|
#REDIRECT [[pH og pOH]]
'''pH''' og '''pOH''' er de værdier, der bruges til beskrivelse af en opløsnings surhedsgrad eller alkalitet.
<br>
De danske kemikere [[Søren Peder Lauritz Sørensen]] og [[Johannes Nicolaus Brønsted]] introducerede begrebet pH, der står for ''pondus Hydrogenii'', hvilket
betyder "vægt(ning) af hydrogenioner".
== Definition==
[[Vands autoprotolyse|Vands protolytiske egenskaber]] gør følgende sandt for rent vand og fortyndede vandige opløsninger ved 25°C:
:<math>\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}</math>
pH defineres nu som minus logaritmen til ''H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>''-koncentrationen, mens pOH defineres som minus logaritmen til
''OH<sup>-</sub>''-koncentrationen:
:<math>\begin{align}
& pH=-\log [H_{3}O^{+}] \\
& pOH=-\log [OH^{-}] \\
\end{align}</math>
Den førnævnte sammenhæng bliver nu interessant, hvis logaritmen tages på begge sider af lighedstegnet:
:<math>K_{v}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]\Leftrightarrow \log K_{v}=pH+pOH</math>
Ved 25°C må følgende naturligvis være sandt:
:<math>pH + pOH = 14,00</math>
== pH- og pOH-værdier ==
[[Image:PH scale.png|thumb|right|pH-skalaen.]]
Rent vand ved 25°C har altså følgende pH-værdi:
:<math>pH=-\log (1,0\cdot 10^{-7}M)=7,0</math>
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.
{| class="wikitable"
|-
!
! [''H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>'']
! [''OH<sup>-</sub>'']
! pH-værdi
! pOH-værdi
|-
| '''Sur opløsning'''
| [''H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>''] > 1,0 · 10 <sup>-7</sup>
| [''OH<sup>-</sub>''] < 1,0 · 10 <sup>-7</sup>
| pH < 7
| pOH > 7
|-
| '''Neutral opløsning'''
| [''H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>''] = 1,0 · 10 <sup>-7</sup>
| [''OH<sup>-</sub>''] = 1,0 · 10 <sup>-7</sup>
| pH = 7
| pOH = 7
|-
| '''Basisk opløsning'''
| [''H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>''] < 1,0 · 10 <sup>-7</sup>
| [''OH<sup>-</sub>''] > 1,0 · 10 <sup>-7</sup>
| pH > 7
| pOH < 7
|}
== Indikatorer og måling ==
[[Image:Phenolphthalein-at-pH-9.jpg|thumb|right|[[Fenolftalein]] i basisk opløsning.]]
pH- og pOH-værdien af en opløsning kan måles med forskellige typer [[indikator]]er.
Dette er typisk vækser, der antager forskellige farve ved forskellige pH-værdier, såsom [[fenolftalein]], [[methylorange]], [[bromcresolgrønt]],
[[methylrødt]], [[bromthymolblåt]], [[thymolblåt]] eller papir med imprægneret indikatorvæsker - eksempelvis [[lakmus]]papir. Lakmuspapir antager en bestemt
farve, afhængigt af pH-værdien for den opløsning lakmuspapiret kommer i kontakt med.
I dag måles pH-værdier 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-værdi.
== Beregning af syrers pH ==
Der findes flere måder hvorpå pH for syrer kan beregnes.
