U kemiji, pH je logaritamska skala koja se koristi za određivanje kiselosti medija. Ovo je približno negativna baza 10 logaritam molarne koncentracije, mjerena u jedinicama molova po litri vodikovih iona. Može se nazvati i pokazateljem kiselosti okoliša. Točnije, to je negativna baza 10 logaritam aktivnosti vodikovih iona. Na 25°C otopine s pH manjim od 7 su kisele, a otopine s pH većim od 7 su bazične. Neutralna pH vrijednost ovisi o temperaturi i manja je od 7 kako temperatura raste. Čista voda je neutralna, pH=7 (na 25°C), ni kisela ni alkalna. Suprotno uvriježenom mišljenju, pH vrijednost može biti manja od 0 ili veća od 14 za vrlo jake kiseline, odnosno baze.
Prijava
Mjerenja pH važna su u agronomiji, medicini, kemiji, tretmanu vode i mnogim drugim područjima.
PH ljestvica je relevantna za skup standardnih otopina, čija je kiselost utvrđena međunarodnimsporazum. Primarni pH standardi određuju se pomoću ćelije za prijenosnu koncentraciju mjerenjem razlike potencijala između vodikove elektrode i standardne elektrode kao što je srebrni klorid. pH vodenih otopina može se mjeriti staklenom elektrodom i pH metrom ili indikatorom.
Otvaranje
Koncept pH je prvi uveo danski kemičar Søren Peter Laurits Sørensen u laboratoriju Carlsberg 1909. godine i revidiran na trenutnu razinu pH 1924. kako bi se prilagodile definicijama i mjerenjima u smislu elektrokemijskih stanica. U ranim radovima, oznaka je imala slovo H malim slovima p, što znači: pH.
Porijeklo imena
Točno značenje p je sporno, ali prema Carlsberg zakladi, pH znači "moć vodika". Također je sugerirano da p označava njemačku riječ potenz ("moć"), dok se drugi odnose na francusku puisance (također znači "moć", na temelju činjenice da je laboratorij Carlsberg bio francuski). Drugi je prijedlog da se p odnosi na latinski izraz pondus hydroii (količina vodika), potentio hydroii (kapacitet vodika) ili potencijal hydroli (potencijal vodika). Također se sugerira da je Sørensen koristio slova p i q (obično konjugirana slova u matematici) jednostavno za označavanje testnog rješenja (p) i referentnog rješenja (q). Trenutno, u kemiji, p predstavlja decimalni logaritam, a također se koristi u terminu pKa, koji se koristi za konstante disocijacije kiselosti medija.
američki doprinosi
Bakteriologinja Alice Evans, poznata po utjecaju svog rada na mliječne proizvode i sigurnost hrane, zahvalila je Williamu Mansfieldu Clarku i njegovim kolegama za razvoj metoda za mjerenje pH 1910-ih, koje su kasnije imale veliki utjecaj na laboratorijske i industrijske koristiti. U svojim memoarima ne spominje koliko ili koliko su Clarke i njegovi kolege znali o Sorensenovom radu prethodnih godina. Već u to vrijeme znanstvenici su aktivno proučavali pitanje kiselosti/alkalnosti okoliša.
Utjecaj kiseline
Pažnja dr. Clarka bila je usmjerena na učinak kiseline na rast bakterija. I zahvaljujući tome nadopunio je ideju tadašnje znanosti o vodikovom indeksu kiselosti okoliša. Otkrio je da intenzitet kiseline u smislu koncentracije vodikovih iona utječe na njihov rast. Ali postojeće metode za mjerenje kiselosti medija određivale su količinu, a ne intenzitet kiseline. Zatim je dr. Clark sa svojim kolegama razvio precizne metode za mjerenje koncentracije vodikovih iona. Ove metode zamijenile su nepreciznu metodu titracije za određivanje kiseline u biološkim laboratorijima diljem svijeta. Također je utvrđeno da se mogu koristiti u mnogim industrijskim i drugim procesima u kojima se široko koriste.
Praktični aspekt
Prvu elektroničku metodu mjerenja pH izmislio je Arnold Orville Beckman, profesor na Kalifornijskom institutu za tehnologiju, 1934. godine. Upravo je u tom trenutku lokalni uzgajivač citrusaSunkist je želio bolju metodu za brzo testiranje pH vrijednosti limuna koje su ubrali iz obližnjih voćnjaka. Uvijek se uzimao u obzir utjecaj kiselosti medija.
Na primjer, za otopinu s aktivnošću vodikovih iona od 5 × 10–6 (na ovoj razini, to je, zapravo, broj molova vodikovih iona po litri otopine), dobivamo 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Dakle, takva otopina ima pH 5,3. Vjeruje se da su mase mol vode, mol vodikovih iona i mol hidroksidnih iona su 18 g, 1 g i 17 g, količina čistih 107 molova (pH 7) vode sadrži oko 1 g disociranih vodikovih iona (ili, točnije, 19 g H3O + hidronij ioni) i 17 g hidroksidnih iona.
