Tổng hợp các công thức tính PH chính xác và dễ hiểu nhất

Công thức tính pH cho phép chúng ta tính toán độ pH dựa trên nồng độ ion hydro đã biết. Từ đó, bạn có thể áp dụng kiến thức này vào thực tế cuộc sống, như kiểm tra chất lượng nước uống, đánh giá độ pH của đất trồng, hay phân tích thành phần các sản phẩm hóa học.

Công thức tính pH chuẩn xác nhất

pH là một thang đo dùng để biểu thị độ axit hoặc độ bazơ của một dung dịch. Công thức tính pH giúp chúng ta đánh giá độ axit hoặc bazơ của một dung dịch, từ đó đưa ra những kết luận quan trọng về tính chất hóa học của dung dịch đó.

Công thức tính pH chung

Công thức tính độ pH cơ bản được biểu diễn như sau:

pH = -log[H+]

Trong đó:

• pH: độ pH của dung dịch
• log: logarit cơ số 10
• [H+]: nồng độ ion hydro trong dung dịch (đơn vị mol/L)

Từ công thức trên, ta có thể suy ra:

[H+] = 10^-pH

Công thức tính pH liên quan

Ngoài công thức tính pH trực tiếp, chúng ta còn có một số công thức liên quan khác:

[H+][OH-] = 10^-14: Đây là tích số ion của nước, một hằng số quan trọng trong các tính toán liên quan đến pH.

pOH = -log[OH-]: pOH là độ pOH của dung dịch, liên quan đến nồng độ ion hydroxit (OH-). pH và pOH có mối quan hệ: pH + pOH = 14.

Công thức tính pH cho các loại dung dịch khác nhau

• Axit mạnh: pH = -log[Ca], trong đó Ca là nồng độ của axit mạnh.
• Axit yếu: pH = -1/2.logKa -1/2.logCa, với Ka là hằng số điện li axit và Ca là nồng độ axit yếu.
• Bazơ mạnh: pH = 14 + log[Cb], với Cb là nồng độ bazơ mạnh.
• Bazơ yếu: pH = 14 +1/2logKb + 1/2.log[Cb], với Kb là hằng số điện li bazơ và Cb là nồng độ bazơ yếu.
• Dung dịch muối:
  • Muối tạo từ axit mạnh và bazơ yếu: pH = -1/2.logKa – 1/2.log[Cm], với Ka là hằng số điện li axit yếu và Cm là nồng độ muối.
  • Muối tạo từ axit yếu và bazơ mạnh: pH = 14 + 1/2.logKb + 1/2.log[Cm], với Kb là hằng số điện li bazơ yếu và Cm là nồng độ muối.

Lưu ý:

• Các công thức trên chỉ áp dụng cho các dung dịch loãng, ở nhiệt độ phòng.
• Khi tính toán pH, cần chú ý đến đơn vị của nồng độ (mol/lít).
• Để tính toán chính xác, cần sử dụng các giá trị hằng số điện li (Ka, Kb) phù hợp với từng loại chất.
• Tuy nhiên, trong thực tế, việc xác định trực tiếp nồng độ ion hydro thường khá phức tạp. Do đó, người ta thường sử dụng các phương pháp đo pH gián tiếp, như sử dụng giấy quỳ tím hoặc máy đo pH.

Ý nghĩa của pH:

• pH = 7: Dung dịch trung tính (ví dụ: nước tinh khiết)
• pH < 7: Dung dịch có tính axit (giá trị pH càng nhỏ, tính axit càng mạnh)
• pH > 7: Dung dịch có tính bazơ (giá trị pH càng lớn, tính bazơ càng mạnh)

Một số bài tập nâng cao trong hóa học về tính pH dung dịch

Bài tập 1: Tính pH của dung dịch HCl 0,01M.

Giải:

HCl là axit mạnh, điện li hoàn toàn trong nước: HCl → H+ + Cl-

=> [H+] = 0,01M

=> pH = -log(0,01) = 2

Bài tập 2: Tính pH của dung dịch NaOH 0,001M.

Giải:

NaOH là bazơ mạnh, điện li hoàn toàn trong nước: NaOH → Na+ + OH-

=> [OH-] = 0,001M

Để tính pH, ta cần tính [H+]:

Kw = [H+] . [OH-] = 1.10^-14 (ở 25°C)

=> [H+] = Kw/[OH-] = 1.10^-14 / 0.001 = 1.10^-11 M

=> pH = -log(1.10^-11) = 11

Bài tập 3: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn 100ml dung dịch HCl 0,1M với 200ml dung dịch H₂SO₄ 0,05M.

