Kiến thức

pH – Wikipedia tiếng Việt

pH

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia

Bước tới điều hướng

Bước tới tìm kiếm

pH là chỉ số đo

độ hoạt động

(hoạt độ) của các

ion

H₃O⁺ (H+) trong

dung dịch

và vì vậy là

độ axít

hay

bazơ

của nó. Trong các hệ

dung dịch nước

, hoạt độ của ion hiđrô được quyết định bởi

hằng số điện ly

của nước (Kw) = 1,008 × 10−14 ở 25 °C) và tương tác với các ion khác có trong dung dịch. Do hằng số điện ly này nên một dung dịch trung hòa (hoạt độ của các ion hiđrô cân bằng với hoạt độ của các ion hiđrôxít) có pH xấp xỉ 7. Các dung dịch nước có giá trị pH nhỏ hơn 7 được coi là có tính axít, trong khi các giá trị pH lớn hơn 7 được coi là có tính kiềm. test

Khái niệm này được

S.P.L. Sørensen

(và Linderström-Lang) đưa ra vào năm

1909

và có nghĩa là “pondus hydrogenii” (“độ hoạt động của hiđrô”) trong tiếng

Latinh

.

[1]

Tuy nhiên, các nguồn khác thì cho rằng tên gọi này xuất phát từ thuật ngữ tiếng Pháp “pouvoir hydrogène.

[2]

[3]

[4]

Trong tiếng Anh, pH có thể là viết tắt của “hydrogen power,”

[2]

[3]

[4]

power of hydrogen,”

[5]

[6]

hoặc “potential of hydrogen.”

[1]

[7]

[8]

Tất cả các thuật ngữ này đều đúng về mặt kỹ thuật.

Định nghĩa[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Mặc dù pH không có đơn vị đo, nhưng nó không phải là thang đo ngẫu nhiên; số đo sinh ra từ định nghĩa dựa trên

độ hoạt động

của các ion

hiđrô

trong dung dịch.

Công thức để tính pH là:

pH=−log⁡[H+]{displaystyle {mbox{pH}}=-log left[{mbox{H}}^{+}right]}

[H+] biểu thị hoạt độ của các ion H+ (hay chính xác hơn là [H3O+], tức các ion

hiđrônium

), được đo theo

mol

trên

lít

(còn gọi là

phân tử gam

). Trong các dung dịch loãng (như nước sông hay từ vòi nước) thì hoạt độ xấp xỉ bằng nồng độ của ion H+.

Log10 biểu thị

lôgarit

cơ số 10, và pH vì thế được định nghĩa là

thang đo lôgarít

của tính axít. Ví dụ, dung dịch có pH=8,2 sẽ có độ hoạt động [H+] (nồng độ) là 10−8.2 mol/L, hay khoảng 6,31 × 10−9 mol/L; một dung dịch có hoạt độ của [H+] là 4,5 × 10−4 mol/L sẽ có giá trị pH là −log10(4,5 × 10−4), hay khoảng 3,35.

Trong dung dịch nước ở

nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn

(STP), giá trị pH bằng 7 chỉ ra tính trung hòa (tức nước tinh khiết) do

nước

phân ly một cách tự nhiên thành các ion H+ và OH với nồng độ tương đương 1×10−7 mol/L. Một giá trị pH thấp hơn (ví dụ pH = 3) chỉ ra rằng độ axít đã tăng lên, và một giá trị pH cao hơn (ví dụ pH = 11) chỉ ra rằng độ kiềm đã tăng lên.

pH trung hòa không chính xác bằng 7; nó chỉ ngầm ý là nồng độ các ion H+chính xác bằng 1×10−7 mol/L. Tuy nhiên, các giá trị là đủ gần để pH trung hòa là 7,00 tới ba

chữ số đáng kể nhất

, nó là đủ gần để người ta coi nó chính xác bằng 7. Trong các dung dịch không chứa nước hay ở các điều kiện không tiêu chuẩn, thì giá trị pH trung hòa thậm chí có thể không gần với 7. Thay vì thế, nó liên quan với

hằng số điện ly

cho

dung môi

cụ thể đang được sử dụng. (Lưu ý rằng nước tinh khiết, khi tiếp xúc với

khí quyển

, sẽ hấp thụ một phần

cacbon điôxít

, một số trong các phân tử CO2 này sẽ phản ứng với nước để tạo ra

axít cacbonic

, axit cacbonic tiếp tục phân li tạo ra H+, vì thế làm giảm pH xuống còn khoảng 5,7.

