În chimie, pH-ul este o scară logaritmică utilizată pentru a determina aciditatea unui mediu. Acesta este aproximativ logaritmul negativ de bază 10 al concentrației molare, măsurat în unități de moli pe litru de ioni de hidrogen. Poate fi numit și un indicator al acidității mediului. Mai precis, este logaritmul negativ de bază 10 al activității ionilor de hidrogen. La 25°C, soluțiile cu un pH mai mic de 7 sunt acide, iar soluțiile cu un pH mai mare de 7 sunt bazice. Valoarea neutră a pH-ului depinde de temperatură și este mai mică de 7 pe măsură ce temperatura crește. Apa pură este neutră, pH=7 (la 25°C), nici acidă, nici alcalină. Contrar credinței populare, valoarea pH-ului poate fi mai mică de 0 sau mai mare de 14 pentru acizi și, respectiv, baze foarte puternice.
Aplicație
Măsurările pH-ului sunt importante în agronomie, medicină, chimie, tratarea apei și multe alte domenii.
Scara de pH este relevantă pentru un set de soluții standard, a căror aciditate este stabilită de autoritățile internaționale.acord. Standardele de pH primare sunt determinate folosind o celulă de concentrare de transfer prin măsurarea diferenței de potențial dintre un electrod de hidrogen și un electrod standard, cum ar fi clorura de argint. pH-ul soluțiilor apoase poate fi măsurat cu un electrod de sticlă și un pH-metru sau indicator.
Deschidere
Conceptul de pH a fost introdus pentru prima dată de chimistul danez Søren Peter Laurits Sørensen la laboratorul Carlsberg în 1909 și revizuit la nivelul actual de pH în 1924 pentru a se adapta definițiilor și măsurătorilor în ceea ce privește celulele electrochimice. În primele lucrări, notația avea litera H în literă p, ceea ce înseamnă: pH.
Originea numelui
Semnificația exactă a lui p este contestată, dar conform Fundației Carlsberg, pH înseamnă „puterea hidrogenului”. De asemenea, s-a sugerat că p reprezintă cuvântul german potenz („putere”), alții se referă la puisance francez (însemnând și „putere”, pe baza faptului că laboratorul Carlsberg era francez). O altă sugestie este că p se referă la termenul latin pondus hydroii (cantitate de hidrogen), potentio hydroii (capacitatea hidrogenului) sau potențial hydroli (potențial de hidrogen). De asemenea, se sugerează că Sørensen a folosit literele p și q (de obicei literele conjugate în matematică) pur și simplu pentru a desemna soluția de test (p) și soluția de referință (q). În prezent, în chimie, p reprezintă logaritmul zecimal și este folosit și în termenul pKa, folosit pentru constantele de disociere ale acidității unui mediu.
contribuții americane
Bacteriologul Alice Evans, cunoscut pentru influența muncii sale asupra produselor lactate și a siguranței alimentelor, l-a creditat pe William Mansfield Clark și colegii săi pentru dezvoltarea unor metode de măsurare a pH-ului în anii 1910, care au avut ulterior un impact larg asupra laboratorului și a industriei. utilizare. În memoriile ei, ea nu menționează cât de mult sau cât de puțin știau Clarke și colegii săi despre munca lui Sorensen în anii precedenți. Deja în acel moment, oamenii de știință studiau activ problema acidității/alcalinității mediului.
Influența acidului
Atenția Dr. Clark a fost îndreptată către efectul acidului asupra creșterii bacteriene. Și datorită acestui lucru, el a completat ideea științei de atunci a indicelui de hidrogen al acidității mediului. El a descoperit că intensitatea acidului în ceea ce privește concentrația ionilor de hidrogen a afectat creșterea acestora. Dar metodele existente pentru măsurarea acidității unui mediu au determinat cantitatea, nu intensitatea acidului. Apoi, împreună cu colegii săi, dr. Clark a dezvoltat metode precise de măsurare a concentrației ionilor de hidrogen. Aceste metode au înlocuit metoda de titrare imprecisă pentru determinarea acidului în laboratoarele biologice din întreaga lume. De asemenea, s-a constatat că pot fi utilizate în multe procese industriale și de altă natură în care sunt utilizate pe scară largă.
Aspect practic
Prima metodă electronică de măsurare a pH-ului a fost inventată de Arnold Orville Beckman, profesor la Institutul de Tehnologie din California, în 1934. În acest moment, cultivatorul local de citriceSunkist dorea o metodă mai bună pentru a testa rapid pH-ul lămâilor pe care le-au recoltat din livezile din apropiere. Influența acidității mediului a fost întotdeauna luată în considerare.
De exemplu, pentru o soluție cu o activitate ionică de hidrogen de 5 × 10–6 (la acest nivel, acesta este, de fapt, numărul de moli de ioni de hidrogen pe litru de soluție), obținem 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Astfel, o astfel de soluție are un pH de 5,3. Se crede că masele de un mol de apă, un mol de ioni de hidrogen și un mol de ioni de hidroxid sunt, respectiv, 18 g, 1 g și 17 g, cantitatea de 107 moli puri (pH 7) de apă conține aproximativ 1 g de ioni de hidrogen disociați (sau, mai precis, 19 g de H3O + ioni de hidroniu) și 17 g de ioni de hidroxid.
