9.2 pH og sterke syrer/baser

pH-skalaen

pH er et mål på hvor sur eller basisk en løsning er. pH står for "potentia Hydrogenii" (hydrogenionets styrke).

Definisjon av pH

$$\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]$$

- Lav pH (0-7): Sur løsning (høy [H₃O⁺])
- pH = 7: Nøytral løsning ([H₃O⁺] = [OH⁻])
- Høy pH (7-14): Basisk løsning (lav [H₃O⁺], høy [OH⁻])

Viktige pH-verdier

Vannets autoprotolysering

Vann kan reagere med seg selv (autoprotolysering):

$$2\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-$$

Vannets ioneprodukt (Kw)

$$K_\text{w} = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 1{,}0 \times 10^{-14} \quad \text{(ved 25°C)}$$

Viktig sammenheng:
- I rent vann: [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ M → pH = 7
- I sur løsning: [H₃O⁺] > [OH⁻] → pH < 7
- I basisk løsning: [H₃O⁺] < [OH⁻] → pH > 7

Sammenheng mellom [H₃O⁺] og [OH⁻]

Hvis du kjenner én konsentrasjon, kan du finne den andre:

$$[\text{OH}^-] = \frac{K_\text{w}}{[\text{H}_3\text{O}^+]} = \frac{1{,}0 \times 10^{-14}}{[\text{H}_3\text{O}^+]}$$

$$[\text{H}_3\text{O}^+] = \frac{K_\text{w}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1{,}0 \times 10^{-14}}{[\text{OH}^-]}$$

pOH og sammenheng med pH

På samme måte som pH er definert for H₃O⁺, er pOH definert for OH⁻:

$$\text{pOH} = -\log[\text{OH}^-]$$

Sammenheng mellom pH og pOH

$$\text{pH} + \text{pOH} = 14{,}00 \quad \text{(ved 25°C)}$$

Denne sammenhengen gjelder alltid for vandige løsninger ved 25°C.

Konvertering mellom pH og pOH

- Hvis du kjenner pH: pOH = 14 − pH
- Hvis du kjenner pOH: pH = 14 − pOH

Eksempel:
- pH = 3 → pOH = 14 − 3 = 11
- pOH = 2 → pH = 14 − 2 = 12

pH-beregninger for sterke syrer

Sterke syrer protolyserer fullstendig i vann:

$$\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$

For enprotiske sterke syrer (HCl, HNO₃, HBr, HI):

$$[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{syre}]_0$$

hvor [syre]₀ er startkonsentrasjonen av syren.

Fremgangsmåte

1. Finn [H₃O⁺] = konsentrasjonen av syren
2. Beregn pH = −log[H₃O⁺]

Eksempel:
- 0,10 M HCl → [H₃O⁺] = 0,10 M → pH = −log(0,10) = 1,00

Flerprotiske syrer (H₂SO₄)

Svovelsyre (H₂SO₄) kan gi fra seg to protoner:
- Første proton: H₂SO₄ + H₂O → HSO₄⁻ + H₃O⁺ (fullstendig)
- Andre proton: HSO₄⁻ + H₂O ⇌ SO₄²⁻ + H₃O⁺ (delvis)

For fortynnet H₂SO₄ (<0,1 M): [H₃O⁺] ≈ 2 × [H₂SO₄]₀

pH-beregninger for sterke baser

Sterke baser løser seg fullstendig i vann:

$$\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$$

For sterke baser (NaOH, KOH):

$$[\text{OH}^-] = [\text{base}]_0$$

Fremgangsmåte

1. Finn [OH⁻] = konsentrasjonen av basen
2. Beregn pOH = −log[OH⁻]
3. Beregn pH = 14 − pOH

Alternativ metode:
1. Finn [OH⁻]
2. Beregn [H₃O⁺] = Kw / [OH⁻]
3. Beregn pH = −log[H₃O⁺]

Baser med flere OH⁻ (Ba(OH)₂, Ca(OH)₂)

For Ba(OH)₂: [OH⁻] = 2 × [Ba(OH)₂]₀

$$\text{Ba(OH)}_2 \rightarrow \text{Ba}^{2+} + 2\text{OH}^-$$

Oppsummering

- pH-skalaen: $\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]$; pH < 7 (sur), pH = 7 (nøytral), pH > 7 (basisk)
- pH-skalaen er logaritmisk: hvert steg på skalaen er 10-ganger forskjell i [H₃O⁺]
- Vannets autoprotolysering: $2\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-$
- Vannets ioneprodukt: $K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 1{,}0 \times 10^{-14}$ (ved 25°C)
- pOH: $\text{pOH} = -\log[\text{OH}^-]$; sammenheng: $\text{pH} + \text{pOH} = 14{,}00$
- For sterke syrer (HCl, HNO₃): $[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{syre}]_0$, deretter beregn pH
- For sterke baser (NaOH, KOH): $[\text{OH}^-] = [\text{base}]_0$, beregn pOH, deretter pH = 14 − pOH
- For H₂SO₄: $[\text{H}_3\text{O}^+] \approx 2 \times [\text{H}_2\text{SO}_4]_0$; for Ba(OH)₂: $[\text{OH}^-] = 2 \times [\text{Ba(OH)}_2]_0$