If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Ha webszűrőt használsz, győződj meg róla, hogy a *.kastatic.org és a *.kasandbox.org nincsenek blokkolva.

Fő tartalom

Tantárgy/kurzus: Kémia > 7. témakör

1. lecke: Savak, bázisok, pH
Természettudomány
Kémia
Savak és bázisok
Savak, bázisok, pH
© 2024 Khan AcademyFelhasználási feltételekAdatkezelési tájékoztatóSüti figyelmeztetés

A pH, a pOH és a pH-skála

Google Osztályterem
A pH és a pOH definíciója, pH-skála. Erős savak és bázisok pH-jának meghatározása. A savak erőssége és az oldatok pH-ja közötti összefüggés.  

Főbb pontok

  • A [H+]-t és a pH-t a következő képletek segítségével alakíthatjuk át egymásba:
pH=−log⁡[H+][H+]=10−pH
  • A [OH−]-t és a pOH-t a következő képletek segítségével alakíthatjuk át egymásba:
pOH=−log⁡[OH−][OH−]=10−pOH
  • 25∘C-on bármely vizes oldatra:
pH+pOH=14.
  • Ha 10-szeresére növekszik a [H+] koncentrációja, akkor a pH 1 egységgel fog csökkenni, illetve ez fordítva is igaz.
  • A saverősség és a sav koncentrációja határozza meg a [H+]-t és a pH-t.

Bevezetés

Vizes oldatban definíció szerint sav minden olyan anyag, amely növeli a H+(aq)-ionok koncentrációját, míg a bázisok növelik a OH−(aq)-ionok koncentrációját. Ezen ionok jellemző koncentrációja lehet nagyon kicsi, de széles tartományra terjednek ki.
Lilás kék hortenziák a rózsaszínes lila hortenziák mellett.
A hortenzia virágok színe változhat a talaj pH-ja szerint. Kék virágok általában savas talajban nőnek, ahol a pH kisebb, mint 6, rózsaszínű virágok olyan talajban, ahol a pH 6 felett van. Kép: Wikimedia Commons, CC BY 2.0
Például egy tiszta vizet tartalmazó mintában 25∘C-on 1,0⋅10−7 M H+ és OH− van. Összehasonlításként, a gyomorsavban a H+-ionok koncentrációja kb. 1,0⋅10−1M. Ez azt jelenti, hogy a gyomorsavban a [H+] kb. 6 nagyságrenddel nagyobb, mint a tiszta vízben.
Hogy ne kelljen ilyen hajmeresztő számokkal dolgoznunk, a tudósok ezeket a koncentrációkat pH vagy pOH értékké alakítják. Nézzük meg a pH és a pOH definícióját!

A pH és a pOH definíciója

A [H+] és a pH közötti kapcsolat

A pH-t vizes oldatban a [H+]-ból az alábbi képlet segítségével számoljuk ki:
pH=−log⁡[H+](1.a egyenlet)
A kisbetűs p jelentése „−log10". Gyakran láthatod, hogy az egyszerűség kedvéért lehagyják a 10-es alapot.
Például ha van egy oldatunk, amelyben [H+]=1⋅10−5 M, a pH-t az 1.a egyenlet segítségével számolhatjuk ki:
pH=−log⁡(1⋅10−5)=5,0
Ha az oldat pH-ja van megadva, akkor meghatározhatjuk a [H+]-t is:
[H+]=10−pH(1.b egyenlet)

A [OH−] és a pOH közötti kapcsolat

A vizes oldatok pOH-ját ugyanúgy definiáljuk [OH−]-ra:
pOH=−log⁡[OH−] (2.a egyenlet)
Például ha van egy oldatunk, amelyben [OH−]=1⋅10−12 M, a pOH-t a 2.a egyenlet segítségével számolhatjuk ki:
pOH=−log⁡(1⋅10−12)=12,0
Ha az oldat pOH-ja van megadva, akkor meghatározhatjuk a [OH−]-t is:
10−pOH=[OH−](2.b egyenlet)

A pH és a pOH közötti kapcsolat

25∘C-on, vizes oldatban a H+ és OH− egyensúlyi koncentrációi alapján a következő kapcsolat áll fenn:
pH+pOH=14  (3. egyenlet)
Ez az összefüggés használható a pH és pOH egymásba alakításához. Az 1.a/b egyenletet és 2a/b egyenletet felhasználva mindig kapcsolatba hozható a pOH és/vagy a pH a [OH−]-dal és a [H+]-val. Az összefüggés levezetéséhez olvasd el a víz öndisszociációjáról szóló tananyagot.

