Skala pH: Różnice pomiędzy wersjami
[wersja przejrzana] | [wersja przejrzana] |
-komentarze w stylu podręcznikowym |
poprawa linków, drobne techniczne, drobne redakcyjne, szablony fakt |
||
Linia 55: | Linia 55: | ||
czyli ujemny [[logarytm]] dziesiętny aktywności jonów hydroniowych wyrażonych w [[mol]]ach na decymetr sześcienny. Współcześnie jednak nie jest to ścisła definicja tej wielkości. |
czyli ujemny [[logarytm]] dziesiętny aktywności jonów hydroniowych wyrażonych w [[mol]]ach na decymetr sześcienny. Współcześnie jednak nie jest to ścisła definicja tej wielkości. |
||
Pojęcie pH wprowadził duński biochemik [[Søren Peder Lauritz Sørensen|Søren Sørensen]] w |
Pojęcie pH wprowadził duński biochemik [[Søren Peder Lauritz Sørensen|Søren Sørensen]] w 1909 r.<ref>{{Cytuj pismo | nazwisko = Sörensen | imię = S. P. L. | tytuł = Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen | url = http://publikationen.ub.uni-frankfurt.de/opus4/frontdoor/deliver/index/docId/17417/file/E001399646.pdf | czasopismo = Biochem. Zeitschr | wolumin = 21 | wydanie = | strony = 131–200| rok = 1909 | język = de|data dostępu=2015-08-19}} Fragmenty publikacji dotyczące pH w j. ang.: [http://www.chemteam.info/Chem-History/Sorenson-article.html Enzyme Studies II. The Measurement and Meaning of Hydrogen Ion Concentration in Enzymatic Processes. Strony 131-134 i 159-160].</ref> Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia [[jon wodorowy|jonów wodorowych]] (H<sup>+</sup>). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny [[proton]]) nigdy nie występują w roztworach wodnych, gdyż ulegają natychmiast [[solwatacja|solwatowaniu]] według równania: |
||
: H<sup>+</sup> + H<sub>2</sub>O → H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> |
: H<sup>+</sup> + H<sub>2</sub>O → H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> |
||
Linia 62: | Linia 62: | ||
== Definicja skali pH według normy ISO i IUPAC == |
== Definicja skali pH według normy ISO i IUPAC == |
||
Ze względu na to, że pH roztworów mierzy się zazwyczaj metodami [[galwanometria|galwanometrycznymi]] norma [[Międzynarodowa Organizacja Normalizacyjna|ISO]] i [[Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej|Unia Chemii Czystej i Stosowanej]] (IUPAC) definiują współcześnie tę wielkość następująco<ref>ISO-31-8: Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. [[Międzynarodowa Organizacja Normalizacyjna|International Organization for Standardization]], 1992.</ref><ref name="iupac2"> |
Ze względu na to, że pH roztworów mierzy się zazwyczaj metodami [[galwanometria|galwanometrycznymi]] norma [[Międzynarodowa Organizacja Normalizacyjna|ISO]] i [[Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej|Unia Chemii Czystej i Stosowanej]] (IUPAC) definiują współcześnie tę wielkość następująco<ref>ISO-31-8: Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. [[Międzynarodowa Organizacja Normalizacyjna|International Organization for Standardization]], 1992.</ref><ref name="iupac2">{{GoldBook|P04524|nazwa=pH}}</ref>: |
||
: Wartość pH roztworu X, w którym jest zanurzone standardowe [[ogniwo galwaniczne]] zdefiniowane przez [[Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej|IUPAC]], i dla którego zmierzono wartość pierwszej [[siła elektromotoryczna|siły elektromotorycznej]] ''E''<sub>X</sub>, wynosi<ref name="iupac"> |
: Wartość pH roztworu X, w którym jest zanurzone standardowe [[ogniwo galwaniczne]] zdefiniowane przez [[Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej|IUPAC]], i dla którego zmierzono wartość pierwszej [[siła elektromotoryczna|siły elektromotorycznej]] ''E''<sub>X</sub>, wynosi<ref name="iupac">{{Cytuj pismo | autor = A. K. Covington, R. G. Bates, R. A. Durst | tytuł = Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology | czasopismo = Pure Appl. Chem. | wydanie = 3 | wolumin = 57 | strony = 531–542 | data = 1985 | url = http://www.iupac.org/publications/pac/1985/pdf/5703x0531.pdf | doi = 10.1351/pac198557030531}}</ref>: |
