Inom kemi är pH en logaritmisk skala som används för att bestämma surheten i ett medium. Detta är ungefär den negativa basen 10-logaritmen för molkoncentrationen, mätt i enheter av mol per liter vätejoner. Det kan också kallas en indikator på surheten i miljön. Mer exakt är det den negativa basen 10-logaritmen för vätejonaktivitet. Vid 25°C är lösningar med ett pH lägre än 7 sura och lösningar med ett pH högre än 7 är basiska. Det neutrala pH-värdet är temperaturberoende och är mindre än 7 när temperaturen stiger. Rent vatten är neutr alt, pH=7 (vid 25°C), varken surt eller alkaliskt. I motsats till vad många tror kan pH-värdet vara mindre än 0 eller högre än 14 för mycket starka syror respektive baser.
Application
Mätningar av pH är viktiga inom agronomi, medicin, kemi, vattenrening och många andra områden.
PH-skalan är relevant för en uppsättning standardlösningar, vars surhet fastställs av den internationellaavtal. Primära pH-standarder bestäms med användning av en överföringskoncentrationscell genom att mäta potentialskillnaden mellan en väteelektrod och en standardelektrod såsom silverklorid. pH i vattenlösningar kan mätas med en glaselektrod och en pH-mätare eller indikator.
Invigning
Ph-konceptet introducerades först av den danske kemisten Søren Peter Laurits Sørensen vid Carlsberg-laboratoriet 1909 och reviderades till den nuvarande pH-nivån 1924 för att tillgodose definitioner och mätningar i termer av elektrokemiska celler. I de tidiga verken hade notationen bokstaven H i gemen p, vilket betyder: pH.
Ursprunget till namnet
Den exakta innebörden av p:t är omtvistad, men enligt Carlsbergsstiftelsen betyder pH "vätets kraft." Det har också föreslagits att p:et står för det tyska ordet potenz ("kraft"), andra syftar på franskans puisance (som också betyder "kraft", baserat på att Carlsbergslaboratoriet var franskt). Ett annat förslag är att p hänvisar till den latinska termen pondus hydroii (mängd väte), potentio hydroii (kapacitet av väte) eller potentiell hydroli (vätepotential). Det föreslås också att Sørensen använde bokstäverna p och q (vanligtvis konjugerar bokstäver i matematik) helt enkelt för att beteckna testlösning (p) och referenslösning (q). För närvarande, i kemi, står p för decimallogaritmen, och används också i termen pKa, som används för dissociationskonstanter för surheten i ett medium.
amerikanska bidrag
Bakteriologen Alice Evans, känd för inflytandet från sitt arbete med mejeriprodukter och livsmedelssäkerhet, krediterade William Mansfield Clark och hans kollegor för att de utvecklade metoder för att mäta pH på 1910-talet, vilket sedan fick stor inverkan på laboratorier och industri. använda sig av. I sina memoarer nämner hon inte hur mycket eller hur lite Clarke och hans kollegor kände till Sorensens arbete under åren innan. Redan vid den tiden studerade forskare aktivt frågan om surhet/alkalinitet i miljön.
Syrans inverkan
Dr Clarks uppmärksamhet riktades mot effekten av syra på bakterietillväxt. Och tack vare detta kompletterade han idén om den dåvarande vetenskapen om väteindex för miljöns surhet. Han fann att det var syrans intensitet i termer av koncentrationen av vätejoner som påverkade deras tillväxt. Men befintliga metoder för att mäta surheten i ett medium bestämde mängden, inte syrans intensitet. Sedan, tillsammans med sina kollegor, utvecklade Dr Clark exakta metoder för att mäta koncentrationen av vätejoner. Dessa metoder har ersatt den oprecisa titreringsmetoden för syrabestämning i biologiska laboratorier runt om i världen. Det har också visat sig att de kan användas i många industriella och andra processer där de används i stor utsträckning.
Praktisk aspekt
Den första elektroniska pH-mätmetoden uppfanns av Arnold Orville Beckman, professor vid California Institute of Technology, 1934. Det var vid denna tidpunkt som den lokala citrusodlarenSunkist ville ha en bättre metod för att snabbt testa pH i citronerna de skördade från närliggande fruktträdgårdar. Inverkan av surheten i mediet togs alltid i beaktande.
Till exempel för en lösning med en vätejonaktivitet på 5 × 10–6 (på denna nivå är detta i själva verket antalet mol vätejoner per liter lösning) får vi 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. En sådan lösning har alltså ett pH på 5,3. Man tror att massorna av en mol vatten, en mol vätejoner och en mol hydroxidjoner är 18 g, 1 g respektive 17 g, mängden rena 107 mol (pH 7) vatten innehåller cirka 1 g dissocierade vätejoner (eller, närmare bestämt 19 g H3O + hydroniumjoner) och 17 g hydroxidjoner.
