V chemii je pH logaritmická stupnice používaná k určení kyselosti média. To je přibližně záporný logaritmus základny 10 molární koncentrace, měřeno v jednotkách molů na litr vodíkových iontů. Lze jej také nazvat indikátorem kyselosti prostředí. Přesněji, je to záporný 10 logaritmus aktivity vodíkových iontů. Při 25 °C jsou roztoky s pH nižším než 7 kyselé a roztoky s pH vyšším než 7 jsou zásadité. Neutrální hodnota pH je závislá na teplotě a je menší než 7, když teplota stoupá. Čistá voda je neutrální, pH=7 (při 25°C), není kyselá ani zásaditá. Na rozdíl od všeobecného přesvědčení může být hodnota pH nižší než 0 nebo vyšší než 14 pro velmi silné kyseliny a zásady.
Aplikace
Měření pH je důležité v agronomii, medicíně, chemii, úpravě vody a mnoha dalších oblastech.
Stupnice pH je relevantní pro sadu standardních roztoků, jejichž kyselost je stanovena mezinárodnídohoda. Primární standardy pH se určují pomocí přenosového koncentračního článku měřením rozdílu potenciálu mezi vodíkovou elektrodou a standardní elektrodou, jako je chlorid stříbrný. pH vodných roztoků lze měřit skleněnou elektrodou a pH metrem nebo indikátorem.
Otevření
Koncept pH byl poprvé představen dánským chemikem Sørenem Peterem Lauritsem Sørensenem v laboratoři Carlsberg v roce 1909 a revidován na současnou úroveň pH v roce 1924, aby vyhovoval definicím a měřením z hlediska elektrochemických článků. V raných pracích měl zápis písmeno H v malém p, což znamená: pH.
Původ jména
Přesný význam p je sporný, ale podle Carlsberg Foundation znamená pH „síla vodíku“. To bylo také navrhl, že p znamená německé slovo potenz (“síla”), jiní se odkazují na francouzštinu puisance (také znamenat “sílu”, založený na skutečnosti, že laboratoř Carlsberg byla francouzská). Dalším návrhem je, že p odkazuje na latinský termín pondus hydroii (množství vodíku), potentio hydroii (kapacita vodíku) nebo potenciální hydroli (potenciál vodíku). Také se navrhuje, že Sørensen použil písmena p a q (v matematice obvykle sdružená písmena) jednoduše k označení zkušebního roztoku (p) a referenčního roztoku (q). V současné době v chemii p znamená dekadický logaritmus a používá se také v termínu pKa, který se používá pro disociační konstanty kyselosti média.
Americké příspěvky
Bakteroložka Alice Evansová, známá díky vlivu své práce na mléčné výrobky a bezpečnost potravin, připsala Williamu Mansfieldovi Clarkovi a jeho kolegům zásluhy za vývoj metod měření pH v 10. letech 20. století, což mělo následně široký dopad na laboratorní a průmyslové použití. Ve svých pamětech se nezmiňuje, jak moc nebo málo Clarke a jeho kolegové věděli o Sorensenově práci v předchozích letech. Již v té době vědci aktivně studovali problematiku kyselosti / zásaditosti prostředí.
Vliv kyseliny
Pozor doktora Clarka byl zaměřen na účinek kyseliny na růst bakterií. A díky tomu doplnil myšlenku tehdejší vědy o vodíkovém indexu kyselosti prostředí. Zjistil, že právě intenzita kyseliny z hlediska koncentrace vodíkových iontů ovlivňuje jejich růst. Ale existující metody měření kyselosti média určovaly množství, nikoli intenzitu kyseliny. Poté se svými kolegy Dr. Clark vyvinul přesné metody měření koncentrace vodíkových iontů. Tyto metody nahradily nepřesnou titrační metodu pro stanovení kyseliny v biologických laboratořích po celém světě. Bylo také zjištěno, že mohou být použity v mnoha průmyslových a jiných procesech, ve kterých jsou široce používány.
Praktický aspekt
První elektronická metoda měření pH byla vynalezena Arnoldem Orvillem Beckmanem, profesorem na California Institute of Technology, v roce 1934. Právě v tomto okamžiku místní citrusářSunkist chtěl lepší metodu pro rychlé testování pH citronů, které sklidili z okolních sadů. Vždy byl zohledněn vliv kyselosti média.
Například pro roztok s aktivitou vodíkových iontů 5 × 10–6 (na této úrovni je to ve skutečnosti počet molů vodíkových iontů na litr roztoku) dostaneme 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Takový roztok má tedy pH 5,3. Předpokládá se, že hmotnosti mol vody, mol vodíkových iontů a mol hydroxidových iontů je 18 g, 1 g a 17 g, množství čistého 107 mol (pH 7) vody obsahuje asi 1 g disociovaných vodíkových iontů (neboli, přesněji 19 g H3O + hydroniové ionty) a 17 g hydroxidových iontů.
