A kémiában a pH egy logaritmikus skála, amelyet a közeg savasságának meghatározására használnak. Ez megközelítőleg a moláris koncentráció negatív 10-es logaritmusa, mól/liter hidrogénionokban mérve. Nevezhetjük a környezet savasságának mutatójának is. Pontosabban, ez a hidrogénion aktivitás negatív bázis 10 logaritmusa. 25°C-on a 7-nél kisebb pH-jú oldatok savasak, a 7-nél nagyobb pH-jú oldatok bázikusak. A semleges pH-érték hőmérsékletfüggő, és a hőmérséklet emelkedésével kisebb, mint 7. A tiszta víz semleges, pH=7 (25°C-on), nem savas és nem lúgos. A közhiedelemmel ellentétben a pH-érték 0-nál kisebb vagy 14-nél nagyobb lehet nagyon erős savaknál, illetve bázisoknál.
Alkalmazás
A pH mérése fontos a mezőgazdaságban, az orvostudományban, a kémiában, a vízkezelésben és sok más területen.
A pH-skála egy sor standard oldatra vonatkozik, amelyek savasságát a nemzetközimegegyezés. Az elsődleges pH-standardokat transzfer-koncentrációs cella segítségével határozzák meg egy hidrogénelektróda és egy standard elektróda, például ezüst-klorid közötti potenciálkülönbség mérésével. A vizes oldatok pH-ja üvegelektróddal és pH-mérővel vagy indikátorral mérhető.
Nyitás
A pH-koncepciót először Søren Peter Laurits Sørensen dán kémikus vezette be 1909-ben a Carlsberg laboratóriumában, majd 1924-ben módosították a jelenlegi pH-szintre, hogy az elektrokémiai cellákra vonatkozó definíciókat és méréseket alkalmazzák. A korai munkákban a jelölésben a H betű volt kis p-betűvel, ami azt jelenti: pH.
A név eredete
A p pontos jelentése vitatott, de a Carlsberg Alapítvány szerint a pH jelentése "a hidrogén ereje". Azt is felvetették, hogy a p a német potenz ("hatalom") szót jelöli, mások a francia puisance-ra utalnak (amely szintén "hatalmat" jelent, abból kiindulva, hogy a Carlsberg-laboratórium francia volt). Egy másik javaslat szerint p a latin pondus hydroii (hidrogén mennyisége), potentio hydroii (hidrogén kapacitása) vagy potenciális hydroli (hidrogénpotenciál) kifejezésre utal. Azt is javasolják, hogy Sørensen a p és q betűket (a matematikában általában konjugált betűket) egyszerűen a (p) tesztoldat és a (q) összehasonlító oldat jelölésére használta. Jelenleg a kémiában a p a decimális logaritmust jelenti, és a pKa kifejezésben is használják, a közeg savasságának disszociációs állandóira.
Amerikai hozzájárulások
Alice Evans bakteriológus, aki a tejtermékekre és az élelmiszer-biztonságra gyakorolt hatásáról ismert, William Mansfield Clarknak és kollégáinak tulajdonította a pH mérési módszerek kidolgozását az 1910-es években, amelyek később széles körű hatást gyakoroltak a laboratóriumi és ipari területekre. használat. Emlékirataiban nem említi, hogy Clarke és kollégái mennyit vagy keveset tudtak Sorensen munkájáról a megelőző években. A tudósok már akkoriban aktívan tanulmányozták a környezet savasságának/lúgosságának kérdését.
A sav hatása
Dr. Clark figyelme a savnak a baktériumok növekedésére gyakorolt hatására irányult. Ennek köszönhetően pedig kiegészítette a környezet savasságának hidrogénindexének akkori tudományát. Úgy találta, hogy a sav intenzitása a hidrogénionok koncentrációjában befolyásolta növekedésüket. De a közeg savasságának mérésére meglévő módszerek a sav mennyiségét határozzák meg, nem pedig a sav intenzitását. Ezután Dr. Clark kollégáival precíz módszereket dolgozott ki a hidrogénionok koncentrációjának mérésére. Ezek a módszerek váltották fel a savmeghatározás pontatlan titrálási módszerét a biológiai laboratóriumokban világszerte. Azt is megállapították, hogy számos ipari és egyéb folyamatban felhasználhatók, amelyekben széles körben használják őket.
Gyakorlati szempont
Az első elektronikus pH-mérési módszert Arnold Orville Beckman, a California Institute of Technology professzora találta fel 1934-ben. Ezen a ponton a helyi citrustermesztőSunkist jobb módszert akart a közeli gyümölcsösökből betakarított citrom pH-értékének gyors tesztelésére. Mindig figyelembe vettük a közeg savasságának hatását.
Például egy 5 × 10–6 hidrogénion-aktivitású oldathoz (ezen a szinten ez valójában a hidrogénionok mólszáma 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Így egy ilyen oldat pH-ja 5,3. Úgy gondolják, hogy az oldat tömegei egy mól víz, egy mól hidrogénion és egy mól hidroxidion 18 g, 1 g és 17 g, a tiszta 107 mól (pH 7) víz mennyisége körülbelül 1 g disszociált hidrogéniont tartalmaz (vagy pontosabban: 19 g H3O + hidrogén-ion) és 17 g hidroxidion.
