænger af ioners tilstedeværelse, udtrykker en væskes ledningsevne indirekte væskens pH og pOH.

Beregning af pH for opløsninger af syrer

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

c_s angiver den formelle koncentration af syre.

k_s 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 pK_s 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 pK_s 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 K_s 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

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

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

c_b angiver den formelle koncentration af base.

K_b 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

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

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

• Hydrogen/Brint
• Syre
• Base
• Buffer

Kilder

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

Eksterne henvisninger

• pH-skalaen fylder 100 år
• UniSci, 22-Mar-2001, Answering One Of Water's Most Basic Questions Citat: "..."The result is that we now have the first model of why water has the pH it does," says Dellago...."

Wikimedia Commons har billeder og/eller lyd med forbindelse til: PH