Role teploty
Všimněte si, že pH je závislé na teplotě. Například při 0 °C je pH čisté vody 7,47. Při 25 °C je 7 a při 100 °C je 6,14.
Elektrodový potenciál je úměrný pH, když je pH definováno jako aktivita. Přesné měření pH je uvedeno v mezinárodní normě ISO 31-8.
Galvanický článek je nakonfigurován pro měření elektromotorické síly (EMF) mezi referenční elektrodou a elektrodou snímající aktivitu vodíkových iontů, když jsou obě ponořeny do stejného vodného roztoku. Referenční elektrodou může být předmět z chloridu stříbrného nebo kalomelová elektroda. Pro tyto aplikace je standardem selektivní elektroda pro vodíkové ionty.
Pro uvedení tohoto procesu do praxe se místo objemné vodíkové elektrody používá skleněná elektroda. Onmá vestavěnou referenční elektrodu. Je také kalibrován proti pufrovacím roztokům se známou aktivitou vodíkových iontů. IUPAC navrhl použití sady roztoků pufrů se známou aktivitou H+. Používají se dva nebo více pufrovacích roztoků, aby se zohlednila skutečnost, že sklon může být o něco menší, než je ideální. Pro implementaci tohoto kalibračního přístupu je elektroda nejprve ponořena do standardního roztoku a hodnota pH metru je nastavena na hodnotu standardního pufru.
Co bude dál?
Odečty z druhého standardního roztoku pufru jsou poté korigovány pomocí řízení sklonu tak, aby se rovnaly úrovni pH pro tento roztok. Při použití více než dvou pufrovacích roztoků se elektroda kalibruje přizpůsobením pozorovaných hodnot pH na přímku proti standardním hodnotám pufru. Komerční standardní pufrovací roztoky jsou obvykle dodávány s informací o hodnotě při 25 °C a korekčním faktoru, který se má použít pro jiné teploty.
Definiční charakteristika
Stupnice pH je logaritmická, a proto je pH bezrozměrná veličina, často používaná mimo jiné k měření kyselosti vnitřního prostředí buňky. Toto byla Sorensenova původní definice, která byla nahrazena v roce 1909.
Je však možné přímo měřit koncentraci vodíkových iontů, pokud je elektroda kalibrována z hlediska koncentrací vodíkových iontů. Jedním ze způsobů, jak toho dosáhnout, který byl široce používán, je titrovat roztok o známé koncentracisilná kyselina s roztokem o známé koncentraci silné alkálie v přítomnosti relativně vysoké koncentrace podpůrného elektrolytu. Protože jsou známé koncentrace kyselin a zásad, je snadné vypočítat koncentraci vodíkových iontů, takže potenciál lze vztáhnout k naměřené hodnotě.
Indikátory lze použít k měření pH s využitím skutečnosti, že se mění jejich barva. Vizuální srovnání barvy testovacího roztoku se standardní barevnou škálou umožňuje měřit pH s celočíselnou přesností. Přesnější měření jsou možná, pokud se barva měří spektrofotometricky pomocí kolorimetru nebo spektrofotometru. Univerzální indikátor je tvořen směsí indikátorů tak, aby došlo k trvalé změně barvy cca od pH 2 do pH 10. Univerzální indikátorový papírek je vyroben ze savého papíru, který je napuštěn univerzálním indikátorem. Další metodou měření pH je použití elektronického pH metru.
Úrovně měření
Měření pH pod asi 2,5 (asi 0,003 molu kyseliny) a nad asi 10,5 (asi 0,0003 molu zásady) vyžaduje speciální postupy, protože při použití skleněné elektrody je při takových hodnotách porušen Nernstův zákon. Přispívají k tomu různé faktory. Nelze předpokládat, že kapalné přechodové potenciály jsou nezávislé na pH. Také extrémní pH znamená, že roztok je koncentrovaný, takže potenciál elektrod je ovlivněn změnou iontové síly. Při vysokém pH může být skleněná elektrodapodléhá alkalické chybě, protože elektroda se stává citlivou na koncentraci kationtů, jako je Na+ a K+ v roztoku. K dispozici jsou speciálně navržené elektrody, které tyto problémy částečně překonávají.
Odtok z dolů nebo důlního odpadu může mít za následek velmi nízké hodnoty pH.
Čistá voda je neutrální. Není kyselý. Když se kyselina rozpustí ve vodě, bude pH nižší než 7 (25 °C). Když se alkálie rozpustí ve vodě, bude pH vyšší než 7. 1molový roztok silné kyseliny, jako je kyselina chlorovodíková, má pH nulu. Roztok silné alkálie, jako je hydroxid sodný v koncentraci 1 mol, má pH 14. Naměřené hodnoty pH tedy budou obecně ležet v rozmezí 0 až 14, i když záporné hodnoty pH a hodnoty nad 14 jsou docela možné.