Rolul temperaturii
Rețineți că pH-ul depinde de temperatură. De exemplu, la 0 °C, pH-ul apei pure este 7,47, la 25 °C este 7, iar la 100 °C este 6,14.
Potențialul electrodului este proporțional cu pH-ul atunci când pH-ul este definit în termeni de activitate. Măsurarea exactă a pH-ului este prezentată în standardul internațional ISO 31-8.
O celulă galvanică este configurată pentru a măsura forța electromotoare (EMF) dintre electrodul de referință și electrodul de detectare a activității ionului de hidrogen atunci când ambele sunt scufundate în aceeași soluție apoasă. Electrodul de referință poate fi un obiect de clorură de argint sau un electrod de calomel. Un electrod selectiv de ioni de hidrogen este standard pentru aceste aplicații.
Pentru a pune în practică acest proces, se folosește un electrod de sticlă în locul unui electrod de hidrogen voluminos. Elare un electrod de referință încorporat. Este, de asemenea, calibrat împotriva soluțiilor tampon cu activitate cunoscută a ionilor de hidrogen. IUPAC a sugerat utilizarea unui set de soluții tampon cu activitate H+ cunoscută. Două sau mai multe soluții tampon sunt utilizate pentru a explica faptul că panta poate fi puțin mai mică decât ideală. Pentru a implementa această abordare de calibrare, electrodul este mai întâi scufundat într-o soluție standard, iar citirea pH-ului este setată la valoarea tamponului standard.
Ce urmează?
Cititura din a doua soluție tampon standard este apoi corectată utilizând controlul pantei pentru a fi egală cu nivelul pH-ului pentru soluția respectivă. Când sunt utilizate mai mult de două soluții tampon, electrodul este calibrat prin potrivirea valorilor pH-ului observate la o linie dreaptă față de valorile tampon standard. Soluțiile tampon standard comerciale sunt de obicei furnizate cu informații despre valoarea la 25 °C și factorul de corecție care trebuie aplicat pentru alte temperaturi.
Caracteristica definiției
Scara de pH este logaritmică și, prin urmare, pH-ul este o mărime adimensională, adesea folosită, printre altele, pentru a măsura aciditatea mediului intern al celulei. Aceasta a fost definiția originală a lui Sorensen, care a fost înlocuită în 1909.
Cu toate acestea, este posibil să se măsoare direct concentrația ionilor de hidrogen dacă electrodul este calibrat în ceea ce privește concentrațiile ionilor de hidrogen. O modalitate de a face acest lucru, care a fost utilizată pe scară largă, este titrarea unei soluții de concentrație cunoscutăacid puternic cu o soluție de o concentrație cunoscută a unui alcalin puternic în prezența unei concentrații relativ mari de electrolit de susținere. Deoarece concentrațiile de acid și alcali sunt cunoscute, este ușor să se calculeze concentrația ionilor de hidrogen, astfel încât potențialul să poată fi raportat la valoarea măsurată.
Indicatorii pot fi utilizați pentru a măsura pH-ul folosind faptul că culoarea lor se schimbă. Compararea vizuală a culorii soluției de testare cu o scară de culori standard permite măsurarea pH-ului cu o precizie întreagă. Sunt posibile măsurători mai precise dacă culoarea este măsurată spectrofotometric folosind un colorimetru sau un spectrofotometru. Indicatorul universal este alcătuit dintr-un amestec de indicatori astfel încât să existe o schimbare permanentă a culorii de la aproximativ pH 2 la pH 10. Hârtia indicator universal este realizată din hârtie absorbantă care a fost impregnată cu un indicator universal. O altă metodă de măsurare a pH-ului este utilizarea unui pH-metru electronic.
Niveluri de măsurare
Măsurarea pH-ului sub aproximativ 2,5 (aproximativ 0,003 moli de acid) și peste aproximativ 10,5 (aproximativ 0,0003 moli de alcali) necesită proceduri speciale deoarece legea lui Nernst este încălcată la astfel de valori atunci când se folosește un electrod de sticlă. La aceasta contribuie diverși factori. Nu se poate presupune că potențialele de tranziție lichide sunt independente de pH. De asemenea, pH-ul extrem înseamnă că soluția este concentrată, astfel încât potențialele electrodului sunt afectate de modificarea puterii ionice. La pH ridicat, electrodul de sticlă poate fisupus erorii alcaline pe măsură ce electrodul devine sensibil la concentrația de cationi precum Na+ și K+ în soluție. Sunt disponibili electrozi special proiectați care depășesc parțial aceste probleme.
Scurgerile din mine sau deșeurile miniere pot duce la valori foarte scăzute ale pH-ului.