Temperaturens roll
Observera att pH är temperaturberoende. Till exempel, vid 0 °C är pH-värdet för rent vatten 7,47. Vid 25 °C är det 7 och vid 100 °C är det 6,14.
Elektrodpotential är proportionell mot pH när pH definieras i termer av aktivitet. Noggrann pH-mätning presenteras i den internationella standarden ISO 31-8.
En galvanisk cell är konfigurerad för att mäta den elektromotoriska kraften (EMF) mellan referenselektroden och den vätejonaktivitetsavkännande elektroden när båda är nedsänkta i samma vattenlösning. Referenselektroden kan vara ett silverkloridföremål eller en kalomelelektrod. En vätejonselektiv elektrod är standard för dessa applikationer.
För att omsätta denna process i praktiken används en glaselektrod istället för en skrymmande väteelektrod. hanhar en inbyggd referenselektrod. Den är också kalibrerad mot buffertlösningar med känd vätejonaktivitet. IUPAC föreslog att man skulle använda en uppsättning buffertlösningar med känd H+-aktivitet. Två eller flera buffertlösningar används för att förklara det faktum att lutningen kan vara något mindre än idealisk. För att implementera denna kalibreringsmetod nedsänks först elektroden i en standardlösning och pH-mätarens avläsning ställs in på värdet för standardbufferten.
Vad är härnäst?
Avläsningen från den andra standardbuffertlösningen korrigeras sedan med lutningskontroll för att vara lika med pH-nivån för den lösningen. När mer än två buffertlösningar används kalibreras elektroden genom att de observerade pH-värdena anpassas till en rät linje mot standardbuffertvärden. Kommersiella standardbuffertlösningar levereras vanligtvis med information om värdet vid 25 °C och den korrektionsfaktor som ska tillämpas för andra temperaturer.
Definitionskarakteristik
PH-skalan är logaritmisk och därför är pH en dimensionslös storhet som ofta används bland annat för att mäta surheten i cellens inre miljö. Detta var Sorensens ursprungliga definition, som ersattes 1909.
Det är dock möjligt att direkt mäta vätejonkoncentrationen om elektroden är kalibrerad i termer av vätejonkoncentrationer. Ett sätt att göra detta, som har använts flitigt, är att titrera en lösning med känd koncentrationstark syra med en lösning av en känd koncentration av en stark alkali i närvaro av en relativt hög koncentration av en stödjande elektrolyt. Eftersom syra- och alkalikoncentrationerna är kända är det lätt att beräkna vätejonkoncentrationen så att potentialen kan relateras till det uppmätta värdet.
Indikatorer kan användas för att mäta pH genom att deras färg ändras. Visuell jämförelse av färgen på testlösningen med en standardfärgskala gör att pH kan mätas med heltalsnoggrannhet. Mer exakta mätningar är möjliga om färgen mäts spektrofotometriskt med hjälp av en kolorimeter eller spektrofotometer. Universalindikatorn är uppbyggd av en blandning av indikatorer så att det blir en permanent färgförändring från ca pH 2 till pH 10. Universalindikatorpapper är tillverkat av absorberande papper som har impregnerats med en universalindikator. En annan metod för att mäta pH är att använda en elektronisk pH-mätare.
Mätningsnivåer
Mätning av pH under cirka 2,5 (cirka 0,003 mol syra) och över cirka 10,5 (cirka 0,0003 mol alkali) kräver speciella procedurer eftersom Nernsts lag överträds vid sådana värden när du använder en glaselektrod. Olika faktorer bidrar till detta. Det kan inte antas att vätskeövergångspotentialer är oberoende av pH. Extremt pH betyder också att lösningen är koncentrerad, så elektrodpotentialerna påverkas av förändringen i jonstyrka. Vid högt pH kan glaselektroden varaföremål för alkaliska fel när elektroden blir känslig för koncentrationen av katjoner såsom Na+ och K+ i lösning. Det finns specialdesignade elektroder som delvis övervinner dessa problem.
Avrinning från gruvor eller gruvavfall kan resultera i mycket låga pH-värden.
Rent vatten är neutr alt. Det är inte surt. När syran löser sig i vatten blir pH-värdet under 7 (25°C). När ett alkali löser sig i vatten blir pH högre än 7. En 1 mol lösning av en stark syra som s altsyra har ett pH på noll. En lösning av en stark alkali såsom natriumhydroxid i en koncentration av 1 mol har ett pH på 14. Således kommer uppmätta pH-värden i allmänhet att ligga i intervallet 0 till 14, även om negativa pH-värden och värden över 14 är fullt möjliga.