Hodně závisí na kyselosti média roztoku. Protože pH je logaritmická stupnice, rozdíl jedné jednotky pH odpovídá desetinásobku rozdílu v koncentraci vodíkových iontů. Neutralita PH nedosahuje zcela 7 (při 25 °C), i když ve většině případů je to dobrá aproximace. Neutralita je definována jako stav, kdy [H+]=[OH-]. Protože samoionizace vody zachovává součin těchto koncentrací [H+] × [OH-]=Kw, lze vidět, že při neutralitě [H+]=[OH-]=√Kw nebo pH=pKw / 2.
PKw je přibližně 14, ale závisí na iontové síle a teplotě, takže záleží také na hodnotě pH média, které by mělo být neutrálníúroveň. Čistá voda a roztok NaCl v čisté vodě jsou neutrální, protože disociace vody produkuje stejné množství obou iontů. Hodnota pH neutrálního roztoku NaCl se však bude mírně lišit od pH neutrální čisté vody, protože aktivita vodíkových a hydroxidových iontů závisí na iontové síle, takže Kw se mění s iontovou silou.
Rostliny
Závislé rostlinné pigmenty, které lze použít jako indikátory pH, se nacházejí v mnoha rostlinách, včetně ibišku, červeného zelí (anthokyanin) a červeného vína. Citrusová šťáva je kyselá, protože obsahuje kyselinu citrónovou. Jiné karboxylové kyseliny se nacházejí v mnoha živých systémech. Například kyselina mléčná vzniká svalovou činností. Stav protonace fosfátových derivátů, jako je ATP, závisí na kyselosti pH média. Fungování enzymu pro přenos kyslíku hemoglobinu je ovlivněno pH v procesu známém jako kořenový efekt.
Mořská voda
V mořské vodě je pH obvykle omezeno na hodnotu mezi 7,5 a 8,4. Hraje důležitou roli v koloběhu uhlíku v oceánu a existují důkazy o pokračující acidifikaci oceánů způsobené emisemi oxidu uhličitého. Měření pH je však komplikované chemickými vlastnostmi mořské vody a v chemické oceánografii existuje několik různých stupnic pH.
Speciální řešení
Jako součást provozní definice stupnice kyselosti (pH) definuje IUPAC řadu pufrovacích roztoků v rozmezí pH (často označované jakoNBS nebo NIST). Tyto roztoky mají relativně nízkou iontovou sílu (≈0,1) ve srovnání s mořskou vodou (≈0,7) a v důsledku toho se nedoporučují pro použití při charakterizaci pH mořské vody, protože rozdíly v iontové síle způsobují změny potenciálu elektrody. K vyřešení tohoto problému byla vyvinuta alternativní řada nárazníků na bázi umělé mořské vody.
Tato nová řada řeší problém rozdílů iontové síly mezi vzorky a pufry a nová stupnice pH pro střední kyselost se nazývá běžná stupnice, často označovaná jako pH. Celkové měřítko bylo stanoveno pomocí média obsahujícího síranové ionty. Tyto ionty procházejí protonací, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, takže celkové měřítko zahrnuje vliv jak protonů (volných vodíkových iontů) tak sirovodíkových iontů:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Alternativní volná stupnice, často označovaná jako pHF, tuto úvahu vynechává a zaměřuje se výhradně na [H+]F, což z ní činí v principu jednodušší vyjádření koncentrace vodíkových iontů. Lze určit pouze [H+] T, takže [H+] F je třeba odhadnout pomocí [SO2-4] a konstanty stability HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Je však obtížné odhadnout KS v mořské vodě, což omezuje užitečnost jednoduššího volného měřítka.
Další stupnice, známá jako stupnice mořské vody, často označovaná jako pHSWS, zohledňuje další protonovou vazbu mezi vodíkovými ionty a fluoridovými ionty, H+ + F- ⇌HF. Výsledkem je následující výraz pro [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Výhoda zohlednění této dodatečné složitosti však závisí na obsahu fluoru v médiu. Například v mořské vodě se síranové ionty nacházejí v mnohem vyšších koncentracích (> 400krát) než koncentrace fluoru. V důsledku toho je pro většinu praktických účelů rozdíl mezi běžným měřítkem a měřítkem mořské vody velmi malý.
Následující tři rovnice shrnují tři stupnice pH:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
Z praktického hlediska se tři stupnice pH kyselého prostředí (nebo mořské vody) liší svými hodnotami až do 0,12 jednotek pH a rozdíly jsou mnohem větší, než je obvykle vyžadováno pro přesnost měření pH, zejména ve vztahu k karbonátovému systému oceánu.