У хімії pH – це логарифмічна шкала, що використовується для визначення кислотності середовища. Це приблизно негативний логарифм за основою 10 молярної концентрації, виміряної в одиницях молей на літр іонів водню. Його також можна назвати показником кислотності середовища. Точніше, це негативний логарифм за основою 10 активності іона водню. При 25 °С розчини з рН менше 7 є кислотними, а розчини з рН більше 7 є основними. Нейтральне значення рн залежить від температури і складає менш 7 при підвищенні температури. Чиста вода нейтральна, рн=7 (при 25 °C) не є ні кислотою, ні лугом. Всупереч поширеній думці, значення pH може бути менше 0 або більше 14 для дуже сильних кислот і підстав відповідно.
Застосування
Вимірювання pH важливі в агрономії, медицини, хімії, водопідготовці та багатьох інших сферах.
Шкала рН актуальна для набору стандартних розчинів, кислотність яких встановлюється міжнародною угодою. Первинні стандартні значення рН визначаються з допомогою концентраційної комірки з перенесенням шляхом вимірювання різниці потенціалів між водневим електродом і стандартних електродом, таким як з хлориду срібла. PH водних розчинів можна вимірювати скляним електродом і pH-метром або індикатором.
Відкриття
Концепція pH була вперше введена датським хіміком Сереном Петером Лаурицем Серенсеном в лабораторії Carlsberg в 1909 році і переглянута до сучасного рівня pH в 1924 році, щоб пристосувати визначення і вимірювання в термінах електрохімічних комірок. У перших роботах нотація мала літеру H в нижньому регістрі p, а значить: pH.
Походження назви
Точне значення букви p заперечується, але згідно Carlsberg Foundation pH означає «потужність водню». Також було висловлено припущення, що р означає німецьке слово potenz («влада»), інші ставляться до французького пуисансу (також означає «влада», грунтуючись на тому факті, що лабораторія Карлсберга була французькою). Інше припущення полягає в тому, що р відноситься до латинського терміну pondus hydroii (кількість водню), potentio hydroii (ємність водню) або potential hydroli (водневий потенціал). Також передбачається, що Серенсен використовував літери p і q (зазвичай пов’язані букви в математиці) просто для позначення тестового рішення (p) та еталонного рішення (q). В даний час в хімії р позначає десятковий логарифм, а також використовується в терміні рКа, що використовується для констант дисоціації кислотності середовища.
Внесок американців
Бактеріолог Еліс Еванс, відома впливом своєї роботи на молочні продукти та безпеку харчових продуктів, подякувала Вільяма Менсфілд Кларка та його колег за розробку методів вимірювання pH в 1910-х роках, які згодом мали широкий вплив на лабораторне і промислове використання. У своїх мемуарах вона не згадує, як багато або як мало Кларк і його колеги знали про роботу Соренсена за кілька років до цього. Вже в той час вченими активно вивчалося питання кислотності/лужності середовища.
Вплив кислоти
Увагу доктора Кларка було направлено на вплив кислоти на ріст бактерій. І завдяки цьому він доповнив подання тогочасної науки про водневому показнику кислотності середовища. Він виявив, що саме інтенсивність кислоти з точки зору концентрації іонів водню впливає на їх ріст. Але існуючі методи вимірювання кислотності середовища визначали кількість, а не інтенсивність кислоти. Потім зі своїми колегами доктор Кларк розробив точні методи вимірювання концентрації іонів водню. Ці методи замінили неточний метод титрування для визначення вмісту кислоти в біологічних лабораторіях по всьому світу. Також було виявлено, що вони можуть використовуватися у багатьох промислових і інших процесах, в яких вони отримали широке застосування.
Практичний аспект
Перший електронний метод вимірювання pH був винайдений Арнольдом Орвиллом Бекманом, професором Каліфорнійського технологічного інституту, в 1934 році. Саме в цей момент місцевий виробник цитрусових Sunkist захотів кращий метод для швидкої перевірки pH лимонів, які вони збирали в сусідніх садах. Вплив кислотності середовища при цьому завжди враховувалося.
Наприклад, для розчину активність іонів водню 5 × 10-6 (на цьому рівні це, по суті, число молей іонів водню на літр розчину), отримуємо 1 / (5 × 10-6) = 2 × 105. Таким чином, такий розчин має рН, що дорівнює 5,3. Вважається, що маси моля води, благаючи іонів моля водню і гідроксид-іонів становлять відповідно 18 г, 1 г і 17 м, кількість чистих 107 молей (pH 7) води містить близько 1 м дисоційованих іонів водню (або, точніше, 19 р іонів H3O + гидрония) і 17 г іонів гідроксиду.
