A mindennapi oldatok pH-ja: | |
Anyag | hozzávetőleges pH |
---|---|
Sósav (37 % m ) | −1.1 |
Sósav (1 mol / l) | 0 |
Savbánya-elvezetés (DMA) | <1,0 |
Acid egy akkumulátor vagy elem | <1,0 |
Gyomorsav | 2.0 |
Citromlé | 2,4 - 2,6 |
Kóla | 2.5 |
Ételecet (6–8%) | 2,5 - 2,9 |
Narancs vagy alma juice | 3.5 |
Bor | 4.0 |
Sör | 4.5 |
Kávé | 5.0 |
Tea | 5.5 |
Savas eső | <5.6 |
Tej | 6.5 |
Emberi nyál | 6,5 - 7,4 |
Tiszta víz | 7.0 |
Vér | 7,38 - 7,42 |
Tengervíz | 8.2 |
Szappan | 9,0 - 10,3 |
Fehérítő | 11.5 |
Mész | 12.5 |
Szóda (1 mol / L) | 14.0 |
Szóda (telített) | 15.0 |
A hidrogénpotenciál , a megjegyzett pH , a hidronok (más néven protonoknak vagy hidrogénionoknak) kémiai aktivitásának mértéke az oldatban. Különösen, a vizes oldatban , ezek az ionok formájában van jelen a hidrónium-ion (a legegyszerűbb a oxóniumio ).
Gyakrabban a pH az oldat savasságának vagy lúgosságának mértéke. Így vizes közegben 25 ° C-on :
A 1909 , a dán kémikus Søren Sørensen , aki akkor dolgozik a Carlsberg laboratóriumban a koppenhágai hatásairól szóló koncentrációjának néhány ionok a fehérjék során Sörgyártás folyamatok, észre, hogy fontos a hidrogén-ionok, és úgy döntött, hogy bevezesse a pH fogalmát . Abban a cikkben, ahol a pH-értéket először emelik, Sørensen a p H jelölést használja . Ebben a kiadványban a latin rövidítést Pondus Hydrogenii ("hidrogén tömege") jelenti; de a koppenhágai egyetem Carlsberg laboratóriumában ugyanebben az évben írt munkájáról szóló jelentésekben p a német potenz (potenciál) szó rövidítése, H pedig a hidrogén szimbóluma . Sørensen majd meghatározza a savassága a megoldás, hogy a a decimális cologarithm a moláris koncentrációja (kifejezve mól per liter ) hidrogén-ionok:
Az ilyen pH-skála elvét a tudományos közösség elfogadja, különösképpen Leonor Michaelis német vegyésznek köszönhetően , aki 1909-ben kiadott egy könyvet a hidroniumion (H 3 O + ) koncentrációjáról. 1924-ben, az aktivitás fogalmának bevezetését követően , Sørensen új cikket tett közzé, amelyben meghatározta, hogy a pH-érték jobban függ az aktivitástól, mint a H + -koncentrációtól . Időközben elfogadták a pH jelölést , anélkül, hogy valóban tudtuk volna, ki volt a kezdeményező:
Ezt követően a "p" betűt több, a kémia területén szokásos jelölésben használják a kölologitmus kijelölésére: p K , pOH, pCl stb. A „pH” rövidítés jelentését az egyes nyelvek adaptálták. A pH alatt tehát franciául „potenciális hidrogént”, németül „ Potenz Hydrogene ” -t, angolul „ potenciális hidrogént ” vagy spanyolul „ potenciális hidrógeno ” -ot értünk .
A savasság fogalma, amely eredetileg csak kvalitatív volt, kvantitatív jelleget kapott a Brønsted-Lowry elmélet és a pH hozzájárulásával. Míg a XX . Század elején kizárólag pH-indikátorokat használtak az oldat savas vagy bázikus jellegének igazolására, az elektrokémiai fejlemények lehetővé tették az IUPAC számára, hogy az 1990-es években a pH új meghatározása felé forduljon , lehetővé téve a pontosabb méréseket .
Mivel a közepén a XX th században , a IUPAC hivatalosan elismert meghatározása pH Sørensen. Az iskolai tantervekben (posztgraduális tanulmányok) és a szótárakban használják:
ahol egy H (is megjegyezte egy (H + ) vagy {H + }) jelöli aktivitását hidrogén ionok H + , dimenzió nélküli. Maga a pH dimenzió nélküli mennyiség.
