Στη χημεία, το pH είναι μια λογαριθμική κλίμακα που χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό της οξύτητας ενός μέσου. Αυτός είναι περίπου ο αρνητικός λογάριθμος βάσης 10 της μοριακής συγκέντρωσης, μετρημένος σε μονάδες moles ανά λίτρο ιόντων υδρογόνου. Μπορεί επίσης να ονομαστεί δείκτης της οξύτητας του περιβάλλοντος. Πιο συγκεκριμένα, είναι ο λογάριθμος αρνητικής βάσης 10 της δραστηριότητας ιόντων υδρογόνου. Στους 25°C, διαλύματα με pH μικρότερο από 7 είναι όξινα και διαλύματα με pH μεγαλύτερο από 7 είναι βασικά. Η τιμή του ουδέτερου pH εξαρτάται από τη θερμοκρασία και είναι μικρότερη από 7 καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία. Το καθαρό νερό είναι ουδέτερο, pH=7 (στους 25°C), ούτε όξινο ούτε αλκαλικό. Σε αντίθεση με τη δημοφιλή πεποίθηση, η τιμή του pH μπορεί να είναι μικρότερη από 0 ή μεγαλύτερη από 14 για πολύ ισχυρά οξέα και βάσεις, αντίστοιχα.
Αίτηση
Οι μετρήσεις του pH είναι σημαντικές στη γεωπονία, την ιατρική, τη χημεία, την επεξεργασία νερού και πολλούς άλλους τομείς.
Η κλίμακα pH είναι σχετική για ένα σύνολο τυποποιημένων διαλυμάτων, η οξύτητα των οποίων καθορίζεται από τη διεθνήσυμφωνία. Τα πρωτεύοντα πρότυπα pH προσδιορίζονται χρησιμοποιώντας μια κυψέλη συγκέντρωσης μεταφοράς μετρώντας τη διαφορά δυναμικού μεταξύ ενός ηλεκτροδίου υδρογόνου και ενός τυπικού ηλεκτροδίου όπως ο χλωριούχος άργυρος. Το pH των υδατικών διαλυμάτων μπορεί να μετρηθεί με ένα γυάλινο ηλεκτρόδιο και ένα pHόμετρο ή δείκτη.
Άνοιγμα
Η έννοια του pH εισήχθη για πρώτη φορά από τον Δανό χημικό Søren Peter Laurits Sørensen στο εργαστήριο Carlsberg το 1909 και αναθεωρήθηκε στο τρέχον επίπεδο pH το 1924 για να προσαρμόσει ορισμούς και μετρήσεις όσον αφορά τα ηλεκτροχημικά κύτταρα. Στα πρώτα έργα, η σημειογραφία είχε το γράμμα H σε πεζό p, που σημαίνει: pH.
Προέλευση του ονόματος
Η ακριβής σημασία του p αμφισβητείται, αλλά σύμφωνα με το Ίδρυμα Carlsberg, το pH σημαίνει «η δύναμη του υδρογόνου». Έχει επίσης προταθεί ότι το p σημαίνει τη γερμανική λέξη potenz ("δύναμη"), ενώ άλλα αναφέρονται στη γαλλική puisance (που σημαίνει επίσης "δύναμη", με βάση το γεγονός ότι το εργαστήριο Carlsberg ήταν γαλλικό). Μια άλλη πρόταση είναι ότι το p αναφέρεται στον λατινικό όρο pondus hydroii (ποσότητα υδρογόνου), potentio hydroii (χωρητικότητα υδρογόνου) ή δυναμικό υδρόλι (δυναμικό υδρογόνου). Προτείνεται επίσης ότι ο Sørensen χρησιμοποίησε τα γράμματα p και q (συνήθως συζευγμένα γράμματα στα μαθηματικά) απλώς για να δηλώσει τη λύση δοκιμής (p) και τη λύση αναφοράς (q). Επί του παρόντος, στη χημεία, το p σημαίνει τον δεκαδικό λογάριθμο και χρησιμοποιείται επίσης στον όρο pKa, που χρησιμοποιείται για τις σταθερές διάστασης της οξύτητας ενός μέσου.
