تعریف اصطلاحات

از مقدار PH معیار اسیدی یا بازی بودن یک محلول است. این بستگی به غلظت یون هیدروژن دارد (

اچ +) یا یون های هیدرونیوم (

اچ 3 O +) در محلول.
برای به دست آوردن مقادیر عددی قابل کنترل تر برای غلظت یون های هیدروژن، مقدار pH به صورت تعریف شد. لگاریتم دهه منفی غلظت یون هیدروژن یا یون هیدرونیوم.
(توجه: از آنجایی که فقط مقادیر عددی و نه واحدها را می توان لگاریتم کرد، غلظت همیشه با غلظت استاندارد 1 مرتبط است.

مول ⋅ ل – 1.

پاچ = -ال جیج(H+) به ترتیب. پاچ = -ال جیج(H3O+)

به روشی مشابه، می توان مقدار pH به عنوان لگاریتم منفی غلظت تعریف کنید

اوه –یون ها

پOاچ = -ال جیج(اوه-)

محصول یونی آب و pH

آب رسانای الکتریسیته بسیار کمی است. دلیل این امر در خود تجزیه شدن آب نهفته است اتوپروتولیز.

اچ2O ⇌ اچ+ + اوه-ببه عنوان مثالw.اچ2O+H2O ⇌ اچ3O+ + اوه-

این را می توان برای این واکنش تعادلی انجام داد قانون عمل توده ای (MWG) راه اندازی شد.

K=ج(اچ+)⋅ج(اوه-)ج(H2O)ببه عنوان مثالw. K=ج(H3O+)⋅ج(اوه-)ج(اچ2O)⋅ج(اچ2O)

طبق MWG، این تعادل وابسته به دما را فراهم می کند ثابت تعادل K. از آنجایی که تفکیک بسیار کوچک است، i. H. تعادل در اتوپروتولیز به خوبی در کنار آب است، غلظت آب را می توان ثابت در نظر گرفت. بنابراین می توان آن را در ثابت تعادل گنجاند. ثابت

ک دبلیواراده از آن محصول یونی آب تعیین شده است.

کw=ج(H3O+)⋅ج(اوه-)

در 22 درجه سانتی گراد محصول یونی آب است

10 -14 مول 2 ⋅ ل – 2.

ج(H3O+)⋅ج(اوه-) = کw = 10-14 مول2⋅ل-2

با در نظر گرفتن لگاریتم این معادله، با در نظر گرفتن تعاریف pH و pOH، به دست می آید:

پاچ+پOاچ=پکw=14

از آنجایی که در آب خالص، با توجه به معادله واکنش برای اتوپروتولیز، غلظت از

اچ 3 O +یون ها برابر با غلظت هستند

اوه -یون ها، مقدار pH آب خالص:

pH=7

این pH 7 نیز نامیده می شود خنثی تعیین شده است. در غلظت های بالاتر از

اچ 3 O +یون‌ها منجر به مقادیر PH پایین‌تر (محدوده اسید)، با پایین‌تر می‌شوند

اچ 3 O +- غلظت، مقدار pH بیشتر از 7 (محدوده پایه).

در زندگی روزمره ما با تعدادی محلول اسیدی و بازی مواجه می شویم که بر این اساس مقادیر pH متفاوتی دارند.

شاخص جهانیen مقدار pH محلول را با رنگ مشخصه آنها نشان می دهد. بنابراین معرفی می کند PH اسیدی در شاخص های جهانی مانند Unitest به رنگ قرمز و a پایه ایاو pH به رنگ آبی می رسد. در محدوده خنثی، نشانگرهای جهانی به رنگ زرد/سبز هستند (شکل 1 را ببینید). با این حال، نشانگرهای اسید-باز مختلفی وجود دارد که واکنش‌های رنگی متفاوتی را نشان می‌دهند. “مناطق انتقال” آنها که در آن رنگ تغییر می کنند لزوماً نباید در pH 7 باشند.