Ez a formális meghatározás nem teszi lehetővé a pH közvetlen mérését, sőt számításokat sem. Az a tény, hogy a pH a hidrogénionok aktivitásától függ, azt jelenti, hogy a pH számos más tényezőtől függ, például az oldószer hatásától. Azonban lehetséges közelítő értékeit pH számítással, segítségével többé-kevésbé pontos meghatározásokat az aktivitást.
Az IUPAC a kísérleti elektrokémiai módszer alapján meghatározza a pH-t. Ez a Nernst reláció használatából áll a következő elektrokémiai cellában :
Referenciaelektróda Koncentrált KCl-oldat X megoldás | H 2 | Pt (hidrogénelektróda)A cella elektromotoros erejének (fem vagy fem) mérésével X oldattal és S összehasonlító oldattal megkapjuk:
val vel:
pH (X): az ismeretlen oldat pH-ja; pH (S): az S összehasonlító oldat pH-táblázatos táblázata; E X : az ismeretlen X oldattal rendelkező sejt emf-je; E S : a sejt emf-je az S oldat helyett az X oldat; F = 96 485 C mol -1 : Faraday-állandó ; R = 8,314 472 J mol −1 : az ideális gázok univerzális állandója ; T : abszolút hőmérséklet , Kelvinben . DemonstrációA működő elektróda valójában hidrogénelektróda (lásd: # Mérés és indikátorok ). H + / H 2 párnak tekintjük .
A működő elektróda elektrokémiai potenciálját a Nernst-reláció adja meg :
Annak ismeretében, hogy a standard potenciálját a pár H + / H 2 nulla konvenció (referencia), kapjuk:
ebből kifolyólag
Az elektrokémiai cella emf:
Most különböztessünk meg két emf-t, az E X- et egy ismeretlen megoldásnál, és az E- t az ismert S- megoldásnál. Kivonva őket:
honnan
és végül
Ezt a pH-meghatározást az ISO 31-8 szabvány 1992-ben szabványosította , majd felváltotta az ISO-IEC 80000 -9 szabvány.
Mivel a manipulációk, amelyek a pH a kémiában leggyakrabban végezzük vizes közegben, számos közelítő meghatározása a pH- vizes oldat lehet meghatározni . A kémiai aktivitás két különböző definíciójának felhasználásával az alábbiakban leírhatjuk a két összefüggést. Ezek 0,1 mol L- 1 alatti ionkoncentrációjú vizes oldatok korlátozott tartományában érvényesek, és sem túl savasak, sem túl lúgosak, vagyis körülbelül 2 és 12 közötti pH-értékre.
vagy
γ H a H + ionok dimenzió nélküli aktivitási együtthatója [H + ] a H + ionok moláris koncentrációja, mol · L – 1- ben kifejezve C 0 = 1 mol L- 1 a standard koncentrációés
vagy
γ H a H + ionok dimenzió nélküli aktivitási együtthatója m H a molalitás H + ionok , a mol kg -1 m 0 = 1 mol kg −1 a standard molalitásAz oldatban még alacsonyabb ionkoncentrációk esetén a H + ionok aktivitása asszimilálható a koncentrációjukhoz (az aktivitási együttható 1 felé hajlik). Tudunk írni :
Az írással való visszaélés miatt az írás nem homogén, a szokásos C 0 koncentrációt gyakran elhagyják a jelölés egyszerűsítése érdekében. Ez a kapcsolat a legismertebb, és a középiskolai oktatásban a leginkább használt.
1 mol kg −1- nél nagyobb koncentrációjú vizes oldatban lévő erős savak esetében az előző közelítés már nem érvényes: vissza kell térni a definícióhoz, ahol az oxónium-ionok aktivitása a koncentráció növekedésekor 1 felé halad, vagy pH felé hajlik .
Hasonlóképpen az erős bázisok vizes oldatban nagyobb koncentrációknál, mint 1 mol kg -1 , a tevékenység a hidroxid-ionok HO - hajlamos 1; azonban a K e , a víz iontermékének értéke, amely egyenlő 10 -14- vel 25 ° C-on , ezért nem lehet kevesebb, mint K e , azaz egy pH, amely az erős báziskoncentráció növekedésekor 14 felé hajlik.
