Kemiassa pH on logaritminen asteikko, jota käytetään väliaineen happamuuden määrittämiseen. Tämä on suunnilleen negatiivinen 10 peruslogaritmi moolipitoisuudesta, mitattuna mooliyksiköinä litraa vetyioneja kohti. Sitä voidaan kutsua myös ympäristön happamuuden indikaattoriksi. Tarkemmin sanottuna se on vetyioniaktiivisuuden negatiivinen kanta-10 logaritmi. 25 °C:ssa liuokset, joiden pH on alle 7, ovat happamia ja liuokset, joiden pH on yli 7, ovat emäksisiä. Neutraali pH-arvo riippuu lämpötilasta ja on alle 7 lämpötilan noustessa. Puhdas vesi on neutraalia, pH=7 (25°C), ei hapanta eikä emäksistä. Vastoin yleistä uskomusta, pH-arvo voi olla pienempi kuin 0 tai suurempi kuin 14 erittäin vahvoilla hapoilla ja emäksillä.
Hakemus
Ph-mittaukset ovat tärkeitä agronomiassa, lääketieteessä, kemiassa, vedenkäsittelyssä ja monilla muilla aloilla.
Ph-asteikko koskee standardiliuoksia, joiden happamuus on vahvistettu kansainvälisestisopimus. Ensisijaiset pH-standardit määritetään käyttämällä siirtokonsentraatiokennoa mittaamalla vetyelektrodin ja standardielektrodin, kuten hopeakloridin, välinen potentiaaliero. Vesiliuosten pH voidaan mitata lasielektrodilla ja pH-mittarilla tai indikaattorilla.
Avautuminen
Ph-konseptin esitteli ensimmäisen kerran tanskalainen kemisti Søren Peter Laurits Sørensen Carlsbergin laboratoriossa vuonna 1909, ja se tarkistettiin nykyiselle pH-tasolle vuonna 1924 sähkökemiallisten kennojen määritelmien ja mittausten mukaiseksi. Varhaisissa teoksissa merkinnässä oli H-kirjain pienellä p-kirjaimella, mikä tarkoittaa: pH.
Nimen alkuperä
P:n tarkka merkitys on kiistanalainen, mutta Carlsbergin säätiön mukaan pH tarkoittaa "vedyn voimaa". On myös ehdotettu, että p tarkoittaa saksalaista sanaa potenz ("voima"), toiset viittaavat ranskan sanaan puisance (merkitsee myös "voimaa", koska Carlsbergin laboratorio oli ranskalainen). Toinen ehdotus on, että p viittaa latinan termiin pondus hydroii (vedyn määrä), potentio hydroii (vedyn kapasiteetti) tai potentiaaliseen hydroliin (vetypotentiaali). On myös ehdotettu, että Sørensen käytti kirjaimia p ja q (yleensä konjugoituja kirjaimia matematiikassa) yksinkertaisesti osoittamaan testiliuosta (p) ja vertailuliuosta (q). Tällä hetkellä kemiassa p tarkoittaa desimaalilogaritmia, ja sitä käytetään myös termissä pKa, jota käytetään väliaineen happamuuden dissosiaatiovakioihin.
Amerikkalaiset lahjoitukset
Bakteriologi Alice Evans, joka tunnetaan työnsä vaikutuksesta maitotuotteisiin ja elintarviketurvallisuuteen, tunnusti William Mansfield Clarkia ja hänen kollegojaan pH-mittausmenetelmien kehittämisestä 1910-luvulla, millä oli myöhemmin laaja vaikutus laboratorioihin ja teollisuuteen. käyttää. Muistelmissaan hän ei mainitse kuinka paljon tai kuinka vähän Clarke ja hänen kollegansa tiesivät Sorensenin työstä aikaisempina vuosina. Tiedemiehet tutkivat jo tuolloin aktiivisesti ympäristön happamuutta/emäksisyyttä.
