I kjemi er pH en logaritmisk skala som brukes til å bestemme surheten til et medium. Dette er omtrentlig den negative logaritmen med base 10 til molkonsentrasjonen, målt i enheter av mol per liter hydrogenioner. Det kan også kalles en indikator på surheten i miljøet. Mer presist er det den negative base 10-logaritmen for hydrogenionaktivitet. Ved 25°C er løsninger med pH mindre enn 7 sure, og løsninger med pH større enn 7 er basiske. Den nøytrale pH-verdien er temperaturavhengig og er mindre enn 7 når temperaturen stiger. Rent vann er nøytr alt, pH=7 (ved 25°C), verken surt eller alkalisk. I motsetning til hva mange tror, kan pH-verdien være mindre enn 0 eller større enn 14 for henholdsvis svært sterke syrer og baser.
Application
Målinger av pH er viktige innen agronomi, medisin, kjemi, vannbehandling og mange andre områder.
PH-skalaen er relevant for et sett med standardløsninger, hvis surhet er fastsatt av det internasjonaleavtale. Primære pH-standarder bestemmes ved å bruke en overføringskonsentrasjonscelle ved å måle potensialforskjellen mellom en hydrogenelektrode og en standardelektrode som sølvklorid. pH-verdien til vandige løsninger kan måles med en glasselektrode og en pH-meter eller indikator.
Åpning
PH-konseptet ble først introdusert av den danske kjemikeren Søren Peter Laurits Sørensen ved Carlsberg-laboratoriet i 1909 og revidert til dagens pH-nivå i 1924 for å imøtekomme definisjoner og målinger når det gjelder elektrokjemiske celler. I de tidlige verkene hadde notasjonen bokstaven H med liten p, som betyr: pH.
Opprinnelsen til navnet
Den eksakte betydningen av p-en er omstridt, men ifølge Carlsbergstiftelsen betyr pH "kraften til hydrogen." Det har også blitt foreslått at p-en står for det tyske ordet potenz ("kraft"), andre refererer til den franske puisance (som også betyr "kraft", basert på at Carlsberg-laboratoriet var fransk). Et annet forslag er at p refererer til det latinske uttrykket pondus hydroii (mengde hydrogen), potentio hydroii (kapasitet til hydrogen) eller potensiell hydroli (hydrogenpotensial). Det foreslås også at Sørensen brukte bokstavene p og q (vanligvis konjugerer bokstaver i matematikk) bare for å betegne testløsning (p) og referanseløsning (q). For tiden, i kjemi, står p for desimallogaritmen, og brukes også i begrepet pKa, brukt for dissosiasjonskonstanter for surheten til et medium.
Amerikanske bidrag
Bakteriolog Alice Evans, kjent for påvirkningen av sitt arbeid med meieriprodukter og mattrygghet, krediterte William Mansfield Clark og hans kolleger for å ha utviklet metoder for å måle pH på 1910-tallet, som senere hadde stor innvirkning på laboratorier og industri. bruk. I memoarene hennes nevner hun ikke hvor mye eller lite Clarke og kollegene hans visste om Sorensens arbeid i årene før. Allerede på den tiden studerte forskere aktivt spørsmålet om surhet / alkalitet i miljøet.
påvirkning av syre
Dr. Clarks oppmerksomhet ble rettet mot effekten av syre på bakterievekst. Og takket være dette supplerte han ideen om den daværende vitenskapen om hydrogenindeksen for surheten i miljøet. Han fant ut at det var intensiteten til syren i form av konsentrasjonen av hydrogenioner som påvirket veksten deres. Men eksisterende metoder for å måle surheten til et medium bestemte mengden, ikke intensiteten til syren. Deretter utviklet Dr. Clark sammen med sine kolleger presise metoder for å måle konsentrasjonen av hydrogenioner. Disse metodene har erstattet den upresise titreringsmetoden for syrebestemmelse i biologiske laboratorier rundt om i verden. Det har også blitt funnet at de kan brukes i mange industrielle og andre prosesser der de er mye brukt.
Praktisk aspekt
Den første elektroniske pH-målingsmetoden ble oppfunnet av Arnold Orville Beckman, en professor ved California Institute of Technology, i 1934. Det var på dette tidspunktet den lokale sitrusdyrkerenSunkist ønsket en bedre metode for raskt å teste pH-verdien til sitronene de høstet fra frukthager i nærheten. Påvirkningen av surheten til mediet ble alltid tatt i betraktning.
For eksempel for en løsning med en hydrogenionaktivitet på 5 × 10–6 (på dette nivået er dette faktisk antall mol hydrogenioner per liter løsning), får vi 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Dermed har en slik løsning en pH på 5,3. Det antas at massene av en mol vann, en mol hydrogenioner og en mol hydroksydioner er henholdsvis 18 g, 1 g og 17 g, mengden rene 107 mol (pH 7) vann inneholder ca. 1 g dissosierte hydrogenioner (eller, mer presist, 19 g H3O + hydroniumioner) og 17 g hydroksydioner.