Giải:

Số mol H+ trong mỗi dung dịch:

n(H+)_HCl = 0,1 mol/L * 0,1 L = 0,01 mol

n(H+)_H2SO4 = 2 * 0,05 mol/L * 0,2 L = 0,02 mol (vì H₂SO₄ là axit 2 nấc)

Tổng số mol H+ và thể tích dung dịch sau khi trộn:

n(H+)_tổng = 0,01 mol + 0,02 mol = 0,03 mol

V_tổng = 100ml + 200ml = 300ml = 0,3 L

Nồng độ H+ trong dung dịch sau khi trộn: [H+] = n(H+)_tổng / V_tổng = 0,03 mol / 0,3 L = 0,1 mol/L

Áp dụng công thức pH: pH = -log[H+] = -log(0,1) = 1

Vậy pH của dung dịch sau khi trộn là 1.

Bài tập 4: Tính pH của dung dịch NH₃ 0,1M, biết hằng số bazơ Kb của NH₃ là 1,8 x 10⁻⁵.

Giải:

Phương trình điện li của NH₃: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

Biểu thức hằng số bazơ Kb: Kb = [NH₄⁺][OH⁻] / [NH₃]

Gọi x là nồng độ mol/L của OH⁻ tạo thành. Ta có: Kb = x² / (0,1 – x) ≈ x² / 0,1 (do x << 0,1) => x = √(Kb * 0,1) = √(1,8 x 10⁻⁵ * 0,1) ≈ 1,34 x 10⁻³ mol/L

pOH: pOH = -log[OH⁻] = -log(1,34 x 10⁻³) ≈ 2,87

pH: pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 ≈ 11,13

Vậy pH của dung dịch NH₃ 0,1M là 11,13.

Bài tập 5: Cho 100ml dung dịch CH₃COOH 0,1M tác dụng với 100ml dung dịch NaOH 0,08M. Tính pH của dung dịch thu được. Biết Ka của CH₃COOH là 1,8 x 10⁻⁵.

Giải:

Phương trình phản ứng:

CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O

Bước 2: Số mol của axit và bazơ:

n(CH₃COOH) = 0,1 mol/L * 0,1 L = 0,01 mol

n(NaOH) = 0,08 mol/L * 0,1 L = 0,008 mol

Xác định chất dư sau phản ứng:

Vì số mol NaOH nhỏ hơn số mol CH₃COOH nên NaOH phản ứng hết, CH₃COOH còn dư.

Số mol CH₃COOH dư = 0,01 mol – 0,008 mol = 0,002 mol

Số mol CH₃COONa tạo thành = 0,008 mol

Nồng độ mol của các chất sau phản ứng:

[CH₃COOH] = 0,002 mol / 0,2 L = 0,01 mol/L

[CH₃COONa] = 0,008 mol / 0,2 L = 0,04 mol/L

Áp dụng phương trình Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log([CH₃COONa] / [CH₃COOH])

pKa = -log(Ka) = -log(1,8 x 10⁻⁵) ≈ 4,74
pH = 4,74 + log(0,04 / 0,01) ≈ 5,14

Vậy pH của dung dịch thu được là 5,14.

Ứng dụng của việc đo pH

Việc đo pH có rất nhiều ứng dụng trong cuộc sống hàng ngày và trong công nghiệp. Một số ứng dụng tiêu biểu của việc đo pH bao gồm:

• Kiểm soát chất lượng nước: Đo pH để đảm bảo chất lượng nước sinh hoạt, nước uống, nước hồ bơi đạt tiêu chuẩn.
• Nông nghiệp: Đo pH đất để điều chỉnh độ pH phù hợp cho từng loại cây trồng.
• Công nghiệp thực phẩm: Đo pH để kiểm soát quá trình lên men, sản xuất các sản phẩm từ sữa, đồ uống.
• Y tế: Đo pH máu, nước tiểu để chẩn đoán và điều trị các bệnh lý.

Lời kết

Như vậy, bài viết này đã cung cấp cho bạn những công thức tính pH chuẩn xác, kèm theo các ví dụ minh họa sinh động, giúp bạn tự tin giải quyết mọi bài tập liên quan đến pH cũng như ứng dụng vào đời sống.