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@@ -36,7 +36,7 @@ H30+ - hydronium ion
 ## Acid reactions
 
 1. acid + metal (exc. Cu, Hg, Ag) $\longrightarrow$ salt + $H_{2(g)}$
-2. acid + metal carbonate $\longrightarrow$ salt + $CO_{2(g)} + H_2O _{(l)}$
+2. acid + metal carbonate $\longrightarrow$ salt + $CO_{2(g)} + H_2O_{(l)}$
 3. acid + metal hydrogen carbonate $\longrightarrow$ salt + $CO_{2(g)} + H_2O_{(l)}$
 4. acid + metal sulfite $\longrightarrow$ salt + $SO_{2(g)} + H_2O_{(l)}$
 5. acid + metal sulfide $\longrightarrow$ salt + $H_2S_{(g)}$
@@ -54,7 +54,7 @@ H30+ - hydronium ion
 
 ## Bronsted-Lowry theory
 
-> **Acid:** donates a proton ($H^+$ ion)  
+> **Acid:** donates a proton ($H^+$ ion)  r
 > **Base:** accepts a proton from another substance
 
 H atom is one proton and electron, so removing an electron leaves $H^+$ ion.
@@ -81,3 +81,12 @@ $$[H_3O^+] \times [OH^-] = 10^{-14} \quad \text{(hydrolysis constant)}$$
 Ionic bases dissolving in $H_2O$ - ionic compounds dissociate into constituent ions. Not ionised.
 
 e.g. $NaOH_{(s)}\stackrel{\mathrm{H_2O}}{\longrightarrow}Na^+_{(aq)}+OH^−_{(aq)}$
+
+## pH values
+
+Acid/base/neutral not equivalent to pH (logarithmic scale)
+
+In water at 25C: $[H_3O^+] \times [OH^-]=10^{-7} \therefore \text{pH}=7$
+
+$$\text{pH} = -\log[H_3O^+]=-\log[H^+]$$
+$$[H_3O^+]=10^{-\text{pH}}$$