Uloga temperature
Napominjemo da pH ovisi o temperaturi. Na primjer, pri 0 °C pH čiste vode je 7,47, na 25 °C je 7, a na 100 °C je 6,14.
Potencijal elektrode je proporcionalan pH kada je pH definiran u smislu aktivnosti. Točno mjerenje pH vrijednosti predstavljeno je u međunarodnom standardu ISO 31-8.
Galvanska ćelija je konfigurirana za mjerenje elektromotorne sile (EMF) između referentne elektrode i elektrode za mjerenje aktivnosti vodikovih iona kada su obje uronjene u istu vodenu otopinu. Referentna elektroda može biti predmet srebrnog klorida ili kalomelna elektroda. Selektivna elektroda vodikovih iona standardna je za ove primjene.
Da bi se ovaj proces proveo u praksi, koristi se staklena elektroda umjesto glomazne vodikove elektrode. Onima ugrađenu referentnu elektrodu. Također je kalibriran prema puferskim otopinama s poznatom aktivnošću vodikovih iona. IUPAC je predložio korištenje niza puferskih otopina s poznatom H+ aktivnošću. Dvije ili više puferskih otopina koriste se kako bi se uračunala činjenica da nagib može biti nešto manji od idealnog. Da bi se implementirao ovaj pristup kalibraciji, elektroda se prvo uroni u standardnu otopinu, a očitavanje pH metra se postavlja na vrijednost standardnog pufera.
Što je sljedeće?
Očitavanje iz druge standardne puferske otopine se zatim korigira korištenjem kontrole nagiba kako bi bilo jednako pH razini za tu otopinu. Kada se koristi više od dvije puferske otopine, elektroda se kalibrira tako da se promatrane pH vrijednosti ujednače na ravnu liniju u odnosu na standardne vrijednosti pufera. Komercijalne standardne puferske otopine obično se isporučuju s podacima o vrijednosti na 25 °C i faktoru korekcije koji se primjenjuje za druge temperature.
Definicijska karakteristika
PH skala je logaritamska i stoga je pH bezdimenzionalna veličina, koja se često koristi, između ostalog, za mjerenje kiselosti unutarnjeg okruženja stanice. Ovo je bila Sorensenova izvorna definicija, koja je zamijenjena 1909.
Međutim, moguće je izravno izmjeriti koncentraciju vodikovih iona ako je elektroda kalibrirana u smislu koncentracija vodikovih iona. Jedan od načina za to, koji se široko koristi, je titriranje otopine poznate koncentracijejaka kiselina s otopinom poznate koncentracije jake lužine u prisutnosti relativno visoke koncentracije pratećeg elektrolita. Budući da su koncentracije kiseline i lužine poznate, lako je izračunati koncentraciju vodikovih iona tako da se potencijal može povezati s izmjerenom vrijednošću.
Indikatori se mogu koristiti za mjerenje pH pomoću činjenice da se njihova boja mijenja. Vizualna usporedba boje ispitne otopine sa standardnom ljestvicom boja omogućuje mjerenje pH s cjelobrojnom točnošću. Točnija mjerenja moguća su ako se boja mjeri spektrofotometrijski pomoću kolorimetra ili spektrofotometra. Univerzalni indikator se sastoji od mješavine indikatora tako da postoji trajna promjena boje od oko pH 2 do pH 10. Univerzalni indikatorski papir izrađen je od upijajućeg papira koji je impregniran univerzalnim indikatorom. Druga metoda za mjerenje pH je korištenje elektroničkog pH metra.
Razine mjerenja
Mjerenje pH ispod oko 2,5 (oko 0,003 mola kiseline) i iznad oko 10,5 (oko 0,0003 mola lužine) zahtijeva posebne postupke jer se pri takvim vrijednostima krši Nernstov zakon kada se koristi staklena elektroda. Tome pridonose razni čimbenici. Ne može se pretpostaviti da su potencijali prijelaza tekućine neovisni o pH. Također, ekstremni pH znači da je otopina koncentrirana, pa na potencijale elektrode utječe promjena ionske snage. Pri visokom pH može biti staklena elektrodapodložan alkalnoj grešci jer elektroda postaje osjetljiva na koncentraciju kationa kao što su Na+ i K+ u otopini. Dostupne su posebno dizajnirane elektrode koje djelomično rješavaju ove probleme.
Otjecanje iz rudnika ili rudničkog otpada može rezultirati vrlo niskim pH vrijednostima.
Čista voda je neutralna. Nije kiselo. Kada se kiselina otopi u vodi, pH će biti ispod 7 (25°C). Kada se lužina otopi u vodi, pH će biti veći od 7. Otopina jake kiseline od 1 mola kao što je klorovodična kiselina ima pH nula. Otopina jake lužine kao što je natrijev hidroksid u koncentraciji od 1 mol ima pH 14. Stoga će izmjerene pH vrijednosti općenito ležati u rasponu od 0 do 14, iako su negativne pH vrijednosti i vrijednosti iznad 14 je sasvim moguće.