Temperaturens rolle
Merk at pH er temperaturavhengig. For eksempel, ved 0 °C er pH-verdien til rent vann 7,47. Ved 25 °C er den 7, og ved 100 °C er den 6,14.
Elektrodepotensialet er proporsjon alt med pH når pH er definert i form av aktivitet. Nøyaktig pH-måling er presentert i den internasjonale standarden ISO 31-8.
En galvanisk celle er konfigurert til å måle den elektromotoriske kraften (EMF) mellom referanseelektroden og elektroden som registrerer hydrogenionaktivitet når begge er nedsenket i samme vandige løsning. Referanseelektroden kan være en sølvkloridgjenstand eller en kalomelelektrode. En hydrogenionselektiv elektrode er standard for disse bruksområdene.
For å sette denne prosessen ut i livet, brukes en glasselektrode i stedet for en klumpete hydrogenelektrode. Hanhar innebygget referanseelektrode. Den er også kalibrert mot bufferløsninger med kjent hydrogenionaktivitet. IUPAC foreslo å bruke et sett med bufferløsninger med kjent H+ aktivitet. To eller flere bufferløsninger brukes for å ta høyde for at helningen kan være litt mindre enn ideell. For å implementere denne kalibreringstilnærmingen, senkes elektroden først ned i en standardløsning og pH-måleravlesningen settes til verdien av standardbufferen.
Hva er det neste?
Avlesningen fra den andre standard bufferløsningen korrigeres deretter ved hjelp av helningskontroll til å være lik pH-nivået for den løsningen. Når mer enn to bufferløsninger brukes, kalibreres elektroden ved å tilpasse de observerte pH-verdiene til en rett linje mot standard bufferverdier. Kommersielle standard bufferløsninger leveres vanligvis med informasjon om verdien ved 25 °C og korreksjonsfaktoren som skal brukes for andre temperaturer.
Definisjonskarakteristikk
PH-skalaen er logaritmisk, og derfor er pH en dimensjonsløs størrelse, ofte brukt blant annet for å måle surheten i cellens indre miljø. Dette var Sorensens opprinnelige definisjon, som ble erstattet i 1909.
Det er imidlertid mulig å måle hydrogenionkonsentrasjonen direkte dersom elektroden er kalibrert med tanke på hydrogenionkonsentrasjoner. En måte å gjøre dette på, som har vært mye brukt, er å titrere en løsning med kjent konsentrasjonsterk syre med en løsning av en kjent konsentrasjon av en sterk alkali i nærvær av en relativt høy konsentrasjon av en støtteelektrolytt. Siden syre- og alkalikonsentrasjonene er kjent, er det enkelt å beregne hydrogenionkonsentrasjonen slik at potensialet kan relateres til den målte verdien.
Indikatorer kan brukes til å måle pH ved å bruke det faktum at fargen endres. Visuell sammenligning av fargen på testløsningen med en standard fargeskala gjør at pH kan måles med heltallsnøyaktighet. Mer nøyaktige målinger er mulig hvis fargen måles spektrofotometrisk ved hjelp av et kolorimeter eller spektrofotometer. Universalindikatoren er bygd opp av en blanding av indikatorer slik at det blir en permanent fargeendring fra ca pH 2 til pH 10. Universalindikatorpapir er laget av absorberende papir som er impregnert med en universalindikator. En annen metode for å måle pH er å bruke en elektronisk pH-måler.
Målenivåer
Måling av pH under ca. 2,5 (ca. 0,003 mol syre) og over ca. 10,5 (ca. 0,0003 mol alkali) krever spesielle prosedyrer fordi Nernsts lov brytes ved slike verdier ved bruk av en glasselektrode. Ulike faktorer bidrar til dette. Det kan ikke antas at væskeovergangspotensialer er uavhengige av pH. Også ekstrem pH betyr at løsningen er konsentrert, slik at elektrodepotensialene påvirkes av endringen i ionestyrke. Ved høy pH kan glasselektroden væreutsatt for alkaliske feil ettersom elektroden blir følsom for konsentrasjonen av kationer som Na+ og K+ i løsning. Spesialdesignede elektroder er tilgjengelige som delvis løser disse problemene.
Avrenning fra gruver eller gruveavfall kan resultere i svært lave pH-verdier.
Rent vann er nøytr alt. Det er ikke surt. Når syren løses opp i vann vil pH være under 7 (25°C). Når et alkali løses opp i vann, vil pH være større enn 7. En 1 mol løsning av en sterk syre som s altsyre har en pH på null. En løsning av en sterk alkali som natriumhydroksid i en konsentrasjon på 1 mol har en pH på 14. Målte pH-verdier vil derfor generelt ligge i området 0 til 14, selv om negative pH-verdier og verdier over 14 er fullt mulig.
