9.2 pH og sterke syrer/baser | Kjemi 1

Forstå pH-skalaen og hvordan du beregner pH for sterke syrer og baser.

65 min

14 oppgaver

pHpOHHydroniumionerSterke syrerSterke baserpH-beregningerNøytralisering

Du leser den tradisjonelle versjonen

Din fremgang i kapitlet

0 / 14 oppgaver

Kapitlets plass i kurset

Bygger på

9.1Syrer og baser - definisjoner

Brukes videre i

9.3Svake syrer og baser 9.4Titrering

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

Løsning	[H₃O⁺] (M)	pH
1 mol/L HCl	1	0
0,1 mol/L HCl	0,1	1
Magesyre	0,01	2
Brus	0,001	3
Regn	10⁻⁵	5
Rent vann	10⁻⁷	7
Blod	4 × 10⁻⁸	7,4
Såpe	10⁻⁹	9
0,01 mol/L NaOH	10⁻¹²	12
1 mol/L NaOH	10⁻¹⁴	14

Merk: pH-skalaen er logaritmisk. Hvert steg på pH-skalaen er en 10-ganger forskjell i [H₃O⁺].

✏️Eksempel 1: Beregn pH

Beregn pH for en løsning med [H₃O⁺] = 2,5 × 10⁻⁴ M.

Løsning:

$\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+] = -\log(2{,}5 \times 10^{-4})$

Kalkulator:
- Skriv inn: 2,5 × 10⁻⁴
- Trykk LOG
- Multipliser med −1

$\text{pH} = -(-3{,}60) = 3{,}60$

Svar: pH = 3,60 (sur løsning)

📝Oppgave 9-16

Beregn pH for følgende [H₃O⁺]-verdier:

[H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻³ M

[H₃O⁺] = 5,0 × 10⁻⁶ M

[H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻⁷ M

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:

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

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

✏️Eksempel 2: Finn [OH⁻] fra [H₃O⁺]

En løsning har [H₃O⁺] = 2,0 × 10⁻⁴ M. Beregn [OH⁻].

Løsning:

$[\text{OH}^-] = \frac{K_\text{w}}{[\text{H}_3\text{O}^+]} = \frac{1{,}0 \times 10^{-14}}{2{,}0 \times 10^{-4}}$

$[\text{OH}^-] = 5{,}0 \times 10^{-11} \text{ mol/L}$

Svar: [OH⁻] = 5,0 × 10⁻¹¹ M (mye lavere enn [H₃O⁺] → sur løsning)

📝Oppgave 9-17

Beregn [OH⁻] for følgende [H₃O⁺]-verdier:

[H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻² M

[H₃O⁺] = 5,0 × 10⁻⁹ M

[H₃O⁺] = 2,5 × 10⁻¹¹ M

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

✏️Eksempel 3: Beregn pOH og pH

En løsning har [OH⁻] = 2,5 × 10⁻³ M.
a) Beregn pOH
b) Beregn pH

Løsning:

a) $\text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] = -\log(2{,}5 \times 10^{-3}) = 2{,}60$

b) $\text{pH} = 14{,}00 - \text{pOH} = 14{,}00 - 2{,}60 = 11{,}40$

Svar: pOH = 2,60, pH = 11,40 (basisk løsning)

📝Oppgave 9-18

Beregn pH ved hjelp av pH + pOH = 14:

pOH = 3,00

pOH = 8,50

pOH = 12,30

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 mol/L HCl → [H₃O⁺] = 0,10 mol/L → 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 mol/L): [H₃O⁺] ≈ 2 × [H₂SO₄]₀

✏️Eksempel 4: pH av sterk syre

Beregn pH for 0,025 mol/L HNO₃.

Løsning:

HNO₃ er sterk syre → protolyserer fullstendig:
$\text{HNO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{NO}_3^- + \text{H}_3\text{O}^+$

$[\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}025 \text{ mol/L}$

$\text{pH} = -\log(0{,}025) = 1{,}60$

Svar: pH = 1,60

📝Oppgave 9-19

Beregn pH for følgende sterke syrer:

0,10 mol/L HCl

0,050 mol/L HBr

2,5 × 10⁻³ M HNO₃

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

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

✏️Eksempel 5: pH av sterk base

Beregn pH for 0,010 mol/L NaOH.

Løsning:

NaOH er sterk base → løser seg fullstendig:
$\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$

$[\text{OH}^-] = 0{,}010 \text{ mol/L}$

Metode 1: Via pOH
$\text{pOH} = -\log(0{,}010) = 2{,}00$
$\text{pH} = 14{,}00 - 2{,}00 = 12{,}00$

Metode 2: Via [H₃O⁺]
$[\text{H}_3\text{O}^+] = \frac{1{,}0 \times 10^{-14}}{0{,}010} = 1{,}0 \times 10^{-12} \text{ mol/L}$
$\text{pH} = -\log(1{,}0 \times 10^{-12}) = 12{,}00$

Svar: pH = 12,00

📝Oppgave 9-20

Beregn pH for følgende sterke baser:

0,10 mol/L NaOH

0,025 mol/L KOH

5,0 × 10⁻⁴ M NaOH

📝Oppgave 9-21

Beregn pH for Ba(OH)₂-løsninger:

0,050 mol/L Ba(OH)₂

0,010 mol/L Ba(OH)₂

📝Oppgave 9-22

Finn konsentrasjon fra pH:

En HCl-løsning har pH = 2,00. Beregn [HCl].