1. példa: a pH számolása erős bázis oldatában

Ha 25∘C-on 1,0 mmol NaOH-ból 1,0 dm³ vizes oldatot készítünk, mennyi az oldat pH-ja?
A NaOH oldat pH-ját a [OH−], a pH és a pOH közötti összefüggések segítségével tudjuk kiszámolni. Nézzük végig lépésről lépésre a számítást.

1. lépés: számoljuk ki a NaOH-oldat anyagmennyiség-koncentrációját!

Az anyagmennyiség-koncentráció az oldott anyag anyagmennyisége osztva az oldat térfogatával dm³-ben:
anyagmennyiség-koncentráció =oldott anyag anyagmennyiségeoldat térfogata
A NaOH anyagmennyiség-koncentrációjának kiszámításához használhatjuk az ismert értékeket, a NaOH anyagmennyiség-koncentrációját és az oldat térfogatát:
[NaOH]=1,0 mmol NaOH1,0 dm³=1,0⋅10−3 mol NaOH1,0 dm³=1,0⋅10−3 M NaOH
A NaOH-oldat koncentrációja 1,0⋅10−3 M.

2. lépés: a NaOH disszociációja alapján számoljuk ki a [OH−]-t!

Mivel a NaOH erős bázis, vizes oldatban teljes mértékben az alkotóionjaira disszociál:
NaOH(aq)→Na+(aq)+OH−(aq)
A rendezett reakcióegyenlet alapján egy mól NaOH-ból egy mól OH− keletkezik, ezért a [NaOH] és [OH−] között a következő összefüggés van:
[NaOH]=[OH−]=1,0⋅10−3 M

3. lépés: a 2.a egyenlet segítségével számoljuk ki a pOH-t a [OH−]-ból!

Most, hogy már ismerjük a OH−-ionok koncentrációját, a 2.a egyenlet segítségével ki tudjuk számolni a pOH-t:
pOH=−log⁡[OH−]=−log⁡(1,0⋅10−3)=3,00
Az oldat pOH-ja 3,00.

4. lépés: a 3. egyenlet segítségével számoljuk ki a pH-t a pOH-ból!

A 3. egyenlet segítségével ki tudjuk számolni a pH-t a pOH-ból. A megoldáshoz átrendezzük az ismeretlen pH-ra:
pH=14−pOH
A pH meghatározásához a 3. lépésben kapott pOH-t behelyettesíthetjük:
pH=14−3,00=11,00
Így a NaOH-oldat pH-ja 11,00.

A pH skála: savas, lúgos és semleges oldatok

A [H+] pH-vá alakítása kényelmes módja az oldatok egymáshoz viszonyított savasságának vagy lúgosságának megállapításához. A pH skálával könnyedén sorba rendezhetjük a különböző anyagokat a pH-értékük alapján.
A pH skála negatív logaritmikus skála. A logaritmus rész azt jelenti, hogy a pH 1 egységgel változik a H+-ion-koncentráció 10-szeres változása esetén. A log előtti negatív jel jelzi, hogy a pH és a [H+] fordított viszonyban van egymással: ha a pH növekszik, akkor a [H+] csökken, és megfordítva.
Az alábbi ábrán egy pH skála látható, amelyen közismert háztartási anyagok pH értékei vannak feltüntetve. Ezek a pH értékek 25∘C-ra vonatkoznak. Figyeljük meg, hogy negatív pH érték is lehetséges.
A pH-skála -1-től 14-ig.
A pH skála. A savas oldatok pH-ja kisebb, mint 7, a lúgos oldatok pH-ja nagyobb, mint 7. Kép: UCDavis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0 US.
Néhány megjegyzendő fogalom vizes oldatban, 25∘C-on:
  • Semleges oldatban pH=7.
  • Savas oldatban pH<7.
  • Lúgos oldatban pH>7.
Minél kisebb a pH, annál savasabb az oldat és nagyobb a H+-koncentráció. Minél nagyobb a pH, annál lúgosabb az oldat és kisebb a H+-koncentráció. Bár az oldatok savasságát vagy bázicitását a pOH segítségével is megadhatjuk, jellemzően a pH-t használjuk. Szerencsére a pH-t és a pOH-t könnyen egymásba alakíthatjuk.
Fogalom-ellenőrzés: a fent megadott pH skála alapján melyik oldat savasabb – a narancslé vagy az ecet?

2. példa: Híg erős sav oldat pH-jának meghatározása

100 cm³ salétromsavoldatot, amelynek pH-ja 4,0, víz hozzáadásával 1,0 dm³-re hígítunk.
Mennyi a hígított oldat pH-ja?
Többféleképpen is megoldható a feladat. Két különböző módszerrel nézzük meg.

