pH on mitta siitä, kuinka hapan tai emäksinen liuos on. Kemian, biologian, lääketieteen ja ympäristötieteen kannalta on olennaista ymmärtää, kuinka se lasketaan ensimmäisistä periaatteista.
pH-kaava
pH määritellään vetyionikonsentraation negatiiviseksi emäksen 10 logaritmiksi:
pH = −log₁₀[H⁺]
Missä [H+] on vetyionien pitoisuus mooleina litrassa (mol/L tai M).
Esimerkki 1: [H⁺] = 0,001 M (10-3 M):
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (hapan)
Esimerkki 2: [H⁺] = 1 × 10⁻7 M (puhdas vesi):
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (neutraali)
Esimerkki 3: [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M:
- pH = 11 (emäksinen/emäksinen)
pH-asteikko
| pH | Luokitus | Esimerkki |
|---|---|---|
| 0–2 | Voimakkaasti hapan | Akkuhappo, mahahappo (1-2) |
| 3–4 | Hapan | Etikka (2,4), appelsiinimehu (3,5) |
| 5–6 | Lievästi hapan | Musta kahvi (5), sadevesi (5,6) |
| 7 | Neutraali | Puhdasta vettä |
| 8–9 | Lievästi perus | Merivesi (8), ruokasooda (8,3) |
| 10–12 | Perus | Magnesiummaito (10,5) |
| 13–14 | Vahvasti perus | Valkaisuaine (12,5), viemärinpuhdistusaine (14) |
Lasketaan [H⁺] pH:sta
Käänteinen laskenta — ionipitoisuuden löytäminen pH:sta:
[H⁺] = 10^(−pH)
Esimerkki: pH = 4,5:
- [H⁺] = 10^(-4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/L
pH:n ja pOH:n välinen suhde
Vesiliuoksissa 25 °C:ssa:
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Jos tiedät hydroksidi-ionipitoisuuden vetyionien sijaan:
Esimerkki: [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M:
- pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14 - 3 = 11 (emäksinen)
Vahvojen happojen pH:n laskeminen
Vahvat hapot (HCl, HNO3, H2SO4) hajoavat täysin vedessä:
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Esimerkki: 0,05 M HCl:
- [H⁺] = 0,05 M
- pH = −log(0,05) = 1,30
H2SO4:lle (diproottinen): [H⁺] = 2 × [H2SO4]
Heikkojen happojen pH:n laskeminen (Ka:lla)
Heikot hapot hajoavat osittain. Käytä happodissosiaatiovakiota Ka:
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Missä C = alkuhapon pitoisuus, Ka = dissosiaatiovakio.
Esimerkki: 0,1 M etikkahappo (Ka = 1,8 × 10-⁵):
- [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √ (1,8 × 10–16) = 1,34 × 10–3
- pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87
(Verrattuna vahvaan happoon: 0,1 M HCl:n pH olisi 1,0 - paljon happamampi)
Vahvojen emästen pH:n laskeminen
Vahvat emäkset (NaOH, KOH) hajoavat kokonaan:
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Esimerkki: 0,02 M NaOH:
- pOH = -log(0,02) = 1,70
- pH = 14 – 1,70 = 12,30
Puskuriratkaisut
Puskuri vastustaa pH-muutosta. Henderson-Hasselbalchin yhtälö laskee puskurin pH:n:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Missä [A-] = konjugaatin emäspitoisuus, [HA] = heikko happopitoisuus.
Esimerkki: Etikkahappo/asetaattipuskuri, pKa = 4,74, yhtä suuret pitoisuudet:
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
Puskurit toimivat parhaiten ±1 pH-yksikön sisällä pKa:sta.
Käytännön sovellukset
Veren pH: Pidetty välillä 7,35–7,45 bikarbonaattipuskuroinnilla. Alle 7,35 = asidoosi; yli 7,45 = alkaloosi.
Uima-altaat: Optimaalinen pH 7,2–7,8. Alle 7,0 ärsyttää silmiä ja syövyttää laitteita; yli 7,8 vähentää kloorin tehokkuutta.
Maan pH: Vaikuttaa ravinteiden saatavuuteen. Useimmat kasvit viihtyvät 6,0-7,0; mustikat mieluummin 4,5-5,5.
Käytä logaritmilaskuriamme laskeaksesi nopeasti −log-arvot pH- ja pOH-laskelmille.