A pH annak mértéke, hogy mennyire savas vagy lúgos az oldat. A kémia, a biológia, az orvostudomány és a környezettudomány számára alapvető fontosságú, hogy megértsük, hogyan kell kiszámítani az első elvekből.
A pH-képlet
A pH-t a hidrogénion-koncentráció negatív bázis-10 logaritmusaként határozzuk meg:
pH = −log₁₀[H⁺]
Ahol [H+] a hidrogénionok koncentrációja mol/literben (mol/l vagy M).
1. példa: [H⁺] = 0,001 M (10-3 M):
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (savas)
2. példa: [H⁺] = 1 × 10⁻7 M (tiszta víz):
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (semleges)
3. példa: [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M:
- pH = 11 (bázikus/lúgos)
A pH-skála
| pH | Osztályozás | Példa |
|---|---|---|
| 0–2 | Erősen savas | Akkumulátorsav, gyomorsav (1-2) |
| 3–4 | Savas | Ecet (2,4), narancslé (3,5) |
| 5–6 | Enyhén savas | Feketekávé (5), esővíz (5,6) |
| 7 | Semleges | Tiszta víz |
| 8–9 | Enyhén alap | Tengervíz (8), szódabikarbóna (8,3) |
| 10–12 | Alapvető | Magnézium-tej (10,5) |
| 13–14 | Erősen alapvető | Fehérítő (12,5), lefolyótisztító (14) |
[H⁺] kiszámítása pH-ból
A fordított számítás – az ionkoncentráció meghatározása a pH-ból:
[H⁺] = 10^(−pH)
Példa: pH = 4,5:
- [H⁺] = 10^(-4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/L
A pH és a pOH kapcsolata
25°C-os vizes oldatokban:
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Ha ismeri a hidroxidion koncentrációját hidrogénionok helyett:
Példa: [OH⁻] = 1 × 10-3 M:
- pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14–3 = 11 (bázis)
Erős savak pH-jának kiszámítása
Az erős savak (HCl, HNO3, H2SO4) vízben teljesen disszociálnak:
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Példa: 0,05 M HCl:
- [H⁺] = 0,05 M
- pH = -log(0,05) = 1,30
H2SO4 (diprotikus): [H+] = 2 × [H2SO4]
Gyenge savak pH-jának kiszámítása (Ka segítségével)
A gyenge savak részben disszociálnak. Használja a Ka savdisszociációs állandót:
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Ahol C = kezdeti savkoncentráció, Ka = disszociációs állandó.
Példa: 0,1 M ecetsav (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
(Az erős savhoz képest: 0,1 M HCl pH = 1,0 - sokkal savasabb)
Erős bázisok pH-jának kiszámítása
Az erős bázisok (NaOH, KOH) teljesen disszociálnak:
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Példa: 0,02 M NaOH:
- pOH = -log(0,02) = 1,70
- pH = 14–1,70 = 12,30
Puffer megoldások
A puffer ellenáll a pH-változásnak. A Henderson-Hasselbalch egyenlet kiszámítja a puffer pH-értékét:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Ahol [A⁻] = konjugált bázis koncentrációja, [HA] = gyenge sav koncentrációja.
Példa: Ecetsav/acetát puffer, pKa = 4,74, egyenlő koncentrációk:
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
A pufferek a legjobban a pKa ±1 pH-egységen belül működnek.
Gyakorlati alkalmazások
A vér pH-ja: Bikarbonát puffereléssel 7,35–7,45 között tartva. 7,35 alatt = acidózis; 7,45 felett = alkalózis.
Uszodák: Optimális pH 7,2-7,8. 7,0 alatt irritálja a szemet és korrodálja a berendezést; 7,8 felett csökkenti a klór hatékonyságát.
Talaj pH-ja: Befolyásolja a tápanyag elérhetőségét. A legtöbb növény 6,0-7,0 között fejlődik; áfonya inkább 4,5-5,5.
Használja logaritmus-kalkulátorunkat a -log értékek gyors kiszámításához a pH és pOH számításokhoz.