Αμερικανικές συνεισφορές
Η βακτηριολόγος Alice Evans, γνωστή για την επιρροή της δουλειάς της στα γαλακτοκομικά προϊόντα και την ασφάλεια των τροφίμων, απέδωσε στον William Mansfield Clark και τους συνεργάτες του για την ανάπτυξη μεθόδων μέτρησης του pH στη δεκαετία του 1910, οι οποίες στη συνέχεια είχαν ευρεία επίδραση στο εργαστήριο και στη βιομηχανία χρήση. Στα απομνημονεύματά της, δεν αναφέρει πόσα ή πόσα λίγα ήξεραν ο Clarke και οι συνάδελφοί του για το έργο του Sorensen τα προηγούμενα χρόνια. Ήδη εκείνη την εποχή, οι επιστήμονες μελετούσαν ενεργά το θέμα της οξύτητας / αλκαλικότητας του περιβάλλοντος.
Επίδραση του οξέος
Η προσοχή του Dr. Clark στράφηκε στην επίδραση του οξέος στην ανάπτυξη των βακτηρίων. Και χάρη σε αυτό, συμπλήρωσε την ιδέα της τότε επιστήμης του δείκτη υδρογόνου της οξύτητας του περιβάλλοντος. Βρήκε ότι ήταν η ένταση του οξέος ως προς τη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου που επηρέασε την ανάπτυξή τους. Αλλά οι υπάρχουσες μέθοδοι για τη μέτρηση της οξύτητας ενός μέσου καθόρισαν την ποσότητα και όχι την ένταση του οξέος. Στη συνέχεια, με τους συναδέλφους του, ο Δρ Κλαρκ ανέπτυξε ακριβείς μεθόδους για τη μέτρηση της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου. Αυτές οι μέθοδοι έχουν αντικαταστήσει την ανακριβή μέθοδο τιτλοδότησης για τον προσδιορισμό του οξέος σε βιολογικά εργαστήρια σε όλο τον κόσμο. Έχει επίσης βρεθεί ότι μπορούν να χρησιμοποιηθούν σε πολλές βιομηχανικές και άλλες διεργασίες στις οποίες χρησιμοποιούνται ευρέως.
Πρακτική πτυχή
Η πρώτη ηλεκτρονική μέθοδος μέτρησης του pH εφευρέθηκε από τον Arnold Orville Beckman, καθηγητή στο Ινστιτούτο Τεχνολογίας της Καλιφόρνια, το 1934. Ήταν σε αυτό το σημείο που ο ντόπιος καλλιεργητής εσπεριδοειδώνΟ Sunkist ήθελε μια καλύτερη μέθοδο για τη γρήγορη δοκιμή του pH των λεμονιών που συγκέντρωσαν από κοντινούς οπωρώνες. Η επίδραση της οξύτητας του μέσου λαμβανόταν πάντα υπόψη.
Για παράδειγμα, για ένα διάλυμα με δραστηριότητα ιόντων υδρογόνου 5 × 10–6 (σε αυτό το επίπεδο, αυτός είναι, στην πραγματικότητα, ο αριθμός των γραμμομορίων ιόντων υδρογόνου ανά λίτρο διαλύματος), παίρνουμε 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Έτσι, ένα τέτοιο διάλυμα έχει pH 5,3. Πιστεύεται ότι οι μάζες του ένα mole νερού, ένα mole ιόντων υδρογόνου και ένα mole ιόντων υδροξειδίου είναι αντίστοιχα 18 g, 1 g και 17 g, η ποσότητα καθαρού 107 moles (pH 7) νερού περιέχει περίπου 1 g ιόντων υδρογόνου (ή πιο συγκεκριμένα, 19 g H3O + ιόντα υδρονίου) και 17 g ιόντα υδροξειδίου.