A hőmérséklet szerepe
Ne feledje, hogy a pH hőmérsékletfüggő. Például 0 °C-on a tiszta víz pH-ja 7,47, 25 °C-on 7, 100 °C-on pedig 6,14.
Az elektródpotenciál arányos a pH-val, ha a pH-t aktivitással határozzuk meg. A pH pontos mérését az ISO 31-8 nemzetközi szabvány mutatja be.
A galváncella úgy van beállítva, hogy mérje az elektromotoros erőt (EMF) a referenciaelektróda és a hidrogénion-aktivitást érzékelő elektróda között, ha mindkettő ugyanabba a vizes oldatba van merítve. A referenciaelektróda lehet ezüst-klorid tárgy vagy kalomelelektróda. A hidrogénion szelektív elektróda ezekben az alkalmazásokban szabványos.
A folyamat gyakorlati megvalósításához üvegelektródát használnak a terjedelmes hidrogénelektróda helyett. Őbeépített referenciaelektródával rendelkezik. Ismert hidrogénion aktivitású pufferoldatokhoz is kalibrálva van. Az IUPAC egy ismert H+ aktivitású pufferoldat-készlet használatát javasolta. Két vagy több pufferoldatot használnak annak figyelembevételére, hogy a meredekség valamivel kisebb lehet az ideálisnál. A kalibrálási megközelítés végrehajtásához az elektródát először standard oldatba merítjük, és a pH-mérő leolvasását a standard puffer értékére kell beállítani.
Mi következik?
A második standard pufferoldat leolvasását ezután meredekség-szabályozással korrigáljuk úgy, hogy az egyenlő legyen az adott oldat pH-értékével. Ha kettőnél több pufferoldatot használunk, az elektródát úgy kell kalibrálni, hogy a megfigyelt pH-értékeket a standard pufferértékekhez képest egyenes vonalba illesztjük. A kereskedelemben kapható standard pufferoldatokat általában a 25 °C-on mért értékre és az egyéb hőmérsékletekre alkalmazandó korrekciós tényezőre vonatkozó információkkal látják el.
Definíciós jellemzők
A pH-skála logaritmikus, ezért a pH egy dimenzió nélküli mennyiség, amelyet gyakran használnak többek között a sejt belső környezetének savasságának mérésére. Ez volt Sorensen eredeti meghatározása, amelyet 1909-ben váltottak fel.
Azonban lehetőség van a hidrogénion-koncentráció közvetlen mérésére, ha az elektródát a hidrogénion-koncentráció alapján kalibrálják. Ennek egyik széles körben elterjedt módja az ismert koncentrációjú oldat titrálásaerős sav ismert koncentrációjú erős lúg oldatával, viszonylag nagy koncentrációjú hordozó elektrolit jelenlétében. Mivel a sav- és lúgkoncentráció ismert, könnyen kiszámítható a hidrogénion-koncentráció, így a potenciál a mért értékhez viszonyítható.
Az indikátorok a pH mérésére használhatók, mivel színük megváltozik. A vizsgálati oldat színének vizuális összehasonlítása szabványos színskálával lehetővé teszi a pH egész pontosságú mérését. Pontosabb mérés lehetséges, ha a színt spektrofotometriásan mérjük koloriméterrel vagy spektrofotométerrel. Az univerzális indikátor indikátorok keverékéből áll, így körülbelül pH 2-ről pH 10-re állandó színváltozás érhető el. Az univerzális indikátorpapír nedvszívó papírból készül, amelyet univerzális indikátorral impregnáltak. Egy másik módszer a pH mérésére az elektronikus pH-mérő használata.
Mérési szintek
A pH mérése körülbelül 2,5 (körülbelül 0,003 mol sav) és körülbelül 10,5 (körülbelül 0,0003 mol lúg) feletti pH-érték speciális eljárásokat igényel, mivel üvegelektróda használatakor a Nernst-törvény megsérti ezeket az értékeket. Ehhez különféle tényezők járulnak hozzá. Nem feltételezhető, hogy a folyadék átmeneti potenciálja független a pH-tól. Az extrém pH azt is jelenti, hogy az oldat koncentrált, így az elektródpotenciálokat befolyásolja az ionerősség változása. Magas pH-n az üvegelektróda lehetlúgos hibának van kitéve, mivel az elektród érzékeny lesz az oldatban lévő kationok, például Na+ és K+ koncentrációjára. Különleges kialakítású elektródák állnak rendelkezésre, amelyek részben megoldják ezeket a problémákat.
A bányákból vagy a bányahulladékból származó elfolyás nagyon alacsony pH-értéket eredményezhet.