Hapon vaikutus
Tohtori Clarkin huomio kohdistui hapon vaikutukseen bakteerien kasvuun. Ja tämän ansiosta hän täydensi ajatusta silloisesta ympäristön happamuuden vetyindeksistä. Hän havaitsi, että hapon intensiteetti vetyionien pitoisuuksina vaikutti niiden kasvuun. Mutta olemassa olevat menetelmät väliaineen happamuuden mittaamiseksi määrittelivät hapon määrän, eivät hapon intensiteettiä. Sitten tohtori Clark kehitti kollegoidensa kanssa tarkkoja menetelmiä vetyionien pitoisuuden mittaamiseksi. Nämä menetelmät ovat korvanneet epätarkan titrausmenetelmän happomäärityksissä biologisissa laboratorioissa ympäri maailmaa. On myös havaittu, että niitä voidaan käyttää monissa teollisissa ja muissa prosesseissa, joissa niitä käytetään laajasti.
Käytännön puoli
Ensimmäisen elektronisen pH-mittausmenetelmän keksi California Institute of Technologyn professori Arnold Orville Beckman vuonna 1934. Se oli tässä vaiheessa, että paikallinen sitrushedelmien viljelijäSunkist halusi paremman menetelmän lähellä olevilta hedelmätarhoilta poimimiensa sitruunoiden pH-arvon nopeaan testaamiseen. Alustan happamuuden vaikutus otettiin aina huomioon.
Esimerkiksi liuokselle, jonka vetyioniaktiivisuus on 5 × 10–6 (tällä tasolla tämä on itse asiassa vetyionien moolimäärä litraa kohden liuosta), saamme 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Näin ollen tällaisen liuoksen pH on 5,3. Uskotaan, että mooli vettä, mooli vetyioneja ja mooli hydroksidi-ioneja ovat vastaavasti 18 g, 1 g ja 17 g, puhtaan 107 moolin (pH 7) määrä vettä sisältää noin 1 g dissosioituneita vetyioneja (tai tarkemmin sanottuna 19 g H3O + hydronium-ioneja) ja 17 g hydroksidi-ioneja.
Lämpötilan rooli
Huomaa, että pH riippuu lämpötilasta. Esimerkiksi 0 °C:ssa puhtaan veden pH on 7,47. 25 °C:ssa se on 7 ja 100 °C:ssa 6,14.
Elektrodipotentiaali on verrannollinen pH:hon, kun pH määritellään aktiivisuudella. Tarkka pH-mittaus esitetään kansainvälisessä standardissa ISO 31-8.
Galvaninen kenno on konfiguroitu mittaamaan sähkömotorista voimaa (EMF) vertailuelektrodin ja vetyioniaktiivisuutta mittaavan elektrodin välillä, kun molemmat on upotettu samaan vesiliuokseen. Vertailuelektrodi voi olla hopeakloridi- tai kalomelielektrodi. Vetyioniselektiivinen elektrodi on vakiona näissä sovelluksissa.
Tämän prosessin toteuttamiseksi käytetään lasielektrodia ison vetyelektrodin sijaan. Hänon sisäänrakennettu vertailuelektrodi. Se on myös kalibroitu puskuriliuoksille, joilla on tunnettu vetyioniaktiivisuus. IUPAC ehdotti puskuriliuossarjan käyttöä, jolla on tunnettu H+-aktiivisuus. Kahta tai useampaa puskuriliuosta käytetään huomioimaan se tosiasia, että k altevuus voi olla hieman pienempi kuin ihanteellinen. Tämän kalibrointitavan toteuttamiseksi elektrodi upotetaan ensin standardiliuokseen ja pH-mittarin lukema asetetaan standardipuskurin arvoon.
Mitä seuraavaksi?
Toisen standardipuskuriliuoksen lukema korjataan sitten käyttämällä k altevuussäätöä niin, että se vastaa kyseisen liuoksen pH-tasoa. Kun käytetään enemmän kuin kahta puskuriliuosta, elektrodi kalibroidaan sovittamalla havaitut pH-arvot suoraan standardipuskuriarvoja vastaan. Kaupallisten standardipuskuriliuosten mukana toimitetaan yleensä tiedot arvosta 25 °C:ssa ja muissa lämpötiloissa käytettävästä korjauskertoimesta.
Määritelmän ominaisuus
PH-asteikko on logaritminen ja siksi pH on dimensioton suure, jota käytetään usein mm. solun sisäisen ympäristön happamuuden mittaamiseen. Tämä oli Sorensenin alkuperäinen määritelmä, joka korvattiin vuonna 1909.