Ο ρόλος της θερμοκρασίας
Σημειώστε ότι το pH εξαρτάται από τη θερμοκρασία. Για παράδειγμα, στους 0 °C το pH του καθαρού νερού είναι 7,47. Στους 25 °C είναι 7 και στους 100 °C είναι 6,14.
Το δυναμικό ηλεκτροδίου είναι ανάλογο του pH όταν το pH ορίζεται ως προς τη δραστηριότητα. Η ακριβής μέτρηση του pH παρουσιάζεται στο διεθνές πρότυπο ISO 31-8.
Ένα γαλβανικό στοιχείο έχει διαμορφωθεί για τη μέτρηση της ηλεκτροκινητικής δύναμης (EMF) μεταξύ του ηλεκτροδίου αναφοράς και του ηλεκτροδίου ανίχνευσης δραστηριότητας ιόντων υδρογόνου όταν και τα δύο βυθίζονται στο ίδιο υδατικό διάλυμα. Το ηλεκτρόδιο αναφοράς μπορεί να είναι αντικείμενο χλωριούχου αργύρου ή ηλεκτρόδιο καλομέλας. Ένα επιλεκτικό ηλεκτρόδιο ιόντων υδρογόνου είναι στάνταρ για αυτές τις εφαρμογές.
Για να εφαρμοστεί αυτή η διαδικασία, χρησιμοποιείται ένα γυάλινο ηλεκτρόδιο αντί για ένα ογκώδες ηλεκτρόδιο υδρογόνου. Αυτόςέχει ενσωματωμένο ηλεκτρόδιο αναφοράς. Είναι επίσης βαθμονομημένο έναντι ρυθμιστικών διαλυμάτων με γνωστή δράση ιόντων υδρογόνου. Η IUPAC πρότεινε τη χρήση ενός συνόλου ρυθμιστικών διαλυμάτων με γνωστή δραστικότητα Η+. Δύο ή περισσότερες ρυθμιστικές λύσεις χρησιμοποιούνται για να ληφθεί υπόψη το γεγονός ότι η κλίση μπορεί να είναι ελαφρώς μικρότερη από την ιδανική. Για την εφαρμογή αυτής της προσέγγισης βαθμονόμησης, το ηλεκτρόδιο πρώτα βυθίζεται σε ένα τυπικό διάλυμα και η ένδειξη του μετρητή pH ορίζεται στην τιμή του τυπικού ρυθμιστικού διαλύματος.
Τι ακολουθεί;
Η ένδειξη από το δεύτερο τυπικό ρυθμιστικό διάλυμα στη συνέχεια διορθώνεται χρησιμοποιώντας έλεγχο κλίσης ώστε να είναι ίση με το επίπεδο pH για αυτό το διάλυμα. Όταν χρησιμοποιούνται περισσότερα από δύο ρυθμιστικά διαλύματα, το ηλεκτρόδιο βαθμονομείται προσαρμόζοντας τις παρατηρούμενες τιμές pH σε μια ευθεία γραμμή έναντι των τυπικών τιμών ρυθμιστικού διαλύματος. Τα τυπικά ρυθμιστικά διαλύματα του εμπορίου συνήθως παρέχονται με πληροφορίες σχετικά με την τιμή στους 25 °C και τον συντελεστή διόρθωσης που πρέπει να εφαρμοστεί για άλλες θερμοκρασίες.
χαρακτηριστικό ορισμού
Η κλίμακα του pH είναι λογαριθμική και, επομένως, το pH είναι μια αδιάστατη ποσότητα, που χρησιμοποιείται συχνά, μεταξύ άλλων, για τη μέτρηση της οξύτητας του εσωτερικού περιβάλλοντος του κυττάρου. Αυτός ήταν ο αρχικός ορισμός του Sorensen, ο οποίος αντικαταστάθηκε το 1909.