Роль температури
Зверніть увагу, що рН залежить від температури. Наприклад, при 0 °C pH чистої води становить 7,47. При 25 °C – 7, а при 100 °C – 6,14.
Потенціал електрода пропорційний pH, коли pH визначається з точки зору активності. Точне вимірювання pH представлено в міжнародному стандарті ISO 31-8.
Гальванічна осередок налаштована для вимірювання електрорушійної сили (ЕРС) між електродом і електродом порівняння, чутливим до активності іонів водню, коли вони обидва занурюється в той же водний розчин. Електрод порівняння може являти собою об’єкт з хлориду срібла або каломельный електрод. Воднево-іонний селективний електрод є стандартним для подібних операцій.
Щоб застосувати цей процес на практиці, використовується скляний електрод, а не громіздкий водневий. Він має вбудований електрод порівняння. Він також відкалібрований за буферних розчинів з відомою активністю іонів водню. ІЮПАК запропонував використовувати набір буферних розчинів з відомою активністю Н+. Два або більше буферних розчину використовуються для того, щоб врахувати той факт, що нахил може дещо відрізнятися від ідеального. Щоб реалізувати цей підхід до калібрування, електрод спочатку занурюють у стандартний розчин, і показання рН-метри встановлюють рівними значенням стандартного буфера.
Що далі?
Показання з другого стандартного буферного розчину потім коригується з використанням контролю нахилу, щоб бути рівним рівнем pH для цього розчину. Коли використовується більше двох буферних розчинів, електрод калібрується шляхом підгонки спостережуваних значень pH до прямої лінії відносно стандартних значень буфера. Комерційні стандартні буферні розчини зазвичай поставляються з інформацією про значення при 25 °C і поправочном коефіцієнті, який слід застосовувати для інших температур.
Характеристика визначення
Шкала pH є логарифмічною і, отже, pH є безрозмірною величиною, яка часто використовується в тому числі і для вимірювання кислотності внутрішнього середовища клітини. Саме таким було первісне визначення Соренсена, яке було замінено в 1909 році.
Однак можна безпосередньо вимірювати концентрацію іонів водню, якщо електрод калібрується в термінах концентрацій іонів водню. Один із способів зробити це, який широко використовувався, полягає в тому, щоб титрувати розчин відомої концентрації сильної кислоти розчином відомої концентрації сильної лугу в присутності відносно високої концентрації фонового електроліту. Оскільки концентрації кислоти і луги відомі, легко розрахувати концентрацію іонів водню, щоб потенціал міг бути співвіднесений з вимірюваною величиною.
Індикатори можуть бути використані для вимірювання pH, використовуючи той факт, що їх колір змінюється. Візуальне порівняння кольору досліджуваного розчину зі стандартною кольоровою шкалою дозволяє вимірювати рн з точністю до цілого числа. Більш точні вимірювання можливі, якщо колір вимірюється спектрофотометрично з використанням колориметра або спектрофотометра. Універсальний індикатор складається з суміші індикаторів, так що відбувається постійна зміна кольору приблизно від pH 2 до pH 10. Універсальна індикаторний папір виготовлена з всмоктуючою паперу, яка була просякнута універсальним індикатором. Інший метод вимірювання pH – використання електронного pH-метра.
Рівні виміру
Вимірювання рН нижче приблизно 2,5 (близько 0,003 моль кислоти) і вище приблизно 10,5 (близько 0,0003 моль лугу) вимагає спеціальних процедур, оскільки при використанні скляного електрода закон Нернста порушується при таких величинах. Цьому сприяють різні чинники. Не можна припускати, що потенціали рідинного переходу не залежать від pH. Крім того, екстремальний pH означає, що розчин концентрується, тому на потенціали електродів впливає зміна іонної сили. При високому pH скляний електрод може бути підданий лужної помилку, оскільки електрод стає чутливою до концентрації катіонів, таких як Na+ і K+ в розчині. Доступні спеціально сконструйовані електроди, які частково долають ці проблеми.
Сток з шахт або шахтних відходів може призвести до дуже низьких значень рН.
Чиста вода нейтральна. Вона не є кислотним середовищем. Коли кислота розчиняється у воді, pH буде нижче 7 (25 °C). Коли луг розчиняється у воді, pH буде більше 7. Розчин сильної кислоти, такий як соляна кислота, в концентрації 1 моль має pH дорівнює нулю. Розчин сильної луги, такий як гідроксид натрію, в концентрації 1 моль має рн 14. Таким чином, виміряні значення pH будуть лежати в основному в діапазоні від 0 до 14, хоча негативні значення pH і значення вище 14 цілком можливі.