Vedetyonikonsentraatio on kuitenkin mahdollista mitata suoraan, jos elektrodi on kalibroitu vetyionipitoisuuksilla. Yksi laajasti käytetty tapa tehdä tämä on titrata liuos, jonka pitoisuus tunnetaanvahvaa happoa liuoksen kanssa, jonka konsentraatio on tunnettu vahvaa alkalia, kun läsnä on suhteellisen korkea tukielektrolyyttipitoisuus. Koska happo- ja alkalipitoisuudet tunnetaan, vetyionipitoisuus on helppo laskea niin, että potentiaali voidaan suhteuttaa mitattuun arvoon.
Indikaattoreita voidaan käyttää pH:n mittaamiseen käyttämällä sitä tosiasiaa, että niiden väri muuttuu. Testiliuoksen värin visuaalinen vertailu standardin väriasteikon kanssa mahdollistaa pH:n mittaamisen kokonaislukutarkkuudella. Tarkemmat mittaukset ovat mahdollisia, jos väri mitataan spektrofotometrisesti kolorimetrillä tai spektrofotometrillä. Yleisindikaattori koostuu indikaattoreiden sekoituksesta niin, että väri muuttuu pysyvästi noin pH 2:sta pH 10:een. Yleisindikaattoripaperi on valmistettu imukykyisestä paperista, joka on kyllästetty yleisindikaattorilla. Toinen menetelmä pH:n mittaamiseen on käyttää elektronista pH-mittaria.
Mittaustasot
Ph:n mittaaminen alle noin 2,5 (noin 0,003 moolia happoa) ja yli noin 10,5 (noin 0,0003 moolia emästä) vaatii erityistoimenpiteitä, koska Nernstin lakia rikotaan tällaisissa arvoissa käytettäessä lasielektrodia. Tähän vaikuttavat erilaiset tekijät. Ei voida olettaa, että nesteen siirtymäpotentiaalit olisivat riippumattomia pH:sta. Äärimmäinen pH tarkoittaa myös sitä, että liuos on väkevöity, joten ionivahvuuden muutos vaikuttaa elektrodipotentiaaliin. Korkealla pH:lla lasielektrodi voi olla altistuu alkaliselle virheelle, koska elektrodi tulee herkäksi kationien, kuten Na+ ja K+, pitoisuuksille liuoksessa. Saatavilla on erityisesti suunniteltuja elektrodeja, jotka ratkaisevat nämä ongelmat osittain.
Kaivoksista tai kaivosjätteistä valuminen voi johtaa erittäin alhaisiin pH-arvoihin.
Puhdas vesi on neutraalia. Se ei ole hapan. Kun happo liukenee veteen, pH on alle 7 (25 °C). Kun alkali liukenee veteen, pH on suurempi kuin 7. Vahvan hapon, kuten kloorivetyhapon, 1 mol liuoksen pH on nolla. Vahvan alkalin, kuten natriumhydroksidin, liuoksen pitoisuudessa 1 mol on pH 14. Näin ollen mitatut pH-arvot ovat yleensä välillä 0-14, vaikka pH-arvot ja arvot ovat negatiivisia. yli 14 ovat täysin mahdollisia.
Paljon riippuu liuosväliaineen happamuudesta. Koska pH on logaritminen asteikko, yhden pH-yksikön ero vastaa kymmenen kertaa eroa vetyionipitoisuudessa. Neutraalisuus PH ei aivan saavuta arvoa 7 (25 °C:ssa), vaikka useimmissa tapauksissa tämä on hyvä likiarvo. Neutraalisuus määritellään tilanteeksi, jossa [H+]=[OH-]. Koska veden itseionisaatio säilyttää näiden pitoisuuksien tulon [H+] × [OH-]=Kw, voidaan nähdä, että neutraalisuhteessa [H+]=[OH-]=√Kw tai pH=pKw / 2.
PKw on noin 14, mutta riippuu ionivahvuudesta ja lämpötilasta, joten väliaineen pH-arvolla on myös väliä, jonka tulisi olla neutraalissataso. Puhdas vesi ja NaCl-liuos puhtaassa vedessä ovat neutraaleja, koska veden dissosioituminen tuottaa saman määrän molempia ioneja. Neutraalin NaCl-liuoksen pH on kuitenkin hieman erilainen kuin neutraalin puhtaan veden pH, koska vety- ja hydroksidi-ionien aktiivisuus riippuu ionivahvuudesta, joten Kw vaihtelee ionivahvuuden mukaan.