Ωστόσο, είναι δυνατό να μετρηθεί απευθείας η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου εάν το ηλεκτρόδιο είναι βαθμονομημένο ως προς τις συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου. Ένας τρόπος για να γίνει αυτό, ο οποίος έχει χρησιμοποιηθεί ευρέως, είναι η τιτλοδότηση ενός διαλύματος γνωστής συγκέντρωσηςισχυρό οξύ με διάλυμα γνωστής συγκέντρωσης ισχυρού αλκαλίου παρουσία σχετικά υψηλής συγκέντρωσης υποστηρικτικού ηλεκτρολύτη. Δεδομένου ότι οι συγκεντρώσεις οξέος και αλκαλίου είναι γνωστές, είναι εύκολο να υπολογιστεί η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου έτσι ώστε το δυναμικό να μπορεί να συσχετιστεί με τη μετρούμενη τιμή.
Οι δείκτες μπορούν να χρησιμοποιηθούν για τη μέτρηση του pH χρησιμοποιώντας το γεγονός ότι αλλάζει το χρώμα τους. Η οπτική σύγκριση του χρώματος του διαλύματος δοκιμής με μια τυπική κλίμακα χρώματος επιτρέπει τη μέτρηση του pH με ακέραια ακρίβεια. Πιο ακριβείς μετρήσεις είναι δυνατές εάν το χρώμα μετρηθεί φασματοφωτομετρικά χρησιμοποιώντας χρωματόμετρο ή φασματοφωτόμετρο. Ο γενικός δείκτης αποτελείται από ένα μείγμα δεικτών, έτσι ώστε να υπάρχει μόνιμη αλλαγή χρώματος από περίπου pH 2 σε pH 10. Το χαρτί γενικής χρήσης είναι κατασκευασμένο από απορροφητικό χαρτί που έχει εμποτιστεί με γενικό δείκτη. Μια άλλη μέθοδος για τη μέτρηση του pH είναι η χρήση ηλεκτρονικού μετρητή pH.
Επίπεδα μέτρησης
Η μέτρηση του pH κάτω από περίπου 2,5 (περίπου 0,003 moles οξέος) και πάνω από περίπου 10,5 (περίπου 0,0003 moles αλκαλίου) απαιτεί ειδικές διαδικασίες επειδή ο νόμος του Nernst παραβιάζεται σε τέτοιες τιμές όταν χρησιμοποιείται γυάλινο ηλεκτρόδιο. Σε αυτό συμβάλλουν διάφοροι παράγοντες. Δεν μπορεί να θεωρηθεί ότι τα δυναμικά μετάπτωσης υγρών είναι ανεξάρτητα από το pH. Επίσης, ακραίο pH σημαίνει ότι το διάλυμα είναι συμπυκνωμένο, επομένως τα δυναμικά των ηλεκτροδίων επηρεάζονται από την αλλαγή της ιοντικής ισχύος. Σε υψηλό pH, το γυάλινο ηλεκτρόδιο μπορεί να είναιυπόκειται σε αλκαλικό σφάλμα καθώς το ηλεκτρόδιο γίνεται ευαίσθητο στη συγκέντρωση κατιόντων όπως Na+ και K+ στο διάλυμα. Διατίθενται ειδικά σχεδιασμένα ηλεκτρόδια που ξεπερνούν εν μέρει αυτά τα προβλήματα.
Η απορροή από ορυχεία ή απόβλητα ορυχείων μπορεί να οδηγήσει σε πολύ χαμηλές τιμές pH.
Το καθαρό νερό είναι ουδέτερο. Δεν είναι όξινο. Όταν το οξύ διαλύεται στο νερό, το pH θα είναι κάτω από 7 (25°C). Όταν ένα αλκάλιο διαλύεται στο νερό, το pH θα είναι μεγαλύτερο από 7. Ένα διάλυμα 1 mol ενός ισχυρού οξέος όπως το υδροχλωρικό οξύ έχει pH μηδέν. Ένα διάλυμα ισχυρού αλκαλίου όπως το υδροξείδιο του νατρίου σε συγκέντρωση 1 mol έχει pH 14. Έτσι, οι μετρούμενες τιμές pH θα κυμαίνονται γενικά στην περιοχή από 0 έως 14, αν και αρνητικές τιμές και τιμές pH πάνω από 14 είναι αρκετά πιθανά.
