pH

pH-skala, grafen viser sammenhængen mellem koncentrationen af H+-ioner (i en vandig opløsning), udtrykt i mol pr. liter, og opløsningens pH.

For alternative betydninger, se PH (flertydig). (Se også artikler, som begynder med PH)

Denne artikel handler om den kemiske størrelse pH. Der er også en artikel om Poul Henningsen

pH (af nogle antaget at betyde pondus Hydrogenii "vægt(ning) af hydrogenioner"), men oprindeligt alene et resultat af, at det under forsøgsomstændighederne refererede til H⁺-koncentrationen i bæger p, mens bæger q tjente som reference) er en størrelse, der bruges til beskrivelse af en opløsnings surhedsgrad. Begrebet blev introduceret af den danske kemiker S.P.L. Sørensen og videreudviklet af bl.a. Johannes Nicolaus Brønsted. Et beslægtet begreb er pOH, der angiver en opløsnings alkalitet. Ved stuetemperatur betyder en pH på 7 neutral vandig opløsning, mens højere og lavere pH indikerer hhv. basisk og sur.

Ud fra definitionen kan pH altså betragtes som et mål for en opløsnings koncentration af oxoniumioner, H₃O⁺, hvor lav pH angiver høj oxoniumionkoncentration, mens høj pH angiver lave koncentrationer af oxoniumionen.

Definition

Vands protolytiske egenskaber gør følgende sandt for rent vand og fortyndede vandige opløsninger ved 25 °C:

${\begin{aligned}&[H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]=1,0\cdot 10^{-7}M\\&\Downarrow \\&[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=1,0\cdot 10^{-14}M^{2}\\\end{aligned}}$

pH defineres nu som minus logaritmen til H₃O⁺-koncentrationen, mens pOH defineres som minus logaritmen til

OH^--koncentrationen:

${\begin{aligned}&pH=-\log[H_{3}O^{+}]\\&pOH=-\log[OH^{-}]\\\end{aligned}}$

Den førnævnte sammenhæng bliver nu interessant, hvis minus logaritmen tages på begge sider af lighedstegnet:

$K_{v}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]\Leftrightarrow -\log K_{v}=pH+pOH$

Ved 25 °C må følgende naturligvis være sandt:

$pH+pOH=14,00$

pH og pOH

pH-skalaen.

Rent vand ved 25 °C har altså følgende pH:

$pH=-\log(1,0\cdot 10^{-7}M)=7,0$

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.

	[H3O+]	[OH-]	pH	pOH
Sur opløsning	[H3O+] > 1,0 · 10 -7	[OH-] < 1,0 · 10 -7	pH < 7	pOH > 7
Neutral opløsning	[H3O+] = 1,0 · 10 -7	[OH-] = 1,0 · 10 -7	pH = 7	pOH = 7
Basisk opløsning	[H3O+] < 1,0 · 10 -7	[OH-] > 1,0 · 10 -7	pH > 7	pOH < 7

Indikatorer

Uddybende artikel: pH-indikator

Fenolftalein i basisk opløsning.

pH af en opløsning kan vises med forskellige typer indikatorer. Dette er typisk væsker, der antager forskellige farve ved forskellige pH, såsom fenolftalein, methylorange, bromcresolgrønt, methylrødt, bromthymolblåt, thymolblåt eller papir med imprægneret indikatorvæsker – eksempelvis lakmuspapir. Lakmuspapir antager en bestemt farve, afhængigt af pH for den opløsning, lakmuspapiret kommer i kontakt med.

Måling

Normalt måles pH med et pH-meter. Det er et elektronisk instrument, hvor måleenheden udgøres af en ion-selektiv glaselektrode i forbindelse med den væske, der skal måles på. Glaselektroden er sensitiv over for hydroniumioner og kan derfor måle koncentrationen af hydroniumioner i den omgivende væske.

Beregning af pH og pOH

Opløsninger af syrer

Hvis en syre opløses i vand, vil pH-værdien af opløsningen stige, fordi der dannes hydronium ved, at syren afgiver protoner til vandet. For en enkelt proton er reaktionen:

${\text{HA (aq)}}+{\text{H}}_{2}{\text{O}}{\text{ (l)}}\rightleftharpoons {\text{A}}^{-}{\text{ (aq)}}+{\text{H}}_{3}{\text{O}}^{+}{\text{ (aq)}}$

hvor HA er syren og ${\text{A}}^{-}$ er den korresponderende base.

Stærk syre

Den simpleste beregningsmodel antager, at syren dissocierer fuldstændig, hvilket gør den til en stærk syre. Dvs. at reaktionen kun forløber i én retning:

${\text{HA (aq)}}+{\text{H}}_{2}{\text{O}}{\text{ (l)}}\rightarrow {\text{A}}^{-}{\text{ (aq)}}+{\text{H}}_{3}{\text{O}}^{+}{\text{ (aq)}}$

For en syre med en enkelt proton er hydronium-koncentrationen $[{\text{H}}_{3}{\text{O}}^{+}]$ altså approksimativt lig med den oprindelige syrekoncentration $c_{s}$:

$[{\text{H}}_{3}{\text{O}}^{+}]=c_{s}$

Altså er pH-værdien:

$pH=-\log \left(c_{s}\right)$

For en stærk syre, der afgiver $n$ antal protoner, er pH:

$pH=-\log \left(nc_{s}\right)$

Svag syre

Mere generelt er syrers dissociation beskrevet med syrestyrkekonstanten $K_{s}$:

$K_{s}={\frac {[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}][{\mbox{A}}^{-}]}{[{\mbox{HA}}]}}$

Det ses, at beregningen for den stærke syre svarer til, at syrestyrkekonstanten er uendelig stor, mens svage syrer har små syrestyrkekonstanter. Hvis hydronium-koncentrationen er givet ved $x$, er koncentrationen af den korresponderende base ligeledes $x$, mens syrekoncentrationen er den oprindelige koncentration minus $x$.

