Åbn hovedmenuen

pH-skala, grafen viser sammenhængen mellem koncentrationen af hydronium (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 forsøgsomstændighederne 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 hydroniumioner, H3O+, hvor lav pH angiver høj hydroniumionkoncentration, mens høj pH angiver lave koncentrationer af hydroniumionen.

DefinitionRediger

På grund af vands protolytiske egenskaber gælder følgende for rent vand ved 25 °C:

 

og:

 

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

 

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

 

Ved 25 °C må følgende naturligvis være sandt:

 

pH og pOHRediger

 
pH-skalaen.

Rent vand ved 25 °C har altså følgende pH:

 

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

IndikatorerRediger

  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 for den opløsning, lakmuspapiret kommer i kontakt med.

MålingRediger

Normalt måles pH med et pH-meter. Det er et elektronisk instrument, hvor måleenheden udgøres af en ion-selektiv glaselektrode[1] 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 og pOHRediger

Opløsninger af syrerRediger

Hvis en syre opløses i vand, vil opløsningens pH stige, fordi der dannes hydronium ved, at syren afgiver protoner til vandet. For en enkelt proton er reaktionen:

 

hvor HA er syren og   er den korresponderende base.[2]

Stærk syreRediger

  Hovedartikel: Stærk syre.

Den simpleste beregningsmodel antager, at syren dissocierer fuldstændig, hvilket gør den til en stærk syre. Dvs. at reaktionen kun forløber i én retning:

 

For en syre med en enkelt proton er hydronium-koncentrationen   altså approksimativt lig med den oprindelige syrekoncentration  :[3]

 

Altså er pH:

 

 

 

 

 

(1)

For en stærk syre, der afgiver   antal protoner, er pH:

 

Svag syreRediger

  Hovedartikel: Svag syre.
 
Plot af hydronium-koncentrationen for en svag (blå) og en stærk (rød) syre. Den stærke syre er en god approksimation, så længe   er meget mindre end  .

Mere generelt er syrers dissociation beskrevet med syrestyrkekonstanten  :

 

Det ses, at beregningen for den stærke syre svarer til, at syrestyrkekonstanten er uendelig stor, mens svage syrer har små syrestyrkekonstanter. Hvis hydronium-koncentrationen er givet ved  , er koncentrationen af den korresponderende base ligeledes  , mens syrekoncentrationen er den oprindelige koncentration minus  .

 
 
 

Syrestyrkekonstanten bliver altså:[2]

 

Dvs.:

 

Dette er en andengradsligning, hvor løsningen er:[4]

 

Altså er pH:

 

 

 

 

 

(2)

Denne ligning giver generelt en lavere hydroniumkoncentration end den stærke syre, men for små værdier af   er de to modeller næsten ens. Den svage syre giver en hydroniumkoncentration halvt så høj som for den stærke syre, når den er lig med den halve  :

 

I denne formel kan   findes:

 

Den stærke syre approksimation kan altså bruges, når   er meget mindre end  

 

For ideelle stærke syrer er dette opfyldt, da syrestyrkekonstanten går mod uendelig.

Meget svag syreRediger

For meget svage syrer

 

kan syrestyrkekonstanten approksimativt skrives:

 

I så fald er pH:[2]

 

hvilket er det samme som:

 

 

 

 

 

(3)

hvor

 

Inkl. vands autoprotolyseRediger

De forudgående udtryk for pH giver alle en hydronium-koncentration på nul, når der ikke er opløst syre. En koncentration på nul ville dog betyde en uendelig pH:

 

For at beregne pH for meget lave syrekoncentrationer er det nødvendigt at medregne vands autoprotolyse beskrevet tidligere i artiklen, da den er ansvarlig for, at der er i hydronium i helt rent vand. Der er altså to ligevægtsreaktioner:

 
 

Der er ligeledes to ligevægtskonstanter:

 
 

Da begge reaktioner producerer hydronium, må det desuden gælde, at:

 

Denne ligning kan bruges til at finde pH, hvis højresiden erstattes.

 
Plot af pH for en svag syre uden (blå) og med (cyan) autoprotolyse. Autoprotolyse skal medregnes, når syrekoncentrationen   er meget lav. I dette plot anvendes   og  .

Syrekoncentrationen ved ligevægt må være:

 

Dette indsættes i udtrykket for syrestyrkekonstanten, og basekoncentrationen isoleres:

 

Tilsvarende for hydroxid:

 

Dermed:

 

Hydroniumkoncentrationen erstattes med  , og ligningen omarrangeres:

 

Dvs.

 

 

 

 

 

(4)

Denne tredjegradsligning reducerer til andengradsligningen for den svage syre, hvis   sættes til nul.
Tredjegradsligningen kan løses numerisk.[4]

EksempelRediger

En opløsning af præcis 0,1 M hydrogenchlorid (HCl), der har en Ks på 106,3 M,[2] har jævnfør approksimationen lign. 1 for stærke syrer:

 

Jf. den mere generelle lign. 2 beskrevet under svage syrer er pH:

 

Der er altså først en afvigelse på det ottende decimal i dette tilfælde, hvorfor det er praktisk at betragte saltsyre som en stærk syre.

Hvis ligning 3 for en meget svag syre fejlagtigt bruges, giver den:

 

Denne pH er over tre gange så høj som de andre pH-estimater og altså som forventet ikke anvendelig for HCl.

Beregning af pOH for opløsninger af syrerRediger

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:

 


 

Beregning af basers pHRediger

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

 
hvor
cb angiver den formelle koncentration af base.
Kb angiver baseligevægtskonstanten, der kan findes som en tabelværdi og her kan omskrives til:
 

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

En stærk bases pH kan tilnærmes ved følgende formel:

 

En svag bases pH kan tilnærmes ved følgende formel:

 

Beregning af basers pOHRediger

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:

 


 

Eksempler på pHRediger

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

pH for udvalgte 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 ogsåRediger

KilderRediger

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

Eksterne henvisningerRediger


syre/base-kemi

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

KildehenvisningerRediger

  1. ^ Se Glass electrode på det engelsksprogede Wikipedia
  2. ^ a b c d "Strength of Acids", courses.lumenlearning.com, Lumen Learning, hentet 27. april 2019. 
  3. ^ "2. Strong and Weak Acids", chem.libretexts.org, Libre Texts, hentet 28. april 2019. 
  4. ^ a b "Weak Acids and Bases", chem.libretexts.org, Libre Texts, hentet 28. april 2019. 
Wikimedia Commons har medier relateret til: