PH
vanuit Wikipedia, die vrye ensiklopedie.
- Die titel van hierdie artikel word vertoon met 'n hoofletter aan die begin as gevolg van tegniese beperkings. Die korrekte titel is pH.
| 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 waterstof-ione (H+) in 'n oplossing en dus van hoe die suur of alkalies dit is. In waterige stelsels word die waterstofioon aktiwiteit 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 (waterstofioon-aktiwiteit gelyk aan hidroksiedioon aktiwiteit) 'n pH van ongeveer 7. Waterige oplossings met pH-waardes laer as 7 word as suur beskou terwyl 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 daarna verwys in Latyns as pondus hydrogenii.
[wysig] Definisie
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]](../../../math/f/5/2/f527ad48b384c4a6f2328ab8a42a971f.png)
[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.