Phần lớn các chất có pH nằm trong khoảng từ 0 đến 14, mặc dù các chất cực axít hay cực kiềm có thể có pH < 0 hay pH > 14.

Đo lường[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Một số giá trị pH phổ biến
Chất pH
Axit ắc quy <1
Nước thoát ra từ các mỏ 3,6-1.0

Dịch vị

dạ dày

2,0
Nước

chanh

2,4

Cola

2,5

Dấm

2,9

Nước cam

hay

táo

3,5

Bia

4,5

Cà phê

5,0
Nước

chè

5.5

Mưa axít

< 5,6

Sữa

6,5

Nước

tinh khiết

7,0

Nước bọt

của

người

khỏe mạnh

6,5 – 7,4

Máu

7,34 – 7,45

Nước biển

8,0

Xà phòng

9,0 – 10,0

Amôniắc

dùng trong gia đình

11,5

Chất tẩy

12,5

Thuốc giặt quần áo

13,5

pH có thể được đo:

  • Bằng cách bổ sung

    chất chỉ thị pH

    vào trong dung dịch đang nghiên cứu. Màu của chất chỉ thị sẽ thay đổi phụ thuộc vào pH của dung dịch. Trong việc sử dụng các chất chỉ thị thì việc xác định

    định tính

    có thể thực hiện với các chất chỉ thị phổ biến có khoảng đổi màu rộng trên một khoảng pH lớn và việc xác định

    định lượng

    có thể thực hiện bằng cách sử dụng các chất chỉ thị có sự thay đổi màu mạnh trên một khoảng pH nhỏ.

    Màu sắc

    của các chất chỉ thị pH có thể được chia làm 14 thang bậc thông dụng như hình vẽ bên. Các phép đo cực kỳ chính xác có thể thực hiện trên một khoảng pH rộng bằng sử dụng các chất chỉ thị có nhiều trạng thái cân bằng (ví dụ

    HI

    ) chung với các phương pháp

    quang phổ

    để xác định sự phổ biến tương đối của mỗi thành phần phụ thuộc pH đã tạo ra màu của dung dịch.

  • Bằng cách sử dụng

    máy đo pH

    cùng với các điện cực có chọn lựa pH (

    điện cực thủy tinh pH

    ,

    điện cực hiđrô

    ,

    điện cực quinhiđrôn

    và nhiều loại khác).

Xem thêm:

pOH[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Còn có khái niệm pOH, về ngữ nghĩa là ngược lại với pH, nó đo nồng độ các ion OH. Do nước là tự ion hóa, và ghi [OH] như là nồng độ của các ion hiđrôxít, chúng ta có

Kw=[H+][OH−]≈10−14{displaystyle K_{w}=left[{mbox{H}}^{+}right]left[{mbox{OH}}^{-}right]approx 10^{-14}} (*)(**)

trong đó Kw là hằng số ion hóa của nước.