Πολλά εξαρτώνται από την οξύτητα του μέσου διαλύματος. Επειδή το pH είναι μια λογαριθμική κλίμακα, μια διαφορά μιας μονάδας pH ισοδυναμεί με δέκα φορές τη διαφορά στη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου. Ουδετερότητα Το PH δεν φτάνει ακριβώς το 7 (στους 25 °C), αν και στις περισσότερες περιπτώσεις αυτό είναι μια καλή προσέγγιση. Ως ουδετερότητα ορίζεται η συνθήκη κατά την οποία [H+]=[OH-]. Δεδομένου ότι ο αυτο-ιονισμός του νερού διατηρεί το προϊόν αυτών των συγκεντρώσεων [H+] × [OH-]=Kw, μπορεί να φανεί ότι σε ουδετερότητα [H+]=[OH-]=√Kw ή pH=pKw / 2.
Το PKw είναι περίπου 14, αλλά εξαρτάται από την ιοντική ισχύ και τη θερμοκρασία, επομένως η τιμή pH του μέσου έχει επίσης σημασία, η οποία θα πρέπει να είναι ουδέτερηεπίπεδο. Το καθαρό νερό και ένα διάλυμα NaCl σε καθαρό νερό είναι ουδέτερα επειδή η διάσταση του νερού παράγει την ίδια ποσότητα και των δύο ιόντων. Ωστόσο, το pH ενός ουδέτερου διαλύματος NaCl θα είναι ελαφρώς διαφορετικό από το pH του ουδέτερου καθαρού νερού, καθώς η δραστηριότητα των ιόντων υδρογόνου και υδροξειδίου εξαρτάται από την ιοντική ισχύ, επομένως το Kw ποικίλλει ανάλογα με την ιοντική ισχύ.
Φυτά
Εξαρτημένες φυτικές χρωστικές ουσίες που μπορούν να χρησιμοποιηθούν ως δείκτες pH βρίσκονται σε πολλά φυτά, όπως ο ιβίσκος, το κόκκινο λάχανο (ανθοκυανίνη) και το κόκκινο κρασί. Ο χυμός εσπεριδοειδών είναι όξινος επειδή περιέχει κιτρικό οξύ. Άλλα καρβοξυλικά οξέα βρίσκονται σε πολλά ζωντανά συστήματα. Για παράδειγμα, το γαλακτικό οξύ παράγεται από τη μυϊκή δραστηριότητα. Η κατάσταση πρωτονίωσης των φωσφορικών παραγώγων, όπως το ATP, εξαρτάται από την οξύτητα του μέσου pH. Η λειτουργία του ενζύμου μεταφοράς οξυγόνου της αιμοσφαιρίνης επηρεάζεται από το pH σε μια διαδικασία γνωστή ως το φαινόμενο της ρίζας.
Θαλασσινό νερό
Στο θαλασσινό νερό, το pH συνήθως περιορίζεται μεταξύ 7,5 και 8,4. Παίζει σημαντικό ρόλο στον κύκλο του άνθρακα στον ωκεανό και υπάρχουν ενδείξεις συνεχιζόμενης οξίνισης των ωκεανών που προκαλείται από εκπομπές διοξειδίου του άνθρακα. Ωστόσο, η μέτρηση του pH περιπλέκεται από τις χημικές ιδιότητες του θαλασσινού νερού και υπάρχουν πολλές διαφορετικές κλίμακες pH στη χημική ωκεανογραφία.