$[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}]=x$

$[{\mbox{A}}^{-}]=x$

$[{\mbox{HA}}]=c_{s}-x$

Syrestyrkekonstanten bliver altså:

$K_{s}={\frac {x^{2}}{c_{s}-x}}$

Dvs.:

${\begin{aligned}K_{s}c_{s}-K_{s}x&=x^{2}\\0&=x^{2}+K_{s}x-K_{s}c_{s}\end{aligned}}$

Dette er en andengradsligning, hvor løsningen er:

$x=-{\frac {K_{s}}{2}}+{\sqrt {{\frac {K_{s}^{2}}{4}}+K_{s}c_{s}}}$

Altså er pH:

$pH=-\log(x)=-\log \left(-{\frac {K_{s}}{2}}+{\sqrt {{\frac {K_{s}^{2}}{4}}+K_{s}c_{s}}}\right)$

Meget svag syre

For meget svage syrer

$x\ll c_{s}$

kan syrestyrkekonstanten approksimativt skrives:

$K_{s}={\frac {x^{2}}{c_{s}}}$

I så fald er pH:

$pH=-\log \left({\sqrt {K_{s}c_{s}}}\right)$

hvilket er det samme som:

$pH={\frac {1}{2}}\cdot \left(pK_{s}-\log \left(c_{s}\right)\right)$

hvor

$pK_{s}=-\log \left(K_{s}\right)$

Eksempel

En opløsning af præcis 0,1 M saltsyre (HCl), der har en K_s på 1·10^6.3M, har jævnfør approksimationen for stærke syrer:

$pH=-\log \left({\frac {0,1{\text{ M}}}{1{\text{ M}}}}\right)=1,0$

Jf. den mere generelle formel beskrevet under svage syrer er pH:

$pH=-\log \left({\frac {1}{1{\text{ M}}}}\left({\frac {-1\cdot 10^{6.3}{\text{ M}}}{2}}+{\sqrt {{\frac {\left(1\cdot 10^{6.3}{\text{ M}}\right)^{2}}{4}}+1\cdot 10^{6.3}{\text{ M}}\cdot 0,1{\text{ M}}}}\right)\right)=1.00000002$

Der er altså først en afvigelse på det ottende decimal i dette tilfælde, hvorfor det er praktisk at betragte saltsyre som en stærk syre.

Beregning af pOH for opløsninger af syrer

Formler, som dem der findes i afsnittet "beregning af pH for opløsninger af syrer", kan også udledes for pOH. Dette gør man dog af tradition ikke, da følgende formel er tilstrækkelig, når pH kan beregnes:

$[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=K_{v}\Leftrightarrow pH+pOH=pK_{v}$

${\begin{aligned}&[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=1,0\cdot 10^{^{-14}}M^{2}\quad (25^{\circ }C)\\&\Updownarrow \\&pH+pOH=14\quad (25^{\circ }C)\\\end{aligned}}$

Beregning af basers pH

Der findes flere måder, hvorpå pH for baser kan beregnes. For baser er den korrekte måde:

$pH=14+\log \left({\frac {-K_{b}}{2}}+{\sqrt {{\frac {{K_{b}}^{2}}{4}}+K_{b}\cdot {c_{b}}}}\right)$

hvor

c_b angiver den formelle koncentration af base.

K_b angiver baseligevægtskonstanten, der kan findes som en tabelværdi og her kan omskrives til:

$K_{b}={\frac {[OH^{-}]^{2}}{c_{b}-[OH^{-}]}}$

Det viser sig dog, at man ved en række simple antagelser, der oftest er tilladelige, kan udregne, hvor stærke og svage baser er på en lettere måde:

En stærk bases pH kan tilnærmes ved følgende formel:

$pH=14-(-\log \left(c_{b}\right))$

En svag bases pH kan tilnærmes ved følgende formel:

$pH=14-0,5\cdot \left(pK_{b}-\log \left(c_{b}\right)\right)$

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:

$[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=K_{v}\Leftrightarrow pH+pOH=pK_{v}$

${\begin{aligned}&[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=1,0\cdot 10^{^{-14}}M^{2}\quad (25^{\circ }C)\\&\Updownarrow \\&pH+pOH=14\quad (25^{\circ }C)\\\end{aligned}}$

Eksempler på pH

pH-skalaen har sit neutrale punkt ved 7, hvor der er lige meget syre og base til stede. Værdierne mellem 4,5 og 8,5 er det interval, man finder i danske jordtyper.

pH for nogle opløsninger

Opløsning	pH
Akkumulatorsyre	1,0
Mavesyre	2,0-3,0
Citronsaft	2,4
Cola	2,5
Eddike	2,9
Appelsin- eller æblejuice	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
Håndsæbe	9,0 - 10,0
Ammoniakvand	11,5
Natronlud	13,5

Se også

• Hydrogen/Brint
• Syre
• Base
• Buffer

Kilder

• Dieter Heinrich, Manfred Hergt (1992). Munksgaards atlas – økologi. København: Munksgaard. ISBN 87-16-10775-6.

Eksterne henvisninger

• pH-skalaen fylder 100 år
• 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 water has the pH it does," says Dellago...."

Kildehenvisninger

Wikimedia Commons har medier relateret til: PH