En NaOH-løsning har pH = 11,00. Beregn [NaOH].

📝Oppgave 9-23

Fortynning av syrer og baser:

Du har 100 mL 0,10 mol/L HCl. Du tilsetter 900 mL vann. Hva blir ny pH?

En NaOH-løsning har pH = 13,00. Løsningen fortynnes 10 ganger. Hva blir ny pH?

📝Oppgave 9-24

Blanding av syrer og baser:

50 mL 0,10 mol/L HCl blandes med 50 mL 0,10 mol/L NaOH. Hva blir pH?

50 mL 0,20 mol/L HCl blandes med 50 mL 0,10 mol/L NaOH. Hva blir pH?

Nøytralisering: hvor mye base trengs?

Når en syre og en base reagerer, dannes et salt og vann. Med sterk syre og sterk base er reaksjonen i vann
$\text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^- \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$

Hvor mye base som trengs, finner vi med molforholdet i den balanserte likningen:

- regn ut stoffmengden av det vi kjenner: $n = c \cdot V$ eller $n = \dfrac{m}{M}$
- bruk molforholdet i likningen
- regn om til det som spørres etter: volum, masse eller konsentrasjon

En toprotisk syre som H₂SO₄ trenger to mol OH⁻ per mol syre:
$\text{H}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$

Svake baser kan også nøytralisere syrer. Natron, NaHCO₃, brukes til å nøytralisere sølt syre fordi det ikke er etsende, og fordi det bruser så lenge det er syre igjen:
$\text{NaHCO}_3 + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2$

«Nøytralisert» betyr at syre og base har reagert i riktig molforhold. Det betyr ikke alltid at pH blir 7: saltet som dannes, kan gi en sur eller basisk løsning. Det ser vi på i 9.3.

✏️Eksempel 6: Natron på saltsyresøl

Det blir sølt 50 mL saltsyre med konsentrasjon 2,0 mol/L. Sølet nøytraliseres med natron, NaHCO₃ (M = 84,01 g/mol). Molart volum er 24,5 L/mol.

a) Hvor mange gram natron trengs minst?
b) Hvor mange liter CO₂ dannes?

\text{NaHCO}_3 + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2

n(\text{HCl}) = 2{,}0\ \text{mol/L} \cdot 0{,}050\ \text{L} = 0{,}10\ \text{mol}

Molforhold 1 : 1:

n(\text{NaHCO}_3) = 0{,}10\ \text{mol}

m(\text{NaHCO}_3) = 0{,}10\ \text{mol} \cdot 84{,}01\ \text{g/mol} = 8{,}4\ \text{g}

Svar: Minst 8,4 g natron.

b)
$n(\text{CO}_2) = n(\text{HCl}) = 0{,}10\ \text{mol}$
$V(\text{CO}_2) = 0{,}10\ \text{mol} \cdot 24{,}5\ \text{L/mol} = 2{,}5\ \text{L}$

Svar: Omtrent 2,5 L CO₂.

📝Oppgave 9-25

Nøytralisering:

Hvor mange milliliter KOH-løsning med konsentrasjon 0,10 mol/L trengs for å nøytralisere 20,0 mL HNO₃ med konsentrasjon 0,15 mol/L?

Hvor mange milliliter NaOH-løsning med konsentrasjon 0,20 mol/L trengs for å nøytralisere 25,0 mL H₂SO₄ med konsentrasjon 0,10 mol/L?

Hvor mange gram natron, NaHCO₃ (M = 84,01 g/mol), trengs minst for å nøytralisere 25,0 mL saltsyre med konsentrasjon 1,0 mol/L?

Løs oppgaven

📝Oppgave 9-26

Avsluttende spørsmål:

Forklar hvorfor pH-skalaen er logaritmisk.

Hvorfor er pH i rent vann 7,00 ved 25°C?

Hvorfor endres pH med 1 når [H₃O⁺] endres 10 ganger?

📝Oppgave 9-27

Magesyre og fordøyelse:

Magesyre har pH ≈ 2. Beregn [H₃O⁺].

Hva skjer med pH hvis du tar 1 tablett antacid (nøytraliserer 0,001 mol H₃O⁺)?

📝Oppgave 9-28

Sur nedbør:

Normal regn har pH ≈ 5,6 (CO₂ i luft). Beregn [H₃O⁺].

Sur nedbør har pH = 4,0. Hvor mye surere er dette enn normal regn?

📝Oppgave 9-29

Blod-pH:

Blod har pH = 7,40. Beregn [H₃O⁺] og [OH⁻].

Acidose (for lavt pH) oppstår ved pH < 7,35. Hvor mye høyere [H₃O⁺] er dette enn normalt?

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
- Nøytralisering: stoffmengden base finnes med molforholdet i den balanserte likningen; H₂SO₄ trenger 2 mol OH⁻ per mol
- For H₂SO₄: $[\text{H}_3\text{O}^+] \approx 2 \times [\text{H}_2\text{SO}_4]_0$ ; for Ba(OH)₂: $[\text{OH}^-] = 2 \times [\text{Ba(OH)}_2]_0$

Dette kapitlet er skrevet av Anthropics toppmodeller (Claude Opus og Claude Fable) og er foreløpig ikke manuelt gjennomgått — kvalitetskontrollen gjøres av uavhengige KI-agenter, og innmeldte feil rettes fortløpende. Funnet en feil? Meld fra, så retter vi den. Les mer om hvordan innholdet lages.