pH

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Spring na: navigasie, soek
Sure en basisse:
Suur-basis reaksieteorië
pH
Self-ionisering van water
Bufferoplossings
Stelselmatige benaming
Redoksreaksies
Elektrochemie
Sure:
Basisse:

pH is 'n maatstaf van die aktiwiteit van waterstofione (H+) in 'n oplossing en dus van hoe suur of alkalies dit is. In waterige stelsels word die waterstofioonaktiwiteit bepaal deur die dissosiasiekonstante van water (Kw) = 1,011 × 10−14 by 25 °C) en interaksies met ander ione in oplossing. As gevolg van hierdie dissosiasiekonstante het 'n neutrale oplossing (waterstofioonaktiwiteit gelyk aan hidroksiedioonaktiwiteit) 'n pH van ongeveer 7. Waterige oplossings met pH-waardes laer as 7 word as suur beskou terwyl stowwe met pH-waardes hoër as 7 as alkalies beskou word.

Die begrip is in 1909 deur S.P.L. Sørensen bekendgestel. Die p staan vir die Duits Potenz, wat krag of potensie beteken, en die H vir waterstofioon (H+). Soms word in Latyn daarna verwys as pondus hydrogenii.

Definisie[wysig]

Alhoewel 'n pH-waarde geen eenheid het nie, is dit nie 'n arbitrêre skaal nie; die getal spruit voort uit 'n definisie wat gebaseer is op die aktiwiteit van die waterstofione in die oplossing.

Die formule om 'n pH-waarde te bereken is:

\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{H}^+ \right]

[H+] dui die aktiwiteit van H+-ione aan (of meer akkuraat, [H3O+], die ekwivalente hidronium-ione), gemeet in mol per liter (ook bekend as molariteit). In verdunde oplossings (soos rivier- of kraanwater) is die aktiwiteit ongeveer gelyk aan die konsentrasie H+-ione.