Mye avhenger av surheten til løsningsmediet. Fordi pH er en logaritmisk skala, tilsvarer en forskjell på én pH-enhet ti ganger forskjellen i hydrogenionkonsentrasjon. Nøytralitet PH når ikke helt 7 (ved 25 °C), selv om dette i de fleste tilfeller er en god tilnærming. Nøytralitet er definert som tilstanden der [H+]=[OH-]. Siden selvioniseringen av vann holder produktet av disse konsentrasjonene [H+] × [OH-]=Kw, kan det sees at ved nøytralitet [H+]=[OH-]=√Kw eller pH=pKw / 2.
PKw er omtrent 14, men avhenger av ionestyrke og temperatur, så pH-verdien til mediet har også betydning, som bør være nøytralnivå. Rent vann og en løsning av NaCl i rent vann er nøytrale fordi dissosiasjonen av vann produserer samme mengde av begge ioner. Imidlertid vil pH-verdien til en nøytral NaCl-løsning være litt forskjellig fra pH-verdien til nøytr alt rent vann, siden aktiviteten til hydrogen- og hydroksidioner avhenger av ionestyrken, så Kw varierer med ionestyrken.
Plants
Avhengige plantepigmenter som kan brukes som pH-indikatorer finnes i mange planter, inkludert hibiskus, rødkål (antocyanin) og rødvin. Sitrusjuice er sur fordi den inneholder sitronsyre. Andre karboksylsyrer finnes i mange levende systemer. For eksempel produseres melkesyre av muskelaktivitet. Protoneringstilstanden til fosfatderivater, slik som ATP, avhenger av surheten til pH-mediet. Funksjonen til hemoglobin oksygenoverføringsenzymet påvirkes av pH i en prosess kjent som roteffekten.
Sjøvann
I sjøvann er pH typisk begrenset til mellom 7,5 og 8,4. Det spiller en viktig rolle i karbonkretsløpet i havet, og det er bevis på pågående havforsuring forårsaket av karbondioksidutslipp. Måling av pH er imidlertid komplisert av de kjemiske egenskapene til sjøvann, og det finnes flere forskjellige pH-skalaer i kjemisk oseanografi.
Spesialløsninger
Som en del av den operasjonelle definisjonen av surhetsskalaen (pH) definerer IUPAC en serie bufferløsninger i pH-området (ofte referert til somNBS eller NIST). Disse løsningene har en relativt lav ionestyrke (≈0,1) sammenlignet med sjøvann (≈0,7) og anbefales derfor ikke for bruk i pH-karakterisering av sjøvann fordi forskjeller i ionestyrke forårsaker endringer i elektrodepotensial. For å løse dette problemet er det utviklet en alternativ serie med buffere basert på kunstig sjøvann.
Denne nye serien løser problemet med ionestyrkeforskjeller mellom prøver og buffere, og den nye pH-skalaen for middels surhet kalles den vanlige skalaen, ofte referert til som pH. Den totale skalaen ble bestemt ved å bruke et medium inneholdende sulfationer. Disse ionene opplever protonering, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, så den totale skalaen inkluderer påvirkning av både protoner (frie hydrogenioner) og hydrogensulfidioner:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Den alternative frie skalaen, ofte referert til som pHF, utelater denne betraktningen og fokuserer utelukkende på [H+]F, noe som gjør den i prinsippet til en enklere representasjon av hydrogenionkonsentrasjon. Bare [H+] T kan bestemmes, så [H+] F bør estimeres ved å bruke [SO2-4] og stabilitetskonstanten HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Det er imidlertid vanskelig å anslå KS i sjøvann, noe som begrenser nytten av en enklere fri skala.
En annen skala, kjent som sjøvannsskalaen, ofte referert til som pHSWS, tar hensyn til den videre protonbindingen mellom hydrogenioner og fluorioner, H+ + F- ⇌HF. Resultatet er følgende uttrykk for [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Fordelen ved å vurdere denne ekstra kompleksiteten avhenger imidlertid av fluorinnholdet i mediet. For eksempel, i sjøvann finnes sulfationer i mye høyere konsentrasjoner (> 400 ganger) enn konsentrasjonene av fluor. Som en konsekvens, for de fleste praktiske formål, er forskjellen mellom vanlig skala og sjøvannsskala svært liten.
De følgende tre ligningene oppsummerer de tre pH-skalaene:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- logg [H+]
Fra et praktisk synspunkt er de tre pH-skalaene i et surt miljø (eller sjøvann) forskjellige i sine verdier opp til 0,12 pH-enheter, og forskjellene er mye større enn det som vanligvis kreves for nøyaktigheten av pH-målinger, spesielt i forhold til karbonatsystemet havet.