Багато залежить від кислотності середовища розчину. Оскільки pH являє собою логарифмічну шкалу, різниця в одну одиницю pH еквівалентна десятикратну різницю у концентрації іонів водню. Нейтральність PH не зовсім досягає 7 (при 25 °C), хоча в більшості випадків це хороше наближення. Нейтральність визначається як умова, у якому [H+] = [OH-]. Оскільки самоионизация води утримує добуток цих концентрацій [H+] × [OH-] = Kw, можна бачити, що при нейтральності [H+] = [OH−] = √Kw або pH = pKw / 2.
PKw становить приблизно 14, але залежить від іонної сили і температури, тому також має значення кислотності середовища рн, яке повинно бути на нейтральному рівні. Чиста вода і розчин NaCl в чистій воді є нейтральними, так як дисоціація води виробляє однакову кількість обох іонів. Однак pH нейтрального розчину NaCl буде трохи відрізнятися від pH нейтральною чистої води, оскільки активність іонів водню і гідроксиду залежить від іонної сили, тому Kw змінюється в залежності від іонної сили.
Рослини
Залежні рослинні пігменти, які можна використовувати в якості індикаторів pH, зустрічаються в багатьох рослинах, включаючи гібіскус, червонокачанну капусту (антоціанин) і червоне вино. Сік цитрусових є кислим, тому що він містить лимонну кислоту. Інші карбонові кислоти зустрічаються в багатьох живих системах. Наприклад, молочна кислота виробляється м’язової активністю. Стан протонирования похідних фосфатів, таких як АТФ, залежить від кислотності середовища рн. На функціонування ферменту переносу кисню гемоглобіну впливає pH в процесі, відомому як ефект кореня.
Морська вода
У морській воді pH зазвичай обмежений діапазоном від 7,5 до 8,4. Він відіграє важливу роль у кругообігу вуглецю в океані, і є свідчення постійного підкислення океану, спричинений викидами вуглекислого газу. Однак вимірювання pH ускладнюється хімічними властивостями морської води, і в хімічній океанографії існує декілька різних шкал pH.
Особливі розчини
В рамках оперативного визначення шкали кислотності середовища (pH) IUPAC визначає серію буферних розчинів у діапазоні значень рн (часто позначається NBS або NIST). Ці розчини мають відносно низьку іонну силу (≈0,1) порівняно з морською водою (≈0,7) і, як наслідок, не рекомендуються для використання при характеристиці pH морської води, оскільки відмінності в іонній силі викликають зміни потенціалу електрода. Щоб вирішити цю проблему, була розроблена альтернативна серія буферів на основі штучної морської води.
Ця нова серія вирішує проблему відмінностей іонної сили між зразками і буферами, а нова шкала кислотності рН середовища називається загальною шкалою, часто позначається як рНТ. Загальний масштаб визначався з використанням середовища, що містить сульфат-іони. Ці іони відчувають протонирование, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, так що загальний масштаб включає в себе вплив як протонів (вільних іонів водню), так і іонів сірководню:
[H+] T = [H+] F + [HSO-4].
Альтернативна вільна шкала, часто позначається як pHF, опускає це уваги і фокусується виключно на [H+] F, в принципі роблячи її більш простим поданням концентрації іонів водню. Можна визначити тільки [H+] T, тому слід оцінювати [H+] F з використанням [SO2-4] і константою стійкості HSO-4, * S:
[H +] F = [H+] T – [HSO-4] = [H+] T (1 + [SO2-4] / К *S) -1.
Проте складно оцінити K * S в морській воді, обмежуючи корисність більш простої вільної шкали.
Інша шкала, відома як шкала морської води, часто звана pHSWS, враховує подальшу протонну зв’язок між іонами водню і фторид-іонами H+ + F- ⇌ HF. У результаті виходить наступне вираз для [H+] SWS:
[H+] SWS = [H+] F + [HSO-4] + [HF]
Однак перевага розгляду цієї додаткової складності залежить від вмісту фтору в середовищі. Наприклад, у морській воді сульфат-іони зустрічаються в більш високих концентраціях (> 400 разів), ніж концентрації фтору. Як наслідок, для більшості практичних цілей різниця між загальною шкалою та шкалою морської води дуже мала.
Наступні три рівняння підсумовують три шкали pH:
pHF = – log [H+] FpHT = – log ([H+] F + [HSO-4]) = – log [H+] TpHSWS = – log ([H+] F + [HSO-4] + [HF]) = – log [H+]
З практичної точки зору три шкали рн кислотного середовища (або морської води) розрізняються за своїм значенням до 0,12 одиниць pH, причому розходження набагато більше, ніж зазвичай потрібно для точності вимірювань pH, зокрема, щодо карбонатної системи океану.
