Skala pH (podobnie jak pOH) obejmuje wartości od 0 do 14, przy czym

pH = - log [H⁺]

pOH = - log [OH^-]

pH + pOH = 14

Stała dysocjacji jest to stała równowagi procesu dysocjacji słabego elektro­litu, określana jako stosunek iloczynu stężeń produktów dysocjacji (jonów danej substancji) do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych.

Kt_nAn_m ↔ nKt^m+ + mAn^n-

np. CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

Wyraża się ogólnym wzorem:

w którym Kt^m+ i An^n- oznaczają odpowiednio kation i anion, Kt_nAn_m - niezdysocjowaną cząsteczkę, a nawiasy kwadratowe - stężenia molowe substancji, któ­rych wzory znajdują się w nawiasach. Ze względu na bardzo szeroki zakres war­tości stałej dysocjacji dla różnych substancji - często stosuje się funkcję K okre­śloną jako pK i wyrażoną wzorem:

(1.3)

Dla elektrolitów jedno- wartościowych, to jest takich, których czą­steczka rozpada się na jeden kation jedno-dodatni i jeden anion jedno-ujemny ist­nieje prosta zależność pomiędzy stałą i stopniem dysocjacji:

NaCl = Na⁺ + Cl^-

[Na⁺] = [Cl^-] = c ∙α ; [ NaCl ] = c ∙ (1- α); (1.4)

α - stopień dysocjacji, ilość cząstek zdysocjowanych do całkowitej ilości cząstek

1.1. Obliczenia pH

W mocnym, całkowicie zdysocjowanym kwasie reakcja:

H_zA → zH⁺ + A^z- przebiega do końca. Stąd:

[H⁺] = c_m / z (1.1.1)

gdzie:

c_m - stężenie molowe kwasu,

z - liczba jonów wodorowych oddysocjowanych z cząsteczki kwasu w proce­sie dysocjacji (zasadowość kwasu), jeżeli z = 1 , to kwas jest jednowodorowy (jednoprotonowy).

Analogicznie dla mocnych zasad:

Me(OH)_z → Me^z+ + z OH^- (Me - metal)

[OH^-] = c_z /z (1.1.2)

z tym, że tutaj z - liczba jonów wodorotlenkowych oddysocjowanych z cząsteczki zasady.

Słabe kwasy i zasady dysocjują tylko częściowo, dlatego do obliczania [H ⁺ ] i [OH^-] należy stosować wzory na stałą dysocjacji. Dla słabego kwasu HA (gdzie A^- - anion kwasu) stała dysocjacji K_k jest równa:

(1.1.3)

[HA] – stężenie niezdysocjowanego kwasu po ustaleniu się równowagi.

Jeżeli do roztworu oprócz słabego kwasu nie wprowadzono innych substancji dy­socjujących na jony H⁺ lub A^-, to

[H⁺] = [A^-]

Stąd , zatem

W roztworach niezbyt rozcieńczonych dla większości słabych kwasów można przyjąć, że [HA] = c_m (początkowe stężenie molowe kwasu).

Wówczas:

(1.1.4)

Analogicznie dla zasad

(1.1.5)

(indeks "k" oznacza kwas a "z" - zasadę).

Znając [H⁺] wartość pH dla kwasów oblicza się ze wzoru (1.5), natomiast

dla zasad znając [OH-] można najpierw obliczyć pOH ze wzoru (1.6), a na­stępnie pH ze wzoru (1.7).

Przykład 1

Kwas azotowy(III) czyli azotawy dysocjuje zgodnie ze wzorem:

HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^-

Stąd w ogólnym wzorze na stałą dysocjacji w miejsce [A^-] podstawia się [NO₂^-], a za­miast [HA] podstawia się [HNO₂] i otrzymuje:

Znając wartość K_HNO2 wynoszącą 4,5∙10^-4 , oraz stężenie kwasu - np. 0,1 mol∙dm^-3 można obliczyć ze wzoru (1.1.4) wartość [H⁺]:

Wartość pH wyniesie wówczas: — log 6,7∙10^-3 =2,17.

Potencjał elektrody (względny) definiuje się zatem jako napięcie równowa­gowe ogniwa zbudowanego z badanej elektrody i standardowej elektrody wodo­rowej. Wartość potencjału elektrody określa wzór Nernsta:

gdzie:

„+” – w przypadku stężeń jonów dodatnich (kationów)

„−” – w przypadku stężeń jonów ujemnych (anionów)

E_r - równowagowy potencjał elektrody,

E° - standardowy potencjał elektrody mierzony w temperaturze 298 K, gdy aktywności

(patrz dalej) wszystkich reagujących substancji są równe jedności,

R - stała gazowa,

T - temperatura,

z - liczba elektronów biorących udział w elementarnej reakcji elektrodowej (np. liczba elektronów pobieranych przez jeden jon metalu przy jego redukcji do obojętnego ato­mu, równa ładunkowi jonu),

F - stała Faraday'a,

a_k - aktywność składnika k, która dla czystych substancji stałych i ciekłych jest równa jed­ności; w gazie - ciśnieniu parcjalnemu składnika k wyrażonemu w atmosferach;

a w roztworze - w przybliżeniu równa molowemu stężeniu tego składnika.

Wśród elektrod gazowych największe znaczenie ma elektroda wodorowa.

Zbudowana jest z platyny omywanej strumieniem wodoru i roztworu wodnego, w którym zawsze znajdują się jony wodorowe. Na powierzchni platyny ustala się równowaga dla reakcji:

H⁺ + e^- ↔ 1/2H_2(g)

Potencjał tej elektrody wyraża wzór:

We wzorze na potencjał tej elektrody nie występuje potencjał standardowy, gdyż, jak podano uprzednio, jest on przyjęty za równy zeru. Jeśli ciśnienie wodoru omywa­jący platynę jest równe ciśnieniu atmosferycznemu wówczas wzór przybiera jeszcze prostszą postać:

E_r(H⁺/H₂) = 0,059 log[H⁺] = -0,059pH

Używana bywa do badań naukowych w wypadku nie­których pomiarów pH, szczególnie w roztworach silnie zasadowych, oraz do do­kładnego cechowania innych elektrod.

Bufory – roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztwór buforowy to mieszanina kwasu i zasady czyli mieszanina protonodawcy i protonobiorcy według teorii Brønsteda.

Roztwory buforowe służą do utrzymania stosunkowo stałego odczynu roztworów. Stosuje się je do wielu przemysłowych procesów, wymagających utrzymywania w miarę stałego pH – np. przy produkcji barwników, leków syntetycznych oraz w procesach fermentacyjnych, a także w poligrafii, przy druku w technice offsetowej. Wiele buforów jest też stosowanych do kontrolowania pH gotowych produktów spożywczych, kosmetyków i leków. Niektóre bufory (np. boranowy) są same stosowane jako substancje lecznicze – np. do przemywania poparzonej skóry lub oczu.