محاسبات مقادیر pH محلول های مختلف

PH اسیدها و بازهای قوی
محاسبه مقدار pH محلول های اسیدها و بازهای قوی بسیار ساده است. اسیدها و بازهای قوی تقریباً به طور کامل تفکیک می شوند. بنابراین غلظت

اچ 3 O +-یون یا

اوه -یونها برابر با غلظت اصلی هستند

ج 0اسید مورد استفاده

برای محلول آبی یک اسید قوی مونوبازیک، به عنوان مثال. اسید هیدروکلریک B.، غلظت 0.01 mol/l بنابراین اعمال می شود:

HA + H2O → اچ3O+ + A- ج(H3O+) = ج0(HA) ج(H3O+) = 00.01 مول در لیتر = 10-2 جزئیپاچ = -lg ج(H3O+) = 2

در مورد اسیدهای قوی پلی بازیک نیز باید در نظر گرفت که یک مولکول اسید چندین یون هیدروژن آزاد می کند. اسید سولفوریک با همان غلظت 0.01 مول در لیتر، مقدار pH حدوداً 1.7 را ایجاد می کند! غلظت یون هیدرونیوم البته 0.02 mol/l با تفکیک کامل اسید است.

برای پایه های قوی، pH از pOH از طریق محصول یونی آب به روشی مشابه محاسبه می شود.

پOاچ=-ال جیج(اوه-)=-ال جیج0پاچ=پکدبلیو-پOاچ = ‌14 -پOاچپاچ=‌14 +ال جیج0(ج0 غلظت اولیه پایه است)

PH اسیدها و بازهای ضعیف
اسیدها و بازهای ضعیف به طور کامل از هم جدا نمی شوند. بنابراین نمی توان فرض کرد که غلظت

اچ +- به ترتیب.

اچ 3 O +یون‌ها مربوط به غلظت (غلظت کل) اسید است، زیرا تنها بخشی از مولکول‌های اسید (HA) به شکل تفکیک شده وجود دارد. میزان تفکیک و در نتیجه قدرت اسیدی به مقدار pKa اسید بستگی دارد.
مشابه مقدار pH، مقدار pKa لگاریتم منفی دهه است ثابت اسید

ک اس. ثابت

ک اسثابت تعادل برای تفکیک اسید در آب است. MWG منجر به اتصال زیر می شود:

HA + H2O ⇌ اچ3O+ + A-کاس’ = ج(H3O+)⋅ج(آ-)ج(HA)⋅ج(H2O)

اونجا بله c(

آ -) = ج(

اچ 3 O +) است، نتیجه این است:

کاس'[c(H2O)] = ج2(H3O+)ج(HA) = کاسکاس[c(HA)] = ج2(اچ3O+)پکاس-ال جیج(HA)=2پاچپکاس-ال جیج(HA)2 = پاچ

در این معادله، تنها غلظت اسید در تعادل c(HA) ناشناخته است. از تفاوت بین غلظت اسید اولیه و کسر جدا شده c(

آ -). از آنجایی که اسیدهای ضعیف رقیق بسیار کم تفکیک می شوند، یعنی c(

آ -) << c(HA)، تقریباً می توان فرض کرد که غلظت اولیه اسید تقریباً برابر با غلظت اسید تفکیک نشده در حالت تعادل است.

بیرون از ج(آ-) << ج(HA) و ج0(HA) = ج(آ-) + ج(HA) به شرح زیر است:c(HA) ≈ج0(HA) (ج0 غلظت اولیه اسید است)

این معادله تقریبی زیر را برای مقدار pH محلول‌های اسیدهای ضعیف به دست می‌دهد:

پاچ=12[pKS−lgc0(HA)] به ترتیب.ج(اچ3O+)=کاس⋅ج0(HA)

یک تقریب مشابه برای پایه های ضعیف به دست می آید:

پOاچ=12[pKB−lgc0(B)] (به ترتیب. ج(اوه-)=کب⋅ج0(ب))آن به شرح زیر است:پاچ=پکدبلیو-12[pKB−lgc0(B)]پاچ=14-12پکب+12ال جیج0(ب)

البته باید توجه داشت که اینها معادلات تقریبی هستند که فقط برای اسیدها یا بازهایی ضعیف که به اندازه کافی رقیق شده اند اعمال می شود. اگر این معادله را برای راه حل های دیگر اعمال کنید، نتایج اشتباهی دریافت می کنید (به مثال محاسبه مراجعه کنید)!