Ez csak akkor igaz, ha az oldószer (itt a víz) továbbra is nagyon meghatározó a többi fajhoz képest. Nagyon tömény oldatok esetében ez már nem igaz, és extrém pH-k figyelhetők meg, amint azt később meghatározzuk.
H + ionok hidratálásaBrønsted és Lowry a sav és a bázis fogalmának egyszerű meghatározását adták proton donorként és akceptorként . A savasság egyéb elképzeléseit nem protikus közegekben használják (olyan közegekben, ahol a cserélhető fajok nem protonok), például Lewis- elméletben :
Elmélet | Sav | Alapján | Alkalmazás domain |
Arrhenius | donor H + | HO donor - | víz |
Brønsted | donor H + | H + akceptor | protikus oldószer |
Lewis | pár elfogadó e - | pár donor e - | általános eset |
Példák:
A pH az oldószer önprololízis-állandója által meghatározott tartományon belül változik.
Vizes oldatban, standard hőmérsékleten és nyomáson (CNTP) a 7,0 pH-érték semlegességet mutat, mivel az amfoter víz természetes módon disszociál H + és HO - ionokká 1,0 × 10 −7 mol L -1 koncentrációban . Ezt a disszociációt a víz autoprotolízisének hívják :
Normál hőmérsékleti és nyomási körülmények között ( TPN ) a víz ionterméke ([H + ] [HO - ]) 1,0116 × 10 -14 , tehát p K e = 13,995 . Meghatározhatjuk a pOH (-log a HO - ) értékét is , így a pH + pOH = p K e .
A pH-értéket - a Nernst-egyenlet alapján - újra kell definiálni, ha a hőmérséklet, a nyomás vagy az oldószer körülményei változnak.
A víz ([H + ] [HO - ]) ionterméke a nyomástól és a hőmérséklettől függően változik: 1013 hPa és 298 K ( TPN ) hőmérsékleten az iontermék 1,0116 × 10 -14 , d 'ahol p K e = 13,995 ; alatt 10 10 Pa és 799,85 ° C-on , p K e csak 7,68: a pH-ja semleges víz, majd 3,84. 1013 hPa (telített vízgőznyomás) légkörben :
Ezért a pOH ugyanúgy és ugyanazon okból változik: a víz nagyobb fragmentációja H + protonokká (valójában hidroniumion H 3 O +) És a HO - . Azt állítani tehát, hogy a víz „savasabbá” válik, ez bizony igaz, de nem kevésbé igaz, hogy egyidejűleg és a paritás miatt „bázikusabbá” válik. Ennek ellenére az az eredmény, hogy maróbbá válik, amelyet gondosan tanulmányoztak a hőerőmű-hőcserélőknél.
A víz ionterméke a következő egyenlet szerint változik:
ahol K e * = K e / (mol⋅kg −1 ) és d e * = d e / (g⋅cm −3 ).
Val vel:
Alkalmazási terület A képlet: T között 0 és 1000 ° C , P között 1 és 10000 bar absz.
A p K e számításának másik megfogalmazása az IAPWS
A vízen kívüli egyéb oldószerekben a pH nem a víz disszociációjának függvénye. Például az acetonitril semleges pH-ja 27 ( TPN ) és nem 7,0.
A pH-t nem vizes oldatban a szolvatált protonok koncentrációja és nem a nem disszociálatlan protonok koncentrációja határozza meg. Valójában bizonyos alacsony fizetőképességű oldószerekben az erős és tömény sav pH-ja nem feltétlenül alacsony. Másrészt az oldószer tulajdonságaitól függően a pH-skála eltolódik a vízhez viszonyítva. Így a vízben a kénsav erős sav, míg az etanolban gyenge sav. Nem vizes közegben végzett munka nagyon bonyolulttá teszi a pH kiszámítását.
A pH alacsonyabb, mint a semlegesség (pl 5 egy vizes oldat) növekedését jelzi savasság , és a magasabb pH (pl 9 egy vizes oldat) növekedését jelzi lúgosság, azaz., Hogy van, bázicitása .