||
:: <math>\text{pH(X)} = \text{pH(S)} + \frac{(E_{\text{S}} - E_{\text{X}})F}{RT \ln 10}</math> |
:: <math>\text{pH(X)} = \text{pH(S)} + \frac{(E_{\text{S}} - E_{\text{X}})F}{RT \ln 10}</math> |
||
: ''gdzie'' |
: ''gdzie'' |
||
Linia 85: | Linia 85: | ||
: 2H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup></center> |
: 2H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup></center> |
||
Reakcja ta jest odwracalna i ma [[równowaga reakcji chemicznych|równowagę]] przesuniętą silnie w lewo, czyli w stronę wody niezdysocjowanej<ref>[[Stała dysocjacji]] wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10<sup>−14</sup> w 25 °C według tabeli IUPAC.</ref>. Stężenie jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> w czystej wodzie w temp. 25 [[Skala Celsjusza|°C]] wynosi 10<sup>−7</sup> mol/l<ref>Zwykła [[woda destylowana]] zawiera rozpuszczony [[dwutlenek węgla]], co powoduje obniżenie jej pH do wartości ok. 5,5 – 6.</ref>, a jej pH = – log(10<sup>−7</sup>) = 7<ref>Według tabeli IUPAC pH czystej wody destylowanej to dokładnie 6,998 ± |
Reakcja ta jest odwracalna i ma [[równowaga reakcji chemicznych|równowagę]] przesuniętą silnie w lewo, czyli w stronę wody niezdysocjowanej<ref group=uwaga>[[Stała dysocjacji]] wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10<sup>−14</sup> w 25 °C według tabeli IUPAC{{fakt}}.</ref>. Stężenie jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> w czystej wodzie w temp. 25 [[Skala Celsjusza|°C]] wynosi 10<sup>−7</sup> mol/l<ref group=uwaga>Zwykła [[woda destylowana]] zawiera rozpuszczony [[dwutlenek węgla]], co powoduje obniżenie jej pH do wartości ok. 5,5 – 6.</ref>, a jej pH = – log(10<sup>−7</sup>) = 7<ref group=uwaga>Według tabeli IUPAC pH czystej wody destylowanej to dokładnie 6,998 ±0,001 w temperaturze 25 °C{{fakt}}.</ref>. Ponieważ w czystej wodzie stężenie jonów wodorowych i [[Jon wodorotlenowy|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 [[kwasy|kwasowy]], natomiast w roztworach o pH > 7 większe jest stężenie jonów wodorotlenowych, więc roztwory takie mają odczyn [[zasady|zasadowy]]. |
||
Rozpuszczenie w wodzie silnego kwasu (np. HCl) prowadzi do jego dysocjacji: |
Rozpuszczenie w wodzie silnego kwasu (np. HCl) prowadzi do jego dysocjacji: |
||
Linia 91: | Linia 91: | ||
: HCl + H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup></center> |
: HCl + H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup></center> |
||
Dla tak silnego kwasu jak HCl równowaga tej reakcji jest niemal całkowicie przesunięta w stronę prawą (a więc w stronę jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i Cl<sup>−</sup>) dlatego po dodaniu do wody takiej ilości HCl, aby w jednym |
Dla tak silnego kwasu jak HCl równowaga tej reakcji jest niemal całkowicie przesunięta w stronę prawą (a więc w stronę jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i Cl<sup>−</sup>) 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 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> równe 1 mol/l, co jak łatwo policzyć daje pH = 0<ref group=uwaga>W rzeczywistości ok. −0,1 w skali według definicji ISO.</ref>. |
||
Z drugiej strony w roztworze, w którym znajduje się 1 mol NaOH w jednym litrze występuje stężenie jonów OH<sup>−</sup> równe 1 mol/l. Jony OH<sup>−</sup> przesuwają silnie równowagę reakcji dysocjacji wody powodując, że stężenie jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> spada do poziomu 10<sup>−14</sup> mol/l, a zatem do pH = 14. Wynika to stąd, iż stały musi pozostać [[iloczyn jonowy]] wody, czyli iloczyn stężeń jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i OH<sup>−</sup>, równy 10<sup>−14</sup> (w 25 °C)<ref>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.</ref>. |