Kasvit
Riippuvaisia kasvipigmenttejä, joita voidaan käyttää pH-indikaattoreina, löytyy monista kasveista, mukaan lukien hibiskistä, punakaalista (antosyaniini) ja punaviinistä. Sitrusmehu on hapanta, koska se sisältää sitruunahappoa. Muita karboksyylihappoja löytyy monista elävistä systeemeistä. Esimerkiksi maitohappoa syntyy lihasten toiminnalla. Fosfaattijohdannaisten, kuten ATP:n, protonoitumistila riippuu pH-väliaineen happamuudesta. Hemoglobiinin hapensiirtoentsyymin toimintaan vaikuttaa pH prosessissa, joka tunnetaan nimellä juurivaikutus.
Merivesi
Meriveden pH on tyypillisesti rajoitettu välille 7,5–8,4. Sillä on tärkeä rooli v altameren hiilikierrossa, ja on näyttöä jatkuvasta hiilidioksidipäästöjen aiheuttamasta v altamerten happamoinnista. Meriveden kemialliset ominaisuudet vaikeuttavat kuitenkin pH:n mittaamista, ja kemiallisessa v altameritutkimuksessa on useita erilaisia pH-asteikkoja.
Erikoisratkaisut
Osana happamuusasteikon (pH) toiminnallista määritelmää IUPAC määrittelee sarjan puskuriliuoksia pH-alueella (kutsutaan usein nimelläNBS tai NIST). Näillä liuoksilla on suhteellisen alhainen ionivahvuus (≈0,1) verrattuna meriveteen (≈0,7), ja sen vuoksi niitä ei suositella käytettäväksi meriveden pH:n karakterisoinnissa, koska ionivahvuuden erot aiheuttavat muutoksia elektrodipotentiaalissa. Tämän ongelman ratkaisemiseksi on kehitetty vaihtoehtoinen sarja keinotekoiseen meriveteen perustuvia puskureita.
Tämä uusi sarja ratkaisee näytteiden ja puskurien välisten ionivahvuuserojen ongelman, ja uutta keskihappamuuden pH-asteikkoa kutsutaan yhteiseksi asteikoksi, josta käytetään usein nimitystä pH. Kokonaismittakaava määritettiin käyttämällä väliainetta, joka sisälsi sulfaatti-ioneja. Nämä ionit kokevat protonoitumisen, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, joten kokonaismittakaava sisältää sekä protonien (vapaiden vetyionien) että rikkivety-ionien vaikutuksen:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Vaihtoehtoinen vapaa asteikko, jota usein kutsutaan pHF:ksi, jättää tämän huomioimatta ja keskittyy yksinomaan [H+]F:ään, mikä tekee siitä periaatteessa yksinkertaisemman esityksen vetyionipitoisuudesta. Vain [H+] T voidaan määrittää, joten [H+] F tulisi arvioida käyttämällä [SO2-4] ja stabiilisuusvakio HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
KS -arvoa merivedessä on kuitenkin vaikea arvioida, mikä rajoittaa yksinkertaisemman vapaan asteikon käyttökelpoisuutta.
Toinen asteikko, joka tunnetaan nimellä merivesiasteikko, jota kutsutaan usein nimellä pHSWS, ottaa huomioon vety-ionien ja fluoridi-ionien välisen protonien lisäsidoksen, H+ + F- ⇌HF. Tuloksena on seuraava lauseke [H+] SWS:lle:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Tämän lisämonimutkaisuuden huomioimisen hyöty riippuu kuitenkin väliaineen fluoripitoisuudesta. Esimerkiksi merivedessä sulfaatti-ioneja löytyy paljon suurempina pitoisuuksina (> 400 kertaa) kuin fluorin pitoisuudet. Tämän seurauksena useimmissa käytännön tarkoituksissa ero yhteisen asteikon ja merivesiasteikon välillä on hyvin pieni.
Seuraavat kolme yhtälöä tiivistävät kolme pH-asteikkoa:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
Käytännön näkökulmasta happaman ympäristön (tai meriveden) kolme pH-asteikkoa eroavat arvoistaan 0,12 pH-yksikköön asti, ja erot ovat paljon suurempia kuin mitä yleensä vaaditaan tarkkuuden kann alta. pH-mittaukset, erityisesti suhteessa karbonaattijärjestelmän v altamereen.
