Skala pH
Skala pH – ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów wodorowych H+ w roztworach wodnych[a].
| Substancja | pH |
|---|---|
| 1 M kwas solny | 0 |
| 0,1 M kwas solny | 1 |
| Sok 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 |
| Chemicznie czysta woda | 7 |
| Ślina człowieka | 6,5 – 7,4 |
| Krew | 7,35 – 7,45 |
| Woda morska | 8,0 |
| Mydło | 9,0 – 10,0 |
| Woda amoniakalna | 11,5 |
| Wodorotlenek wapnia | 12,5 |
| 1 M roztwór NaOH | 14 |
Formalnie pH definiuje się jako:
- pH = –log10[a(H+)]
czyli minus logarytm dziesiętny aktywności jonów wodorowych a(H+).
Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r.[1] Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych (H+).
Pomiar pH
edytujZe względu na to, że aktywności jonów wodorowych nie można obliczyć bezpośrednio, powyższa definicja ma charakter formalny. Dla celów pomiarowych norma ISO i Unia Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) definiują tę pH następująco[2][3]:
- Wartość pH roztworu X, w którym jest zanurzone standardowe ogniwo galwaniczne zdefiniowane przez IUPAC, i dla którego zmierzono wartość pierwszej siły elektromotorycznej EX, wynosi[4]:
- gdzie
- F – Stała Faradaya
- R – uniwersalna stała gazowa
- T – temperatura w skali Kelvina.
- ES i pH(S) – odpowiednio siła elektromotoryczna ogniwa standardowego zanurzonego w roztworze wzorcowym (np.: w wodzie destylowanej) i pH tego roztworu w danej temperaturze podane w tabeli IUPAC[4].
Z definicji tej wynika, że pH roztworów jest jednostką bezwymiarową i ma charakter jedynie porównawczy, nie przekładający się bezpośrednio na stężenie czy aktywność jonów hydroniowych ani żadnych innych. Definicja ta jest np. wykorzystywana przy przygotowywaniu skal dla papierków uniwersalnych oraz pH-metrów.
W pewnym wąskim zakresie rozcieńczonych roztworów o stężeniach mniejszych niż 0,1 mol/dm³, których pH mieści się w zakresie od 2 do 12 można jednak przyjąć, że mierzone metodami galwanometrycznymi pH spełnia równanie[3]:
![{\displaystyle {\text{pH}}=-\log _{10}\left[{\frac {\gamma _{1}[{\text{H}}^{+}]}{{\text{1 mol L}}^{-1}}}\right]\pm 0,02}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e604cc7abca024e04b563a8679997238c3c2448b)
gdzie [H+] odpowiada stężeniu jonów hydroniowych, a γ1 to współczynnik aktywności tych jonów, a zatem przynajmniej w tym wąskim zakresie pH definicja „szkolna” i „precyzyjna” są z sobą w zgodzie[potrzebny przypis].
Praktyczny sens skali pH
edytujW chemicznie czystej wodzie cząsteczki (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[b]. Stężenie jonów H3O+ w czystej wodzie w temp. 25 °C wynosi 10−7 mol/l[c], a jej pH = – log(10−7) = 7[d]. Ponieważ w czystej wodzie stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych jest takie samo, woda (czysta) ma odczyn obojętny (pH wynosi 7). W roztworach o pH < 7 stężenie jonów wodorowych jest większe niż wodorotlenowych i roztwory takie mają odczyn kwasowy, natomiast w roztworach o pH > 7 większe jest stężenie jonów wodorotlenowych, więc roztwory takie mają odczyn zasadowy.
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[e].
Z drugiej strony w roztworze, 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. Wynika to stąd, iż stały musi pozostać iloczyn jonowy wody, czyli iloczyn stężeń jonów H3O+ i OH−, równy 10−14 (w 25 °C)[f].
Praktyczny zakres skali pH
edytujZe względu na to, że skala pH została zdefiniowana pierwotnie dla rozcieńczonych roztworów kwasów, zasad i soli jej zastosowanie poza zakresem od 0 do 14 jest rzadko spotykane i prowadzi do zaskakujących, sprzecznych z intuicją rezultatów. Wynika to z faktu, że w zakresie wyższych stężeń, odczyn roztworów nie jest już zupełnie logarytmiczną funkcją stężenia jonów hydroniowych, lecz raczej ich aktywności molowych. Na przykład roztwór kwasu siarkowego o stężeniu 7,622 mol/dm³ ma pH mierzone metodami galwanometrycznymi równe –3,13, co formalnie powinno odpowiadać hipotetycznemu stężeniu ok. 1348,96 mol/dm³. Takie niskie pH stężonych roztworów kwasu siarkowego wynika z faktu, że teoretycznie obliczony współczynnik aktywności jonów hydroniowych w takim roztworze przyjmuje bardzo wysoką wartość, rzędu 165[5].