A tiszta víz semleges. Nem savas. Amikor a sav feloldódik vízben, a pH 7 (25°C) alatt lesz. Amikor egy lúg vízben oldódik, a pH-érték nagyobb, mint 7. Egy erős sav, például sósav 1 mol-os oldatának pH-ja nulla. Egy erős lúg, például nátrium-hidroxid 1 mol koncentrációjú oldatának pH-ja 14. Így a mért pH-értékek általában 0 és 14 között vannak, bár negatív pH-értékek és értékek vannak. 14 felett is lehetséges.
Sok függ az oldatos közeg savasságától. Mivel a pH egy logaritmikus skála, egy pH-egység eltérése a hidrogénion-koncentráció különbségének tízszeresével egyenlő. A semlegesség PH nem egészen éri el a 7-et (25 °C-on), bár ez a legtöbb esetben jó közelítés. A semlegesség az az állapot, amelyben [H+]=[OH-]. Mivel a víz önionizációja megtartja ezen koncentrációk szorzatát [H+] × [OH-]=Kw, látható, hogy semlegességnél [H+]=[OH-]=√Kw vagy pH=pKw / 2.
PKw körülbelül 14, de függ az ionerősségtől és a hőmérséklettől, így a közeg pH-értéke is számít, aminek semlegesnek kell lennieszint. A tiszta víz és a NaCl tiszta vizes oldata semleges, mert a víz disszociációja során mindkét ion azonos mennyiségben keletkezik. A semleges NaCl-oldat pH-ja azonban kissé eltér a semleges tiszta víz pH-értékétől, mivel a hidrogén- és hidroxidionok aktivitása az ionerősségtől függ, így a Kw az ionerősség függvényében változik.
Növények
A pH indikátorként használható függő növényi pigmentek számos növényben megtalálhatók, beleértve a hibiszkusz, a vörös káposzta (antocianin) és a vörösbor. A citromlé savas, mert citromsavat tartalmaz. Más karbonsavak számos élő rendszerben megtalálhatók. Például a tejsavat izomtevékenység állítja elő. A foszfátszármazékok, például az ATP protonált állapota a pH-közeg savasságától függ. A hemoglobin oxigéntranszfer enzim működését a pH befolyásolja a gyökérhatásként ismert folyamat során.
Tengervíz
A tengervízben a pH-érték jellemzően 7,5 és 8,4 közé korlátozódik. Fontos szerepet játszik az óceán szénciklusában, és bizonyítékok vannak arra, hogy az óceánok a szén-dioxid-kibocsátás miatt folyamatosan elsavasodnak. A pH mérését azonban bonyolítja a tengervíz kémiai tulajdonságai, és a kémiai oceanográfiában számos különböző pH-skála létezik.
Különleges megoldások
A savassági (pH) skála operatív meghatározásának részeként az IUPAC egy sor pufferoldatot határoz meg a pH tartományban (gyakran ún. NBS vagy NIST). Ezeknek az oldatoknak viszonylag alacsony az ionerőssége (≈0,1) a tengervízhez képest (≈0,7), ezért nem ajánlott a tengervíz pH-jellemzésére használni, mert az ionerősség különbségei az elektródpotenciál változását okozzák. A probléma megoldására mesterséges tengervízen alapuló alternatív puffersorozatot fejlesztettek ki.
Ez az új sorozat megoldja a minták és a pufferek közötti ionerősség-különbségek problémáját, és a közepes savasság új pH-skáláját közös skálának nevezik, amelyet gyakran pH-nak is neveznek. A teljes skálát szulfátionokat tartalmazó közeg alkalmazásával határoztuk meg. Ezek az ionok protonálódnak, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, így a teljes skála magában foglalja mind a protonok (szabad hidrogénionok), mind a hidrogén-szulfid ionok hatását:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Az alternatív szabad skála, amelyet gyakran pHF-nek neveznek, figyelmen kívül hagyja ezt a szempontot, és kizárólag a [H+]F-re összpontosít, így elvileg a hidrogénion-koncentráció egyszerűbb ábrázolását teszi lehetővé. Csak [H+] T határozható meg, ezért a [H+] F-et [SO2-4] és a HSO-4 stabilitási állandó segítségével kell becsülni, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
A tengervízben azonban nehéz megbecsülni a KS-t, ami korlátozza az egyszerűbb szabad mérleg használhatóságát.
Egy másik skála, a tengervíz skála, amelyet gyakran pHSWS-nek is neveznek, figyelembe veszi a hidrogénionok és a fluoridionok közötti további protonkötést, a H+ + F- ⇌HF. Az eredmény a következő kifejezés a [H+] SWS-re:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Azonban ennek a további összetettségnek az előnye a közeg fluortartalmától függ. Például a tengervízben a szulfátionok sokkal magasabb koncentrációban (>-400-szor) találhatók meg, mint a fluoré. Következésképpen a legtöbb gyakorlati célból nagyon kicsi a különbség a közös skála és a tengervíz skála között.
A következő három egyenlet foglalja össze a három pH-skálát:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
Gyakorlati szempontból a savas környezet (vagy tengervíz) három pH-skálája 0,12 pH-egységig eltér egymástól, és a különbségek jóval nagyobbak, mint amennyire általában a pontossághoz szükséges. pH-mérés, különösen az óceán karbonátrendszerével kapcsolatban.
