pH är måttet på hur sur eller basisk en lösning är. Att förstå hur man beräknar det utifrån de första principerna är grundläggande för kemi, biologi, medicin och miljövetenskap.
pH-formeln
pH definieras som den negativa bas-10-logaritmen för vätejonkoncentrationen:
pH = −log₁₀[H⁺]
Där [H⁺] är koncentrationen av vätejoner i mol per liter (mol/L eller M).
Exempel 1: [H⁺] = 0,001 M (10⁻³ M):
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (sur)
Exempel 2: [H⁺] = 1 × 10⁻⁷ M (rent vatten):
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (neutral)
Exempel 3: [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M:
- pH = 11 (basiskt/alkaliskt)
pH-skalan
| pH | Klassificering | Exempel |
|---|---|---|
| 0–2 | Starkt surt | Batterisyra, magsyra (1–2) |
| 3–4 | Surt | Vinäger (2,4), apelsinjuice (3,5) |
| 5–6 | Lätt surt | Svart kaffe (5), regnvatten (5,6) |
| 7 | Neutral | Rent vatten |
| 8–9 | Lätt basic | Havsvatten (8), bakpulver (8.3) |
| 10–12 | Grundläggande | Magnesiamjölk (10,5) |
| 13–14 | Starkt grundläggande | Blekmedel (12.5), avloppsrengörare (14) |
Beräknar [H⁺] från pH
Den omvända beräkningen – hitta jonkoncentration från pH:
[H⁺] = 10^(−pH)
Exempel: pH = 4,5:
- [H⁺] = 10^(−4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/L
Förhållandet mellan pH och pOH
I vattenlösningar vid 25°C:
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Om du känner till koncentrationen av hydroxidjoner istället för vätejoner:
Exempel: [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M:
- pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14 − 3 = 11 (bas)
Beräknar pH för starka syror
Starka syror (HCl, HNO₃, H₂SO4) dissocierar fullständigt i vatten:
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Exempel: 0,05 M HCl:
- [H+] = 0,05 M
- pH = −log(0,05) = 1,30
För H₂SO4 (diprotisk): [H⁺] = 2 × [H₂SO4]
Beräkna pH för svaga syror (med Ka)
Svaga syror dissocierar delvis. Använd syradissociationskonstanten Ka:
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Där C = initial syrakoncentration, Ka = dissociationskonstant.
Exempel: 0,1 M ättiksyra (Ka = 1,8 × 10⁻⁵):
- [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³
- pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87
(Jämfört med stark syra: 0,1 M HCl skulle ha pH = 1,0 - mycket surare)
Beräknar pH för starka baser
Starka baser (NaOH, KOH) dissocierar fullständigt:
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Exempel: 0,02 M NaOH:
- pOH = -log(0,02) = 1,70
- pH = 14 − 1,70 = 12,30
Buffertlösningar
En buffert motstår pH-förändringar. Henderson-Hasselbalchs ekvation beräknar buffert pH:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Där [A⁻] = konjugatbaskoncentration, [HA] = svag syrakoncentration.
Exempel: Ättiksyra/acetatbuffert, pKa = 4,74, lika koncentrationer:
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
Buffertar fungerar bäst inom ±1 pH-enhet av pKa.
Praktiska applikationer
Blodets pH: Bibehålls vid 7,35–7,45 genom bikarbonatbuffring. Under 7,35 = acidos; över 7,45 = alkalos.
Simbassänger: Optimalt pH 7,2–7,8. Under 7.0 irriterar ögonen och fräter utrustning; över 7,8 minskar kloreffektiviteten.
Markens pH: Påverkar tillgången på näringsämnen. De flesta växter trivs vid 6,0–7,0; blåbär föredrar 4,5–5,5.
Använd vår logaritmräknare för att snabbt beräkna −log-värden för pH- och pOH-beräkningar.