Ειδικές Λύσεις
Σαν μέρος του λειτουργικού ορισμού της κλίμακας οξύτητας (pH), η IUPAC ορίζει μια σειρά ρυθμιστικών διαλυμάτων στην περιοχή pH (συχνά αναφέρεται ωςNBS ή NIST). Αυτά τα διαλύματα έχουν σχετικά χαμηλή ιοντική ισχύ (≈0,1) σε σύγκριση με το θαλασσινό νερό (≈0,7) και ως εκ τούτου δεν συνιστώνται για χρήση στον χαρακτηρισμό του pH του θαλασσινού νερού επειδή οι διαφορές στην ιοντική ισχύ προκαλούν αλλαγές στο δυναμικό των ηλεκτροδίων. Για την επίλυση αυτού του προβλήματος, έχει αναπτυχθεί μια εναλλακτική σειρά ρυθμιστικών διαλυμάτων που βασίζονται σε τεχνητό θαλασσινό νερό.
Αυτή η νέα σειρά λύνει το πρόβλημα των διαφορών ιοντικής ισχύος μεταξύ δειγμάτων και ρυθμιστικών διαλυμάτων και η νέα κλίμακα pH για μέτρια οξύτητα ονομάζεται κοινή κλίμακα, που συχνά αναφέρεται ως pH. Η συνολική κλίμακα προσδιορίστηκε χρησιμοποιώντας ένα μέσο που περιείχε θειικά ιόντα. Αυτά τα ιόντα παρουσιάζουν πρωτονίωση, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, επομένως η συνολική κλίμακα περιλαμβάνει την επίδραση τόσο των πρωτονίων (ελεύθερα ιόντα υδρογόνου) όσο και των ιόντων υδρόθειου:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Η εναλλακτική ελεύθερη κλίμακα, που συχνά αναφέρεται ως pHF, παραλείπει αυτήν την εξέταση και εστιάζει αποκλειστικά στο [H+]F, καθιστώντας την κατ' αρχήν μια απλούστερη αναπαράσταση της συγκέντρωσης ιόντων υδρογόνου. Μόνο το [H+] T μπορεί να προσδιοριστεί, επομένως το [H+] F θα πρέπει να εκτιμηθεί χρησιμοποιώντας το [SO2-4] και τη σταθερά σταθερότητας HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Ωστόσο, είναι δύσκολο να εκτιμηθεί το KS στο θαλασσινό νερό, περιορίζοντας τη χρησιμότητα μιας απλούστερης ελεύθερης κλίμακας.
Μια άλλη κλίμακα, γνωστή ως κλίμακα θαλασσινού νερού, που συχνά αναφέρεται ως pHSWS, λαμβάνει υπόψη τον περαιτέρω δεσμό πρωτονίων μεταξύ ιόντων υδρογόνου και ιόντων φθορίου, H+ + F- ⇌HF. Το αποτέλεσμα είναι η ακόλουθη έκφραση για [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Ωστόσο, το όφελος από την εξέταση αυτής της πρόσθετης πολυπλοκότητας εξαρτάται από την περιεκτικότητα του μέσου σε φθόριο. Για παράδειγμα, στο θαλασσινό νερό, τα θειικά ιόντα βρίσκονται σε πολύ υψηλότερες συγκεντρώσεις (> 400 φορές) από τις συγκεντρώσεις του φθορίου. Κατά συνέπεια, για τους περισσότερους πρακτικούς σκοπούς, η διαφορά μεταξύ της κοινής κλίμακας και της κλίμακας του θαλάσσιου νερού είναι πολύ μικρή.
Οι ακόλουθες τρεις εξισώσεις συνοψίζουν τις τρεις κλίμακες pH:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- αρχείο καταγραφής [H+]
Από πρακτική άποψη, οι τρεις κλίμακες pH ενός όξινου περιβάλλοντος (ή θαλασσινού νερού) διαφέρουν στις τιμές τους έως και 0,12 μονάδες pH και οι διαφορές είναι πολύ μεγαλύτερες από ό,τι συνήθως απαιτείται για την ακρίβεια Μετρήσεις pH, ιδίως σε σχέση με το ανθρακικό σύστημα των ωκεανών.
