Skala pH

Z Wikipedii

Przykładowe wartości pH
Substancja	pH
1 M kwas solny	0
Kwas akumulatorowy	< 1,0
Kwas żołądkowy	1,5 – 2
Sok cytrynowy	2,4
Coca-cola	2,5
Ocet	2,9
Sok pomarańczowy	3,5
Piwo	4,5
Kawa	5,0
Herbata	5,5
Kwaśny deszcz	< 5,6
Mleko	6,5
Czysta woda	7
Ślina człowieka	6,5 – 7,4
Krew	7,1 – 7,4
Woda morska	8,0
Mydło	9,0 – 10,0
Wodorotlenek amonu	11,5
Wodorotlenek wapnia	12,5
1 M roztwór NaOH	14

Skala pH to ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H₃O⁺] w roztworach wodnych. Dokładnie jest to:

pH = -log₁₀[H₃O⁺]

czyli ujemny logarytm dziesiętny z aktywności jonów hydroniowych wyrażonych w molach na decymetr sześcienny.

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r. (S.P.L. Sørensen, C. R. Trav. Lab. Carlsberg 8, 1 (1909)). Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako minus logarytm ze stężenia jonów wodorowych (H⁺). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny proton) nigdy nie występują w roztworach wodnych, gdyż ulegają natychmiast solwatowaniu wg równania:

H⁺ + H₂O --> H₃O⁺

W wielu podręcznikach jednak, dla uproszczenia, pomija się ten fakt i nadal podaje się starą, nieprecyzyjną definicję skali pH.

Spis treści 1 Sens fizyczny skali pH 2 Zakres skali pH 3 Oznaczanie kwasowości 3.1 Linki zewnętrzne

[edytuj] Sens fizyczny skali pH

Aby zrozumieć sens tej skali trzeba się najpierw przyjrzeć temu co dzieje się w czystej (destylowanej) wodzie. Cząsteczki wody (H₂O) ulegają samorzutnej autodysocjacji co prowadzi do powstawania jonów H₃O⁺ i OH^-:

2H₂O<--> H₃O⁺ + OH^-

Reakcja ta jest odwracalna i ma równowagę przesuniętą silnie w lewo, czyli w stronę wody niezdysocjowanej. Jak zbadano reakcja ta powoduje, że stężenie jonów H₃O⁺ w wodzie destylowanej w temp. 20°C wynosi dokładnie 10^-7 mol/l. A zatem jak łatwo policzyć pH wody destylowanej wynosi 7, co stanowi środek skali pH. Rozpuszczenie w wodzie silnego kwasu (np: HCl) prowadzi do jego dysocjacji:

HCl + H₂O <--> H₃O⁺ + Cl^-

Dla tak silnego kwasu jak HCl równowaga tej reakcji jest niemal całkowicie przesunięta w stronę prawą (a więc w stronę jonów H₃O⁺ i Cl^-) dlatego po dodaniu do wody takiej ilości HCl aby w jednym litrze uzyskanego w ten sposób roztworu znajdował się 1 mol HCl otrzymuje się stężenie jonów H₃O⁺ równe 1 mol/l co jak łatwo policzyć daje pH = 0. Z drugiej strony roztwór w którym znajduje się 1 mol NaOH w jednym litrze występuje stężenie jonów OH^- równe 1 mol/l. Jony OH^- przesuwają silnie równowagę reakcji dysocjacji wody powodując, że stężenie jonów H₃O⁺ spada do poziomu 10^-14 mol/l, a zatem do pH = 14.

[edytuj] Zakres skali pH

Większość roztworów związków chemicznych posiada odczyn w zakresie pH od 0 do 14, jednak niektóre superkwasy i superzasady mogą mieć pH odpowiednio mniejsze od 0 i większe od 14, co odpowiada stężeniu jonów H₃O⁺ powyżej 1 mol/l i poniżej 10^-14 mol/l.

[edytuj] Oznaczanie kwasowości

Do określania pH używa się wskaźników kwasowości, czyli substancji, których kolor zależy od pH roztworu. Do popularnych wskaźników należą:

• błękit bromotymolowy,
• błękit tymolowy,
• czerwień metylowa,
• fenoloftaleina,
• lakmus,
• oranż metylowy.

W praktyce używa się zwykle papierków nasączonych mieszaniną substancji wskaźnikowych, które zmieniają kolor w szerokim zakresie pH. Chemiczne wskaźniki pH stosuje się także w miareczkowaniu do dokładnego określania stężenia roztworów związków chemicznych wykazujących odczyn kwasowy lub zasadowy.

Dokładniejszych pomiarów pH dokonuje się metodą potencjometryczną, którą nazywa się pH-metrią. Wykorzystuje się w niej fakt, że zgodnie z teorią sformułowaną przez Nernsta, siła elektromotoryczna (SEM) ogniwa o identycznych elektrodach, lecz umieszczonych w roztworach o różnych stężeniach jonów hydroniowych, jest proporcjonalna do logarytmu stosunku tych stężeń. Tak więc, zanurzając jedną elektrodę w roztworze o znanym pH, a drugą w próbce, można na podstawie pomiaru SEM tak utworzonego ogniwa dokładnie ustalić pH próbki. Najdokładniejsze pomiary pH dokonuje się metodą miareczkowania potencjometrycznego, w której zobojętnia się mierzoną próbkę dokładnie odmierzanymi ilościami kwasu lub zasady, aż do uzyskania SEM = 0 ogniwa pH-metrycznego.

Zobacz też: funkcja kwasowa Hammeta.

[edytuj] Linki zewnętrzne

• Artykuł Sørensena z Biochemische Zeitschrift 21, 131-200 (1909)
• Strona poświęcona konstrukcji przyrządów pomiarowych pH