1. módszer: A logaritmikus skála tulajdonságának alkalmazása

Emlékezz vissza arra, hogy a pH-skála negatív logaritmikus skála. Ezért ha a H+-koncentráció 10-edére csökken, akkor a pH 1 egységgel növekszik.
Mivel az eredeti térfogat 100 cm³, tehát tizede a hígítás utáni térfogatnak, az oldatban a H+-koncentráció a 10-edére csökkent. Ezért az oldat pH-ja 1 egységgel növekszik:
pH=kiindulási pH+1,0=4,0+1,0=5,0
Ezért a hígított oldat pH-ja 5,0.

2. módszer: A H+-ionok anyagmennyiségéből számoljuk ki a pH-t

1. lépés: Számoljuk ki a H+-ionok anyagmennyiségét!

A kiindulási oldat pH-jából és térfogatából kiszámíthatjuk a H+-ionok anyagmennyiségét az oldatban.
H+anyagmennyisége=[H+]kiindulási⋅térfogat=10−pHM⋅térfogat=10−4,0M⋅0,100 dm³=1,0⋅10−5mol H+

2. lépés: Számoljuk ki a H+-ionok hígítás utáni koncentrációját!

A hígított oldat koncentrációja a kiindulási oldatban lévő H+-ionok anyagmennyiségéből és a hígítás utáni oldat teljes térfogatból számítható ki.
[H+]hígított=mol H+dm³ oldat=1,0⋅10−5mol H+1,0dm³=1,0⋅10−5M

3. lépés: Számoljuk ki a pH-t a [H+]-ból!

Végül felhasználhatjuk az 1.a egyenletet a pH kiszámításához:
pH=−log⁡[H+]=−log(1,0⋅10−5)=5,0
A 2. módszerrel ugyanazt az eredményt kaptuk, mint az 1. módszerrel, éljen!
A 2. módszer általában több lépést igényel, de ennek segítségével mindig ki lehet számítani a pH-változást. Az 1. módszer jól használható, gyors megoldás arra az esetre, ha a koncentrációváltozás 10 egész számú hatványaként írható fel. Az 1. módszer arra is jó, hogy gyorsan megbecsüljük a pH változását.

A pH és a saverősség közötti kapcsolat

A pH számolás képlete alapján tudjuk, hogy a pH arányos a [H+]-val. Azonban fontos tudni, hogy a pH nem mindig áll közvetlen kapcsolatban a saverősséggel.
A saverősség függ a sav oldatbeli disszociációjának mértékétől: minél erősebb a sav, annál nagyobb a [H+] egy adott savkoncentráció esetén. Például az erős sav HCl 1,0M-os oldatában nagyobb lesz a H+ koncentráció, mint a gyenge sav HF 1,0M-os oldatában. Így két egyértékű sav azonos koncentrációjú oldatában a pH arányos a saverősséggel.
Általánosabban megfogalmazva, a saverősség és a koncentráció is meghatározza a [H+]-t. Ezért nem mindig feltételezhetjük, hogy egy erős sav oldatának pH-ja kisebb, mint egy gyenge sav oldatának pH-ja. A savkoncentráció is számít!

Összefoglalás

Kézben tartott nedves pH papír, négy csíkkal (balról jobbra): narancs, zöldesbarna, sárga, narancsvörös. A pH-papírt a pH-értékeket és színeket tartalmazó referenciatáblázathoz hasonlítják. A nedves papír a referencia 7-es pH-értékével mutat egyezést.
A vizes oldatok pH-ját megmérhetjük indikátorpapírral. A képen szereplő indikátorpapír színe a 7-es pH-értékkel mutat egyezést. Fénykép: Wikimedia Commons, CC BY-SA 2.5
  • A [H+]-t és a pH-t a következő képletek segítségével alakíthatjuk át egymásba:
pH=−log⁡[H+][H+]=10−pH
  • A [OH−]-t és a pOH-t a következő képletek segítségével alakíthatjuk át egymásba:
pOH=−log⁡[OH−][OH−]=10−pOH
  • Ha 10-szeresére növekszik a [H+] koncentrációja, akkor a pH 1 egységgel fog csökkenni, illetve ez fordítva is igaz.
  • 25∘C-on bármely vizes oldatra:
pH+pOH=14.
  • A saverősség és a sav koncentrációja határozza meg a [H+]-t és a pH-t.

1. feladat: Erős bázis pH-jának számítása 25∘C-on

200 cm³ 0,025 M koncentrációjú Ca(OH)2 oldatot készítünk. Azután az oldatot víz hozzáadásával 1,00 dm³-re hígítjuk.
Mennyi lesz a hígított oldat pH-ja?
Válassz egyet:

Szeretnél részt venni a beszélgetésben?

Jelentkezz be
Még nincs hozzászólás.
Tudsz angolul? Kattints ide, ha meg szeretnéd nézni, milyen beszélgetések folynak a Khan Academy angol nyelvű oldalán.