pH

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

Die suurgraad of 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 | wysig bron]

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:

[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.

Invloed van temperatuur[wysig | wysig bron]

Die volgende tabel wys die invloed wat temperatuur op die neutrale pH van water het[1]:

Temperatuur (°C) Neutrale pH
0.1 7.47
25 7.00
50 6.35
75 6.35
100 6.13
125 5.92
150 5.82
175 5.71
200 5.63
225 5.57
250 5.53
260 5.52

LW: Wanneer 'n mengsel se temperatuur styg, word die mengsel nie suurder nie. Die suurgehalte of alkaliniteit bly dieselfde. Dit is slegs die pH wat verander.

Verwysings[wysig | wysig bron]