pH

pH, Водневий показник — величина, що показує міру активності іонів водню (Н⁺) в розчині, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном «концентрація» замість «активність» у цьому визначенні.

У водних розчинах активність іонів водню визначається константою дисоціації води (Kw=1.011 × 10⁻¹⁴ при 25 °C) та взаємодією з іншими іонами в розчині. Завдяки такому значенню константи дисоціації нейтральний розчин (де активність іонів водню дорівнює активності гідроксильних груп ОН^-) має значення рН, що дорівнює 7. Водні розчини із значенням рН, меншим ніж 7, вважаються кислотними, із значенням рН більшим 7 — лужними.

Загальну концепцію виміру кислотності розчину за допомогою рН сформулював С. П. Соренсен (Sørensen) в 1909 р.

Визначення

Формула для обчислення величини рН (що не має одиниць розмірності) є наступною:

$\mbox{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]$

[H⁺] показує концентрацію іонів Н⁺ (або, якщо казати точніше, для водних розчинів — іонів гідроксонію [H₃O⁺]), вимірених в молях на літр (одиниця концентрації, що називається «молярність»). В розчинах невисокої концентрації активність іонів збігається з величиною їхньої концентрації.

рН абсолютно чистої води мусить мати значення 7. Але в реальності такого майже ніколи не трапляється — наприклад завдяки тому, що, при розчинюванні у воді вуглекислого газу (СО₂) з повітря, утворюється вугільна кислота Н₂СО₃, яка при дисоціації на іони Н⁺ та СО₃^2- може зменшувати значення рН води до величини 5.7-6.

pH більшості відомих розчинів коливається між значеннями 0 та 14. Відомі розчини із значенням рН меншим нуля та більшим 14, але у таких випадках замість pH, як характеристики кислотності розчину, зазвичай користуються концентрацією кислоти або лугу .

Розрахунок pH для розчинів

Значення pH для слабких та сильних кислот можна розрахувати, використовуючи деякі припущення.

Процес розчинення сильної кислоти, наприклад соляної, у воді можна записати, як:

HCl(aq) → H⁺ + Cl⁻

Тобто приймаєтся, що в 0.01 M розчині HCl концентрація іонів гідроксонію також становить 0.01 M. Отже: pH = −log₁₀ [H⁺]:

pH = −log (0.01)

що дорівнює 2.

Для слабких кислот реакція дисоціації не йде до кінця. Між іонами водню, молекулами кислоти та її спорідненої основи досягається рівновага. Наступне рівняння ілюструє цю рівновагу між мурашиною кислотою та її іонами:

HCOOH(aq) ↔ H⁺ + HCOO⁻

Щоб мати можливість розрахувати pH необхідно знати константу рівноваги для цієї кислоти, яка визначається за наступним рівнянням:

K_a = [іони водню][іони кислоти] / [кислота]

Для HCOOH, K_a = 1.6 × 10⁻⁴

При розрахунку pH не дуже слабкої кислоти у незанадто розведеному розчині зазвичай приймається, що вода не постачає іонів водню (до речі таке саме припущення було зроблено для розрахунку кислотності сильної кислоти вище). Це спрощує розрахунок і достатньо правомірно, тому, що концентрація іонів водню, що є наслідком дисоціації води складає 1×10⁻⁷ М, що зазвичай несуттєво.

Для 0.1 М розчину мурашиної кислоти (HCOOH), константа кислотності дорінює:

K_a = [H⁺][HCOO⁻] / [HCOOH]

Приймаючи, за x кількість дисоційованих молекул кислоти, заувжимо, що [HCOOH] зменшиться на цю кількість, у той час як [H⁺] та [HCOO⁻] збільшаться на це число. Таким чином, [HCOOH] можна замінити на 0.1 − x, а [H⁺] та [HCOO⁻] на x. В результаті маємо вираз:

$1.6\times 10^{-4} = \frac{x^2}{0.1-x}$

Розв'язуючи відносно x одержуємо 3.9×10⁻³, що і є концентрацією іонів водню. Таким чином pH = −log(3.9×10⁻³), або приблизно 2.4.