Mnogo ovisi o kiselosti medija otopine. Budući da je pH logaritamska ljestvica, razlika od jedne pH jedinice jednaka je deseterostrukoj razlici u koncentraciji vodikovih iona. Neutralnost PH ne doseže sasvim 7 (na 25 °C), iako je to u većini slučajeva dobra aproksimacija. Neutralnost je definirana kao uvjet u kojem je [H+]=[OH-]. Budući da samoionizacija vode zadržava proizvod ovih koncentracija [H+] × [OH-]=Kw, može se vidjeti da je pri neutralnosti [H+]=[OH-]=√Kw ili pH=pKw / 2.
PKw je približno 14, ali ovisi o ionskoj snazi i temperaturi, pa je pH vrijednost medija također važna, koja bi trebala biti neutralnarazini. Čista voda i otopina NaCl u čistoj vodi neutralne su jer disocijacija vode proizvodi jednaku količinu oba iona. Međutim, pH neutralne otopine NaCl bit će malo drugačiji od pH neutralne čiste vode, budući da aktivnost vodikovih i hidroksidnih iona ovisi o ionskoj snazi, tako da Kw varira s ionskom snagom.
Biljke
Ovisni biljni pigmenti koji se mogu koristiti kao pH indikatori nalaze se u mnogim biljkama, uključujući hibiskus, crveni kupus (antocijanin) i crno vino. Sok od citrusa je kiseo jer sadrži limunsku kiselinu. Druge karboksilne kiseline nalaze se u mnogim živim sustavima. Na primjer, mliječna kiselina se proizvodi mišićnom aktivnošću. Stanje protonacije derivata fosfata, kao što je ATP, ovisi o kiselosti pH medija. Na funkcioniranje enzima za prijenos kisika hemoglobina utječe pH u procesu poznatom kao efekt korijena.
Morska voda
U morskoj vodi pH je obično ograničen na između 7,5 i 8,4. Igra važnu ulogu u ciklusu ugljika u oceanu, a postoje dokazi o stalnom zakiseljavanju oceana uzrokovanom emisijom ugljičnog dioksida. Međutim, mjerenje pH-a komplicirano je kemijskim svojstvima morske vode, a u kemijskoj oceanografiji postoji nekoliko različitih pH ljestvica.
Posebna rješenja
Kao dio operativne definicije skale kiselosti (pH), IUPAC definira niz puferskih otopina u pH rasponu (često se nazivaNBS ili NIST). Ove otopine imaju relativno nisku ionsku snagu (≈0,1) u usporedbi s morskom vodom (≈0,7) i kao rezultat toga se ne preporučuju za korištenje u karakterizaciji pH morske vode jer razlike u ionskoj jakosti uzrokuju promjene u potencijalu elektrode. Za rješavanje ovog problema razvijena je alternativna serija pufera na bazi umjetne morske vode.
Ova nova serija rješava problem razlika u ionskoj jakosti između uzoraka i pufera, a nova pH ljestvica za srednju kiselost naziva se uobičajena skala, često nazivana pH. Ukupna ljestvica određena je korištenjem medija koji sadrži sulfatne ione. Ovi ioni doživljavaju protonaciju, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, tako da ukupna ljestvica uključuje utjecaj i protona (slobodni vodikovi ioni) i iona vodikovog sulfida:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Alternativna slobodna skala, koja se često naziva pHF, izostavlja ovo razmatranje i fokusira se isključivo na [H+]F, što je u principu čini jednostavnijim prikazom koncentracije vodikovih iona. Može se odrediti samo [H+] T, pa [H+] F treba procijeniti pomoću [SO2-4] i konstante stabilnosti HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Međutim, teško je procijeniti KS u morskoj vodi, ograničavajući korisnost jednostavnije besplatne skale.
Druga skala, poznata kao skala morske vode, koja se često naziva pHSWS, uzima u obzir daljnju protonsku vezu između vodikovih iona i iona fluorida, H+ + F- ⇌HF. Rezultat je sljedeći izraz za [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Međutim, prednost razmatranja ove dodatne složenosti ovisi o sadržaju fluora u mediju. Na primjer, u morskoj vodi, sulfatni ioni se nalaze u mnogo većim koncentracijama (> 400 puta) od koncentracija fluora. Kao posljedica toga, za većinu praktičnih razloga, razlika između uobičajene skale i skale morske vode vrlo je mala.
Sljedeće tri jednadžbe sažimaju tri pH skale:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- zapisnik [H+]
S praktične točke gledišta, tri pH ljestvice kiselog okoliša (ili morske vode) razlikuju se u vrijednostima do 0,12 pH jedinica, a razlike su puno veće nego što je obično potrebno za točnost pH mjerenja, posebno u odnosu na oceanski karbonatni sustav.