For syrer er den korrekte måde:
:<math>pH=-log\left( \frac{-K_{s}}{2}+\sqrt{\frac{K_{s}^{2}}{4}+K_{s}\cdot c_{s}} \right)</math>
:hvor
:''c<sub>s</sub>'' angiver den formelle koncentration af syre
:''k<sub>s</sub>'' angiver syreligevægtskonstanten, der kan findes som en tabelværdi og her er kan omskrives til:
:<math>K_{s}=\frac{[H_{3}O^{+}]^{2}}{c_{s}-[H_{3}O^{+}]}</math>
Det viser sig dog, at man ved en række simple antagelser, der oftest er tilladelige, kan udregne pH hvor stærke og svage syrer på en lettere måde:
En syre med ''pK<sub>s</sub>'' på under 0 kaldes en '''stærk syre'''. En stærk syres pH-værdi kan tilnærmes ved følgende formel:
:<math>pH = -log \left ( c_s \right )</math>
En syre med ''pK<sub>s</sub>'' på over 4 kaldes en '''svag syre'''. En svag syres pH-værdi kan tilnærmes ved følgende formel:
:<math>pH = 0,5 \cdot \left ( pK_s -log \left ( c_s \right ) \right )</math>
::Hvis man vil udregne pH i en opløsning af 0,1M [[saltsyre]] (HCl), der har en ''K<sub>s</sub>''-værdi på 1·10<sup>7</sup>M, kan det gøres på to måder:
::<math>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</math>
<br>
::<math>pH=-\log \left( 0,1M \right)=1,0</math>
== Beregning af syrers pOH ==
Formler, som dem der findes i afsnittet "beregning af syres pH", kan også udledes for pOH. Dette gør man dog af tradition ikke, da følgende formel er
tilstrækkelig, når pH kan beregnes:
:<math>[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=K_{v}\Leftrightarrow pH+pOH=pK_{v}</math>
<br />
:<math>\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}</math>
== Beregning af basers pH ==
Der findes flere måder hvorpå pH for baser kan beregnes.
For baser er den korrekte måde:
:<math>pH = 14 - log \left ( \frac{-K_b}{2}+\sqrt{\frac{{K_b}^2}{4}+k_b\cdot {c_b}} \right )</math>
:hvor
:''c<sub>b</sub>'' angiver den formelle koncentration af base
:''K<sub>b</sub>'' angiver baseligevægtskonstanten, der kan findes som en tabelværdi og her er kan omskrives til:
:<math>K_{b}=\frac{[OH^{-}]^{2}}{c_{b}-[OH^{-}]}</math>
Det viser sig dog, at man ved en række simple antagelser, der oftest er tilladelige, kan udregne pH hvor stærke og svage baseer på en lettere måde:
En '''stærk bases pH-værdi''' kan tilnærmes ved følgende formel:
:<math>pH = 14 - log \left ( c_b \right )</math>
En '''svag bases pH-værdi''' kan tilnærmes ved følgende formel:
:<math>pH = 14 - 0,5 \cdot \left ( pK_b -log \left ( c_b \right ) \right )</math>
== 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:
:<math>[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=K_{v}\Leftrightarrow pH+pOH=pK_{v}</math>
<br />
:<math>\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}</math>
==Eksempler på pH-værdier==
[[Billede:Acid Titration.PNG|right|frame]]
pH-skalaen har sit neutrale punkt ved 7. Her er der nemlig lige meget [[syre]] og [[base (kemi)|base]] til stede. Værdierne mellem 4,5 og 8,5 er det
interval, man finder i danske jordtyper.
{| style="border: 2px dotted black;"
<caption>pH-værdierne for nogle opløsninger</caption>
! '''Opløsning''' || '''pH'''
|-
| [[Akkumulator (elektrisk)|Akkumulator]]syre || 1.0
|-
| [[Mavesaft]] || 2.0
|-
| [[Citron]]saft || 2.4
|-
| [[Cola]] || 2.5
|-
| [[Eddike]] || 2.9
|-
| [[Appelsin]]- eller [[Æble (frugt)|æble]]juice || 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
|-
| [[Sæbe|Håndsæbe]] || 9.0 - 10.0
|-
| [[Ammoniakvand]] || 11.5
|-
| [[Natronlud]] || 13.5
|}
==Se også==
*[[Brint|Hydrogen/Brint]]
*[[Syre]]
*[[Base (kemi)|Base]]
*[[Buffer (Kemi)|Buffer]]
==Kilder==
*{{kilde bog|forfatter=Dieter Heinrich, Manfred Hergt|titel=Munksgaards atlas – økologi
|sted=København|udgiver=Munksgaard|år=1992|id=ISBN 87-16-10775-6}}
==Eksterne adresser==
*[http://unisci.com/stories/20011/0321011.htm 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 [[vand|water]] has the pH it does," says Dellago...."
<br clear=all />
<center>
{| style="margin:0" width="60%" align=center class=toccolours
!align=center bgcolor=#ddddff | syre/base-kemi
|- valign=top align=center style="font-size: 90%;" |
|
[[Vands autoprotolyse]] |
[[pH og pOH]] |
[[syre]] |
[[base]] |
[[titrering]] |
[[korresponderende syre-basepar]] |
[[Buffer (kemi)|buffer]]
|-
|}
</center>
| 