W praktyce, przy wysokich stężeniach silnych kwasów i zasad ich reakcja z wodą traci na znaczeniu, a zyskuje autodysocjacja samych kwasów i zasad. Stała równowagi reakcji autodysocjacji kwasów i zasad jest zatem bardziej uniwersalną miarą ich mocy niż skala pH.
Z tych samych względów dla stężonych, wodnych układów kwasowo/zasadowych oraz dla roztworów kwasów i zasad w innych niż woda rozpuszczalnikach nie stosuje się skali pH, lecz minus logarytm ze stałej równowagi autodysocjacji kwasów i zasad, który jest oznaczany skrótami pKa i pKb. Związki chemiczne posiadające wyjątkowo małe pKa lub pKb są nazywane odpowiednio superkwasami i superzasadami.
Oznaczanie kwasowości
edytujDo określania pH używa się wskaźników kwasowości, czyli substancji, których kolor zależy od pH roztworu. Do popularnych wskaźników należą:
- błękit tymolowy, błękit bromotymolowy,
- błękit metylenowy,
- 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.
W warunkach domowych jako wskaźniki można wykorzystać niektóre substancje pochodzenia roślinnego, np. wywar z liści czerwonej kapusty, sok z czarnego bzu lub herbatę (po dodaniu zasady – np. sody – ciemnieje, po dodaniu kwasu – np. soku cytrynowego – robi się jaśniejsza).
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
edytujUwagi
edytuj- ↑ W rzeczywistości wolne jony wodorowe H+ (czyli protony, p) nie występują w roztworach wodnych, gdyż są solwatowane do jonów hydroniowych H
3O+
. - ↑ Stała dysocjacji wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10−14 w 25 °C według tabeli IUPAC[potrzebny przypis].
- ↑ Zwykła woda destylowana zawiera rozpuszczony dwutlenek węgla, co powoduje obniżenie jej pH do wartości ok. 5,5 – 6.
- ↑ Według tabeli IUPAC pH czystej wody destylowanej to dokładnie 6,998 ±0,001 w temperaturze 25 °C[potrzebny przypis].
- ↑ W rzeczywistości ok. −0,1 w skali według definicji ISO.
- ↑ Czasami używa się też wartości pOH – analogicznego minus logarytmu stężenia jonów wodorotlenowych. Suma pH i pOH w danej temperaturze zawsze jest stała; w temperaturze 25 °C wynosi ona 14.
Przypisy
edytuj- ↑ S.P.L. Sörensen. Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. „Biochemische Zeitschrift”. 21, s. 131–200, 1909. [dostęp 2015-08-19]. (niem.). Fragmenty publikacji dotyczące pH w j. ang.: Enzyme Studies II. The Measurement and Meaning of Hydrogen Ion Concentration in Enzymatic Processes. Strony 131–134 i 159–160.
- ↑ ISO-31-8: Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization, 1992.
- ↑ a b pH, [w:] A.D. McNaught, A. Wilkinson, Compendium of Chemical Terminology (Gold Book), S.J. Chalk (akt.), International Union of Pure and Applied Chemistry, wyd. 2, Oxford: Blackwell Scientific Publications, 1997, DOI: 10.1351/goldbook.P04524, ISBN 0-9678550-9-8 (ang.).
- ↑ a b A. K. Covington, R. G. Bates, R. A. Durst. Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology. „Pure Appl. Chem.”. 57 (3), s. 531–542, 1985. DOI: 10.1351/pac198557030531.
- ↑ Nordstrom, Darrell Kirk, Alpers, Charles N., Ptacek, Carol J., Blowes, David W. Negative pH and Extremely Acidic Mine Waters from Iron Mountain, California. „Environmental Science & Technology”. 34 (2), s. 254–258, 2000. DOI: 10.1021/es990646v.
Linki zewnętrzne
edytuj- Strona poświęcona konstrukcji przyrządów pomiarowych pH. [dostęp 2016-11-11]. (ang.).
- Tomasz Pluciński: „pH-owa” jednostka: pH. 2002. [dostęp 2016-11-11].
- pH Calculator. [dostęp 2016-11-11]. (ang.).