Apa pură este neutră. Nu este acid. Când acidul se dizolvă în apă, pH-ul va fi sub 7 (25°C). Când un alcalin se dizolvă în apă, pH-ul va fi mai mare de 7. O soluție de 1 mol dintr-un acid puternic, cum ar fi acidul clorhidric, are un pH de zero. O soluție de alcali puternic, cum ar fi hidroxidul de sodiu, la o concentrație de 1 mol, are un pH de 14. Astfel, valorile pH-ului măsurate se vor situa, în general, în intervalul de la 0 la 14, deși valori și valori negative ale pH-ului peste 14 sunt foarte posibile.
Depinde mult de aciditatea mediului de soluție. Deoarece pH-ul este o scară logaritmică, o diferență de o unitate de pH este echivalentă cu de zece ori diferența de concentrație a ionilor de hidrogen. Neutralitatea PH nu ajunge la 7 (la 25 °C), deși în majoritatea cazurilor aceasta este o bună aproximare. Neutralitatea este definită ca condiția în care [H+]=[OH-]. Deoarece autoionizarea apei păstrează produsul acestor concentrații [H+] × [OH-]=Kw, se poate observa că la neutralitate [H+]=[OH-]=√Kw sau pH=pKw / 2.
PKw este de aproximativ 14, dar depinde de puterea ionică și de temperatură, deci contează și valoarea pH-ului mediului, care ar trebui să fie neutrunivel. Apa pură și o soluție de NaCl în apă pură sunt neutre deoarece disocierea apei produce aceeași cantitate din ambii ioni. Cu toate acestea, pH-ul unei soluții neutre de NaCl va fi ușor diferit de pH-ul apei pure neutre, deoarece activitatea ionilor de hidrogen și hidroxid depinde de puterea ionică, deci Kw variază în funcție de puterea ionică.
Plante
Pigmenții de plante dependenți care pot fi utilizați ca indicatori de pH se găsesc în multe plante, inclusiv hibiscus, varză roșie (antociani) și vin roșu. Sucul de citrice este acid deoarece conține acid citric. Alți acizi carboxilici se găsesc în multe sisteme vii. De exemplu, acidul lactic este produs de activitatea musculară. Starea de protonare a derivaților de fosfat, cum ar fi ATP, depinde de aciditatea mediului pH. Funcționarea enzimei de transfer de oxigen a hemoglobinei este afectată de pH într-un proces cunoscut sub numele de efectul rădăcină.
Apă de mare
În apa de mare, pH-ul este de obicei limitat între 7,5 și 8,4. Acesta joacă un rol important în ciclul carbonului din ocean și există dovezi ale acidificării oceanului în curs de desfășurare cauzate de emisiile de dioxid de carbon. Cu toate acestea, măsurarea pH-ului este complicată de proprietățile chimice ale apei de mare și există mai multe scale de pH diferite în oceanografia chimică.
Soluții speciale
Ca parte a definiției operaționale a scalei de aciditate (pH), IUPAC definește o serie de soluții tampon în intervalul de pH (denumite adesea caNBS sau NIST). Aceste soluții au o putere ionică relativ scăzută (≈0,1) în comparație cu apa de mare (≈0,7) și, prin urmare, nu sunt recomandate pentru utilizare în caracterizarea pH-ului apei de mare, deoarece diferențele de putere ionică provoacă modificări ale potențialului electrodului. Pentru a rezolva această problemă, a fost dezvoltată o serie alternativă de tampon pe bază de apă de mare artificială.
Această nouă serie rezolvă problema diferențelor de forță ionică dintre probe și tampon, iar noua scară de pH pentru aciditate medie se numește scară comună, adesea denumită pH. Scara totală a fost determinată folosind un mediu care conține ioni de sulfat. Acești ioni suferă de protonare, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, astfel încât scara totală include influența atât a protonilor (ioni liberi de hidrogen) cât și a ionilor de hidrogen sulfurat:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Scala liberă alternativă, denumită adesea pHF, omite această considerație și se concentrează exclusiv pe [H+]F, făcând-o în principiu o reprezentare mai simplă a concentrației ionilor de hidrogen. Numai [H+] T poate fi determinat, deci [H+] F ar trebui estimat folosind [SO2-4] și constanta de stabilitate HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Cu toate acestea, este dificil de estimat KS în apa de mare, limitând utilitatea unei cântare libere mai simple.
O altă scară, cunoscută sub denumirea de scară de apă de mare, denumită adesea pHSWS, ia în considerare legătura suplimentară a protonilor dintre ionii de hidrogen și ionii de fluor, H+ + F- ⇌HF. Rezultatul este următoarea expresie pentru [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Cu toate acestea, beneficiul luării în considerare a acestei complexități suplimentare depinde de conținutul de fluor al mediului. De exemplu, în apa de mare, ionii de sulfat se găsesc în concentrații mult mai mari (> 400 de ori) decât concentrațiile de fluor. În consecință, pentru cele mai multe scopuri practice, diferența dintre scara comună și scara apei de mare este foarte mică.
Următoarele trei ecuații rezumă cele trei scale de pH:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
Din punct de vedere practic, cele trei scale de pH ale unui mediu acid (sau apei de mare) diferă în valorile lor până la 0,12 unități de pH, iar diferențele sunt mult mai mari decât este necesar de obicei pentru acuratețea Măsurătorile pH-ului, în special în legătură cu sistemul carbonatic oceanului.