Mycket beror på surheten i lösningsmediet. Eftersom pH är en logaritmisk skala, motsvarar en skillnad på en pH-enhet tio gånger skillnaden i vätejonkoncentration. Neutraliteten PH når inte riktigt 7 (vid 25 °C), även om detta i de flesta fall är en bra uppskattning. Neutralitet definieras som tillståndet där [H+]=[OH-]. Eftersom självjonisering av vatten håller produkten av dessa koncentrationer [H+] × [OH-]=Kw, kan man se att vid neutralitet [H+]=[OH-]=√Kw eller pH=pKw / 2.
PKw är ungefär 14, men beror på jonstyrka och temperatur, så mediets pH-värde har också betydelse, som bör vara neutr altnivå. Rent vatten och en lösning av NaCl i rent vatten är neutrala eftersom dissociationen av vatten producerar samma mängd av båda jonerna. Emellertid kommer pH för en neutral NaCl-lösning att skilja sig något från pH för neutr alt rent vatten, eftersom aktiviteten hos väte- och hydroxidjoner beror på jonstyrkan, så Kw varierar med jonstyrkan.
Växter
Beroende växtpigment som kan användas som pH-indikatorer finns i många växter, inklusive hibiskus, rödkål (antocyanin) och rött vin. Citrusjuice är sur eftersom den innehåller citronsyra. Andra karboxylsyror finns i många levande system. Till exempel produceras mjölksyra av muskelaktivitet. Tillståndet för protonering av fosfatderivat, såsom ATP, beror på pH-mediets surhet. Funktionen hos hemoglobinsyreöverföringsenzymet påverkas av pH i en process som kallas roteffekten.
Havsvatten
I havsvatten är pH vanligtvis begränsat till mellan 7,5 och 8,4. Det spelar en viktig roll i kolets kretslopp i havet, och det finns bevis på pågående försurning av havet orsakad av koldioxidutsläpp. Att mäta pH är dock komplicerat av havsvattnets kemiska egenskaper, och det finns flera olika pH-skalor inom kemisk oceanografi.
Speciallösningar
Som en del av den operativa definitionen av surhetsgradsskalan (pH) definierar IUPAC en serie buffertlösningar i pH-området (ofta kalladeNBS eller NIST). Dessa lösningar har en relativt låg jonstyrka (≈0,1) jämfört med havsvatten (≈0,7) och rekommenderas därför inte för användning vid pH-karakterisering av havsvatten eftersom skillnader i jonstyrka orsakar förändringar i elektrodpotential. För att lösa detta problem har en alternativ serie buffertar baserade på konstgjort havsvatten utvecklats.
Denna nya serie löser problemet med jonstyrkeskillnader mellan prover och buffertar, och den nya pH-skalan för medelhög surhet kallas den vanliga skalan, ofta kallad pH. Den totala skalan bestämdes med användning av ett medium innehållande sulfatjoner. Dessa joner upplever protonering, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, så den totala skalan inkluderar påverkan av både protoner (fria vätejoner) och vätesulfidjoner:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Den alternativa fria skalan, ofta kallad pHF, utelämnar denna hänsyn och fokuserar uteslutande på [H+]F, vilket gör den i princip till en enklare representation av vätejonkoncentrationen. Endast [H+] T kan bestämmas, så [H+] F bör uppskattas med [SO2-4] och stabilitetskonstanten HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Det är dock svårt att uppskatta KS i havsvatten, vilket begränsar användbarheten av en enklare fri skala.
En annan skala, känd som havsvattenskalan, ofta kallad pHSWS, tar hänsyn till den ytterligare protonbindningen mellan vätejoner och fluoridjoner, H+ + F- ⇌HF. Resultatet är följande uttryck för [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Men fördelen med att överväga denna ytterligare komplexitet beror på fluorh alten i mediet. Till exempel i havsvatten finns sulfatjoner i mycket högre koncentrationer (> 400 gånger) än koncentrationerna av fluor. Som en konsekvens är skillnaden mellan den vanliga skalan och havsvattenskalan mycket liten för de flesta praktiska ändamål.
Följande tre ekvationer sammanfattar de tre pH-skalorna:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
Från en praktisk synvinkel skiljer sig de tre pH-skalorna i en sur miljö (eller havsvatten) i sina värden upp till 0,12 pH-enheter, och skillnaderna är mycket större än vad som vanligtvis krävs för noggrannheten av pH-mätningar, särskilt i relation till karbonatsystemet havet.
