Denne artikkelen omhandler måleenheten.  For annen bruk, se PH (andre betydninger).

| Artikkelen inngår i serien om
**Syrer og baser** |
| --- |
|  |
| Bufferløsning
Dissosiasjonskonstant
pH
Protonaffinitet
Surhetsfunksjon
Syre–base-ekstraksjon
Syre–base-reaksjon
Syrekonstant
Vannets egenprotolyse |
| **Syretyper** |
| Brønsted **·** Lewis **·** Mineral **·** Organisk **·** Sterk **·** Supersyre **·** Svak |
| **Basetyper** |
| Brønsted **·** Ikke-nukleofil **·** Lewis **·** Organisk **·** Sterk **·** Superbase **·** Svak |

**pH** er en måleenhet for surhetsgrad i vannløsninger. En nøytral løsning, rent vann, har en pH på 7. Løsninger med pH under 7 er sure, de som har pH over 7 er alkaliske. De fleste stoffer har pH mellom 0 og 14, men pH-verdier under null og over 14 forekommer.

Det finnes flere hypoteser om hva «pH» står for. En hypotese er at «pH» er forkortelse for potens (p) og hydrogen (H), antatt å være fra latin *pondus hydrogenii* eller *potentia hydrogenii*, der *pondus* betyr «vekt» eller «mengde», *potentia* betyr «potens» eller «styrke» og *hydrogenium* betyr «hydrogen».

Definisjon
----------

Det som bestemmer hvorvidt en løsning er sur eller alkalisk er konsentrasjonen av H+-ioner. Strengt tatt forekommer ikke slike ioner fritt i vannløsninger, de vil alltid knytte seg til et vannmolekyl og danne et H3O+-ion. Det er vanlig å se bort fra dannelsen av H3O+-ionet i beskrivelsen av syrer og baser. Selv i helt rent vann finnes det noen H+-ioner. Dette skyldes at noen vannmolekyler spontant splittes i H+- og OH−-ioner. Ved standard trykk og temperatur er ca. ett av ti millioner vannmolekyler spaltet på denne måten. Konsentrasjonen av H+-ioner måles i mol per liter, også kalt molaritet og er i rent vann 1×10−7 mol/l. Konsentrasjonen kan variere over mange størrelsesordner og det er derfor praktisk å innføre følgende definisjon av pH:

{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log \_{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}
Det er minustegnet i formelen som gjør at en lavere pH-verdi tilsvarer en løsning med høyere konsentrasjon av H+-ioner.

Baser
-----

Selv om baser er definert som stoffer som øker konsentrasjonen av OH−-ioner, enten ved å avgi OH−-ioner eller oppta H+-ioner, kan man bruke pH også for å angi styrken på alkaliske løsninger. Dette skyldes at produktet av konsentrasjonene av H+- og OH−-ioner er konstant ved en gitt temperatur. Denne likevekten er gitt ved:

{\displaystyle \left[{\mbox{H}}^{+}\right]\left[{\mbox{OH}}^{-}\right]=10^{-14}}    (Ved 293 K)
Det er derfor H+-ioner også i alkaliske løsninger, men færre jo mer alkalisk løsningen er. Det hadde egentlig ikke vært noe i veien for å benytte konsentrasjonen av OH−-ioner, pOH, som mål på surhetsgrad i stedet for pH, men det er konvensjon å kun benytte pH. En konsekvens av likevekten over er at pH + pOH = 14. Ved andre temperaturer enn 293 K blir summen litt avvikende fra 14.

Måling
------

Det finnes kjemiske stoffer som skifter farge ved én bestemt pH-verdi, slike stoffer kalles pH-indikatorer. Ved å kombinere pH-indikatorer som sentrasjonen.

Se også
-------

* pH-indikator

Litteratur
----------

* Chang, Raymond (2008). *General chemistry : the essential concepts* (5 utg.). Boston. McGraw-Hill. ISBN 9780071102261.
* Chang, Raymond; Goldsby, Kenneth A. (2014). *General chemistry : the essential concepts* (7 utg.). New York. McGraw-Hill. ISBN 9781259060427.

Referanser
----------

1. ↑  «Ingen vet hva p-en i pH egentlig står for», Forskning.no, 15. oktober 2023
2. ↑  (no) «PH» i *Store norske leksikon*, besøkt 10. januar 2023.
3. ↑  *Vannforsynings- og avløpsteknikk*. Tapir. 1968. s. 23.
4. ↑  Henriksson, Olle (1982). *Verdt å vite om væskebalansen*. Universitetsforlaget. s. 43. ISBN 8200282783.

|  |  |
| --- | --- |
| Oppslagsverk/autoritetsdata | Store norske leksikon **·** Store Danske Encyklopædi **·** Encyclopædia Britannica **·** GND **·** LCCN **·** BNF **·** BNF (data) **·** NKC **·** BBC Things
 |