Skala pH

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacja, szukaj
Przykładowe wartości pH
Substancja pH
1 M kwas solny
0
0,1 M kwas solny
1
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]

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
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.

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[edytuj]

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[edytuj]

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[edytuj]

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]

Uwagi

  1. Stała dysocjacji wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10−14 w 25 °C według tabeli IUPAC[potrzebny przypis].
  2. Zwykła woda destylowana zawiera rozpuszczony dwutlenek węgla, co powoduje obniżenie jej pH do wartości ok. 5,5 – 6.
  3. Według tabeli IUPAC pH czystej wody destylowanej to dokładnie 6,998 ±0,001 w temperaturze 25 °C[potrzebny przypis].
  4. W rzeczywistości ok. −0,1 w skali według definicji ISO.
  5. 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

  1. S. P. L. Sörensen. Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. „Biochem. Zeitschr”. 21, s. 131–200, 1909 (niem.). [dostęp 2015-08-19].  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.
  2. ISO-31-8: Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization, 1992.
  3. a b publikacja w otwartym dostępie – możesz ją przeczytać pH [w:] A.D. McNaught, A. Wilkinson: IUPAC. Compendium of Chemical Terminology (Gold Book). Wyd. 2. Oksford: Blackwell Scientific Publications, 1997. Wersja internetowa: M. Nic, J. Jirat, B. Kosata: pH (ang.), aktualizowana przez A. Jenkins. DOI: 10.1351/goldbook.P04524
  4. 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. 
  5. 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]