Skala pH

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania
Przykładowe wartości pH
Substancja pH
1 M kwas solny
0
Kwas akumulatorowy
< 1,0
Kwas 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

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[edytuj | edytuj kod]

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]:
\text{pH(X)} = \text{pH(S)} + \frac{(E_{\text{S}} - E_{\text{X}})F}{RT \ln 10}
gdzie
FStała Faradaya
R – uniwersalna stała gazowa
Ttemperatura 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.

Jednakże 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 przyjąć, że mierzone metodami galwanometrycznymi pH spełnia równanie[3]:

\text{pH} = -\log_{10}\left[\frac{\gamma_1 [\text{H}^+] }{ \text{1 mol L}^{-1} } \right] \pm 0,02

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[potrzebne źródło].

Praktyczny sens skali pH[edytuj | edytuj kod]

Aby zrozumieć sens tej skali trzeba się najpierw przyjrzeć temu, co dzieje się w chemicznie czystej wodzie. Cząsteczki wody (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[5]. Stężenie jonów H3O+ w czystej wodzie w temp. 25 °C wynosi 10−7 mol/l[6], a jej pH = – log(10−7) = 7[7]. 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[8].

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)[9].

Praktyczny zakres skali pH[edytuj | edytuj kod]

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[10].

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[edytuj | edytuj kod]

Do określania pH używa się wskaźników kwasowości, czyli substancji, których kolor zależy od pH roztworu. Do popularnych wskaźników należą:

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[edytuj | edytuj kod]

Przypisy

  1. S.P.L. Sørensen, C. R. Trav. Lab. Carlsberg 8, 1 (1909).
  2. ISO-31-8: Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization, 1992.
  3. 3,0 3,1 według IUPAC Goldbook.
  4. 4,0 4,1 Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology. Pure Appl. Chem. (1985), 57, 531–542.
  5. Stała dysocjacji wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10−14 w 25 °C według tabeli IUPAC.
  6. Zwykła woda destylowana zawiera rozpuszczony dwutlenek węgla, co powoduje obniżenie jej pH do wartości ok. 5,5 – 6.
  7. Według tabeli IUPAC pH czystej wody destylowanej to dokładnie 6,998 ± 0,001 w temperaturze 25 °C.
  8. W rzeczywistości ok. –0,1 w skali według definicji ISO.
  9. 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.
  10. Nordstrom, DK et al. Negative pH and extremely acidic mine waters from Iron Mountain California. Environ. Sci. Technol., (2000). 34, 254-258.

Linki zewnętrzne[edytuj | edytuj kod]