Do

log10⁡Kw=log10⁡[H+]+log10⁡[OH−]{displaystyle log _{10}K_{w}=log _{10}left[{mbox{H}}^{+}right]+log _{10}left[{mbox{OH}}^{-}right]}

bằng các

đồng nhất thức lôgarít

, ta có quan hệ sau:

14=log10⁡[H+]+log10⁡[OH−]{displaystyle -14=log _{10}left[{mbox{H}}^{+}right]+log _{10}left[{mbox{OH}}^{-}right]} (*)

và vì vậy:

pOH=−log10⁡[OH−]=14+log10⁡[H+]=14−pH{displaystyle {mbox{pOH}}=-log _{10}left[{mbox{OH}}^{-}right]=14+log _{10}left[{mbox{H}}^{+}right]=14-{mbox{pH}}} (*)

(*) Chỉ chính xác ở nhiệt độ 298,15 K (25 °C), chấp nhận được cho phần lớn các tính toán trong phòng thí nghiệm.

(**) Kw=1,008×10−14{displaystyle K_{w}=1,008times 10^{-14}}

Tính toán pH cho các axít mạnh và yếu[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Các giá trị pH cho các axít yếu và mạnh có thể tính xấp xỉ theo các giả thiết nhất định.

Theo

Thuyết axit-bazơ Brønsted-Lowry

, axít mạnh hay yếu hơn chỉ là khái niệm tương đối. Nhưng ở đây chúng ta định nghĩa axít mạnh là những loại mà có tính axít mạnh hơn ion hiđrônium (H3O+). Trong trường hợp đó phản ứng phân ly (chặt chẽ thì HX + H2O↔H3O++X nhưng đơn giản hóa thành HX↔H++X) diễn ra hoàn toàn, tức là không còn axít chưa phản ứng trong dung dịch. Vì thế sự hòa tan của axít mạnh

HCl

trong nước có thể biểu diễn như sau:

HCl(dd) → H+ + Cl

Điều này có nghĩa là trong dung dịch 0,01 mol/L của HCl nó là xấp xỉ rằng ở đây có nồng độ 0,01 mol/L các ion hiđrô hòa tan. Từ trên đây ta có pH bằng: pH = −log10 [H+]:

pH = −log (0,01)

nó tương đương với 2.

Đối với các axít yếu, phản ứng phân ly không diễn ra hoàn toàn.

Sự cân bằng

đạt được giữa các ion hiđrô và

gốc bazơ

. Dưới đây chỉ ra sự cân bằng phản ứng của

axít mêtanoic

và các ion của nó:

HCOOH(dd) ↔ H+ + HCOO

Cần thiết phải biết giá trị của

hằng số cân bằng

của phản ứng cho mỗi axít để có thể tính pH của nó. Trong ngữ cảnh pH, nó được gọi là

hằng số axít

(hằng số phân li của axít) nhưng được thực hiện theo cùng cách thức (xem

cân bằng hóa học

):

Ka = [ion hiđrô][ion axít] / [axít]

Đối với HCOOH, Ka = 1,6 × 10−4 (có tài liệu cho biết

một số giá trị khác của Ka

)

Khi tính toán pH của các axít yếu, thông thường người ta giả sử rằng nước không cung cấp bất kỳ ion hiđrô nào. Điều này đơn giản hóa tính toán và nồng độ cung cấp bởi nước, 1×10−7 mol, thông thường là không đáng kể.

Với dung dịch 0,1 mol/L axít mêtanoic (HCOOH), hằng số axít là tương đương với:

Ka = [H+][HCOO] / [HCOOH]

Cho rằng lượng không biết trước của axít đã phân ly, [HCOOH] sẽ bị giảm đi bằng chính lượng này, trong khi [H+] và [HCOO] mỗi thứ sẽ tăng bằng chính lượng này. Vì thế, [HCOOH] có thể thay thế bằng 0,1 − x, và [H+] và [HCOO] có thể thay thế bằng x, cho ta phương trình sau:

1,6×10−4=x20,1−x{displaystyle 1,6times 10^{-4}={frac {x^{2}}{0,1-x}}}

Giải phương trình này ta có x là 3,9×10−3, nó là nồng độ của các ion hiđrô sau khi phân ly. Vì thế pH bằng −log(3,9×10−3), hay khoảng 2,4.