Egy sav csökkenti a semleges vagy bázikus oldat pH-ját; egy bázis növeli a savas vagy semleges oldat pH-ját. Ha egy oldat pH-értéke nem túl érzékeny a savakra és bázisokra, akkor azt állítják, hogy pufferoldat (pH-értékű); ez a helyzet a vérrel, tejjel vagy tengervízzel, amelyek sav-bázis párokat tartalmaznak, amelyek képesek csillapítani a pH ingadozásait, például szén-dioxid / hidrogén-karbonát / karbonát, foszforsav / hidrogén-foszfát / foszfát, sav-bór / borát.
Az úgynevezett fiziológiai oldat pH-ja 7,41.
Magas ionkoncentrációk esetén az aktivitás már nem asszimilálható a koncentrációhoz, és figyelembe kell venni az ionerősséget, például a Debye-Hückel-elméletnek köszönhetően. Az erős sav dekamoláris oldatának pH-ja ezért nem egyenlő -1-gyel, csakúgy, mint az erős bázis dekamoláris oldatának pH-értéke nem egyenlő 15-vel. Az ilyen oldatok agresszivitása és erős ionos erőssége megnehezíti a mérést a pH a szokásos üvegelektródákkal. Ezért más, színmutatókon alapuló módszereket alkalmazunk ( UV vagy NMR spektroszkópia ). Magas H + -koncentrációk esetén analógia útján meghatározhatók a savasság más mérési skálái, például a Hammett-skála H 0 .
A fent megállapított Nernst-törvény szerint:
amelyben X jelentése az oldat, amelynek pH-értéke nem ismert, és S az összehasonlító oldat; a ( RT ln10) / F = 59,159 V át 298 K ( R az ideális gázállandó, T a hőmérséklet, és az F , a Faraday-állandó).
Általában a pH-t elektrokémiailag pH-mérővel mérik , amely egy speciális kombinált elektródot , úgynevezett üvegelektródot , vagy két külön elektródot tartalmaz. A referenciaelektróda általában a telített kalomelelektród ( SCE ).
A savasság mérésére számos módszer létezik, a pH-indikátorokat gyakran használják .
A 25 ° C-on p K e = 14.
Ez az összefüggés nem érvényes az 1 × 10 −7 mol l − 1 alatti koncentrációkra, és csak 1 × 10 −5 mol l − 1 koncentrációknál alkalmazható . 10–8 ° C-ra hígított oldatra való felvitele valóban pH = 8 értéket ad , ami abszurd, mivel az oldat savas és nem lúgos (az ilyen oldat pH-ja 6,98).
Monosav esetén a pH-t a következő harmadik fokú egyenlet megoldásával számoljuk: (H + ) 3 + K a (H + ) 2 - (H + ) [ K e + K a C a ] - K a · K e = 0 .
Korlátozó esetben az előző egyenlet válik ebből arra a következtetésre . Mikor , .
Erre az összefüggésre ugyanazok a megjegyzések vonatkoznak, mint egy erős sav esetében.
Ez a képlet nagyon hozzávetőleges, különösen akkor, ha az alkalmazott savak vagy bázisok gyengék, és nagy körültekintéssel kell alkalmazni.
Viszonylag gyengén tömény oldatokban (mondjuk "híg oldat") a savasságot a hidronium (oxónium) vagy a [H 3 O + ionok koncentrációjával mérjük.], Mert a H + ionok asszociálódnak [H 2 O]. Magas koncentrációk esetén azonban ezt a hatást részben ellensúlyozzák az aktivitási együtthatók, amelyek nagy koncentrációkban omlanak össze. Ennek ellenére lehetséges negatív pH-értékek elérése, beleértve a bányászati következményeket is, extrém savas aknavezetés esetén .
A 0–14 pH-skála hagyományos határérték. Így a koncentrált 37 % mólos sósavoldat pH-ja körülbelül -1,1, míg a telített nátrium-hidroxid-oldat pH-ja körülbelül 15,0.
A 100% -os kénsavnál savasabb termékeket szupersavaknak nevezzük . Ezek általánosan alkalmazottak, különösen a katalizátorok a izomerizációs és repedés a alkánok .
A talaj pH-ja a talaj összetételének (mészkő, gyantás talaj stb. ) És annak, amit kap (eső, műtrágya stb. ), Az eredménye. Hatással van a tápanyagok és nyomelemek növény általi asszimilációjára .
Hortenzia virág savas talajban.
Hortenzia virágok lúgos talajban.