pH er et mål for, hvor sur eller basisk en opløsning er. At forstå, hvordan man beregner det ud fra de første principper er grundlæggende for kemi, biologi, medicin og miljøvidenskab.
pH-formlen
pH er defineret som den negative base-10 logaritme af hydrogenionkoncentrationen:
pH = −log₁₀[H⁺]
Hvor [H⁺] er koncentrationen af hydrogenioner i mol pr. liter (mol/L eller M).
Eksempel 1: [H⁺] = 0,001 M (10⁻³ M):
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (sur)
Eksempel 2: [H⁺] = 1 × 10⁻⁷ M (rent vand):
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (neutral)
Eksempel 3: [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M:
- pH = 11 (basisk/alkalisk)
pH-skalaen
| pH | Klassifikation | Eksempel |
|---|---|---|
| 0-2 | Stærkt syrlig | Batterisyre, mavesyre (1-2) |
| 3-4 | Syrlig | Eddike (2,4), appelsinjuice (3,5) |
| 5-6 | Mildt syrlig | Sort kaffe (5), regnvand (5,6) |
| 7 | Neutral | Rent vand |
| 8-9 | Mildt grundlæggende | Havvand (8), bagepulver (8,3) |
| 10-12 | Grundlæggende | Mælk af magnesia (10,5) |
| 13-14 | Stærkt grundlæggende | Blegemiddel (12.5), afløbsrens (14) |
Beregning af [H⁺] ud fra pH
Den omvendte beregning - at finde ionkoncentration fra pH:
[H⁺] = 10^(−pH)
Eksempel: pH = 4,5:
- [H⁺] = 10^(−4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/L
Forholdet mellem pH og pOH
I vandige opløsninger ved 25°C:
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Hvis du kender hydroxidionkoncentrationen i stedet for hydrogenioner:
Eksempel: [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M:
- pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14 − 3 = 11 (basis)
Beregning af pH af stærke syrer
Stærke syrer (HCl, HNO₃, H₂SO4) dissocieres fuldstændigt i vand:
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Eksempel: 0,05 M HCl:
- [H+] = 0,05 M
- pH = −log(0,05) = 1,30
For H₂SO4 (diprotisk): [H⁺] = 2 × [H₂SO4]
Beregning af pH af svage syrer (ved brug af Ka)
Svage syrer dissocierer delvist. Brug syredissociationskonstanten Ka:
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Hvor C = initial syrekoncentration, Ka = dissociationskonstant.
Eksempel: 0,1 M eddikesyre (Ka = 1,8 × 10⁵):
- [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³
- pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87
(Sammenlignet med stærk syre: 0,1 M HCl ville have pH = 1,0 - meget surere)
Beregning af pH af stærke baser
Stærke baser (NaOH, KOH) dissocierer fuldstændigt:
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Eksempel: 0,02 M NaOH:
- pOH = -log(0,02) = 1,70
- pH = 14 − 1,70 = 12,30
Bufferløsninger
En buffer modstår pH-ændringer. Henderson-Hasselbalch-ligningen beregner buffer pH:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Hvor [A⁻] = konjugatbasekoncentration, [HA] = svag syrekoncentration.
Eksempel: Eddikesyre/acetatbuffer, pKa = 4,74, lige store koncentrationer:
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
Buffere fungerer bedst inden for ±1 pH-enhed af pKa.
Praktiske applikationer
Blod pH: Opretholdt på 7,35–7,45 ved hjælp af bicarbonatbuffring. Under 7,35 = acidose; over 7,45 = alkalose.
Svømmebassiner: Optimal pH 7,2–7,8. Under 7.0 irriterer øjne og ætser udstyr; over 7,8 reducerer kloreffektiviteten.
Jordens pH: Påvirker tilgængeligheden af næringsstoffer. De fleste planter trives ved 6,0-7,0; blåbær foretrækker 4,5-5,5.
Brug vores logaritme-beregner til hurtigt at beregne −log-værdier til pH- og pOH-beregninger.