Z drugiej strony w roztworze, w którym znajduje się 1 mol NaOH w jednym litrze występuje stężenie jonów OH<sup>−</sup> równe 1 mol/l. Jony OH<sup>−</sup> przesuwają silnie równowagę reakcji dysocjacji wody powodując, że stężenie jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> spada do poziomu 10<sup>−14</sup> mol/l, a zatem do pH = 14. Wynika to stąd, iż stały musi pozostać [[iloczyn jonowy]] wody, czyli iloczyn stężeń jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i OH<sup>−</sup>, równy 10<sup>−14</sup> (w 25 °C)<ref group=uwaga>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.</ref>. |
||
== Praktyczny zakres skali pH == |
== Praktyczny zakres skali pH == |
||
Ze 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 [[aktywność molowa|aktywności molowych]]. Na przykład roztwór [[kwas siarkowy|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<ref> |
Ze 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 [[aktywność molowa|aktywności molowych]]. Na przykład roztwór [[kwas siarkowy|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<ref>{{cytuj pismo | autor = Nordstrom, Darrell Kirk | autor2 = Alpers, Charles N. | autor3 = Ptacek, Carol J. | autor4 = Blowes, David W. | tytuł = Negative pH and Extremely Acidic Mine Waters from Iron Mountain, California | czasopismo = Environmental Science & Technology | wolumin = 34 | wydanie = 2 | strony = 254-258 | rok = 2000 | doi = 10.1021/es990646v | url= http://digitalcommons.unl.edu/cgi/viewcontent.cgi?article=1488&context=usgsstaffpub }}</ref>. |
||
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 [[moc kwasu|mocy]] niż skala pH. |
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 [[moc kwasu|mocy]] niż skala pH. |
||
Linia 122: | Linia 122: | ||
* [[pH-metr]] |
* [[pH-metr]] |
||
* [[rH]] |
* [[rH]] |
||
{{Uwagi}} |
|||
{{przypisy}} |
{{przypisy|2}} |
||
== Linki zewnętrzne == |
== Linki zewnętrzne == |
Wersja z 21:19, 19 sie 2015
Substancja | pH |
---|---|
1 M kwas solny | |
Kwas akumulatorowy | |
Kwas żołądkowy | |
Sok cytrynowy | |
Coca-Cola | |
Ocet | |
Sok pomarańczowy | |
Piwo | |
Kawa | |
Herbata | |
Kwaśny deszcz | |
Mleko | |
Chemicznie czysta woda | |
Ślina człowieka | |
Krew | |
Woda morska | |
Mydło | |
Woda amoniakalna | |
Wodorotlenek wapnia | |
1 M roztwór NaOH |
Skala pH – ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H3O+] w roztworach wodnych.
Tradycyjnie pH definiuje się jako:
- pH = – log10[H3O+]
czyli ujemny logarytm dziesiętny aktywności jonów hydroniowych wyrażonych w molach na decymetr sześcienny. Współcześnie jednak nie jest to ścisła definicja tej wielkości.
Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r.[1] Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych (H+). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny proton) nigdy nie występują w roztworach wodnych, gdyż ulegają natychmiast solwatowaniu według równania:
- H+ + H2O → H3O+
W wielu podręcznikach jednak, dla uproszczenia, pomija się ten fakt i nadal podaje się starą definicję skali pH.
Definicja skali pH według normy ISO i IUPAC
Ze względu na to, że pH roztworów mierzy się zazwyczaj metodami galwanometrycznymi norma ISO i Unia Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) definiują współcześnie tę wielkość 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]:
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
W 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[a]. Stężenie jonów H3O+ w czystej wodzie w temp. 25 °C wynosi 10−7 mol/l[b], a jej pH = – log(10−7) = 7[c]. 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[d].
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)[e].
Praktyczny zakres skali pH
Ze 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
Do 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
- ↑ 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.
- ↑ S. P. L. Sörensen. Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. „Biochem. Zeitschr”. 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
- Strona poświęcona konstrukcji przyrządów pomiarowych pH
- Tomasz Pluciński: „pH-owa” jednostka: pH. 2002. [dostęp 2009-06-03].
- pH Calculator (ang.)