Chỉ thị[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Cây tú cầu

(Hydrangea macrophylla) ra hoa màu

hồng

hay

xanh lam

, phụ thuộc vào pH của đất. Trong đất chua thì hoa có màu hồng, còn trong đất kiềm thì hoa có màu xanh lam

[1]

Lưu trữ

2007-10-13 tại

Wayback Machine

.

Chất chỉ thị

được dùng để đo pH của dung dịch hóa chất khác. Các chất chỉ thị phổ biến là

giấy quỳ

,

phenolphthalein

,

cam mêtyl

xanh brômothymol

Xem thêm: Ước nguyện của giới hoạt động và thân nhân trong năm Tân Sửu — Tiếng Việt

SI[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Năm

2002

, một nhóm nghiên cứu của

IUPAC

đã thống nhất đề nghị đưa pH vào trong hệ thống đơn vị đo lường quốc tế (

SI

).

Độ kiềm của đất[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Độ chua, độ kiềm của đất được đo bằng độ pH. Đất thường có trị số pH từ 3 đến 9. Căn cứ vào trị số pH người ta chia đất thành: đất chua (pH < 6,5), đất trung tính (pH = 6,6 – 7,5) và đất kiềm (pH > 7,5). Người ta xác định đất chua, đất kiềm và đất trung tính để có kế hoạch cải tạo và sử dụng.

Ngoài ra nếu độ pH quá cao đối với các loại đất trồng thì sẽ làm cây không sống được.

Xem thêm[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • Các thuyết phản ứng axít-bazơ

  • Axít

  • Bazơ

  • Muối

  • Độ pH của đất

  • Chuẩn độ

  • Quỳ tím

    :

    chất chỉ thị

Xem thêm: Method Of Range Class Failed (SOLVED)

Chú thích[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  1. ^

    a

    ă

    Re: What does pH stand for and who invented it? Can you help me?

  2. ^

    a

    ă

    Davis, R.E.; Metcalfe, H.C.; Williams, J.E.; Castka, J.F. et al. (2002) Aqueous Solutions and the Concept of pH. In Modern Chemistry, pp. 485. Austin: Holt, Rinehart and Winston

  3. ^

    a

    ă

    pH

    trên

    Encarta

  4. ^

    a

    ă

    BASIN: General Information on pH

  5. ^

    pH – The Power of Hydrogen

    Roger McFadden. Coastwide Laboratories

  6. ^

    pH as a Measure of Acid and Base Properties

  7. ^

    http://wordnet.princeton.edu/perl/webwn?s=ph

  8. ^

    http://www.morrisonlabs.com/ph_study_guide.htm

Tham khảo[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • D. K. Nordstrom, C. N. Alpers, C. J. Ptacek, D. W. Blowes (2000). “Negative pH and Extremely Acidic Mine Waters from Iron Mountain, California.” Environmental Science & Technology 34 (2), 254–258. (Có sẵn trực tuyến:

    DOI

    |

    Bản tóm tắt

    |

    Toàn văn (HTML)

    |

    Toàn văn (PDF)

    )

Liên kết ngoài[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • Some Ka values

  • pH Meter and Sensor

  • Definition of pH

    by the

    Gold Book

  • pH calculation spreadsheet

  • The Measurement of pH – Definition, Standards and Procedures

    – Report of the Working Party on pH, IUPAC Provisional Recommendation (a proposal to revise the current IUPAC 1985 and ISO 31-8 definition of pH described above)

  • CO2SYS

    Lưu trữ

    2011-10-14 tại

    Wayback Machine

    is a program for calculating the state of the carbonate system in seawater (including pH). CO2SYS is also available in a

    version for Microsoft Excel/VBA

    .

  • pH value software

    provides the color of universal indicator corresponding to a given pH value

Lấy từ “

https://vi.wikipedia.org/w/index.php?title=PH&oldid=64652298

Chuyên mục: Kiến thức

Related Articles

Trả lời

Email của bạn sẽ không được hiển thị công khai. Các trường bắt buộc được đánh dấu *

Check Also
Close
Back to top button