I kemi er pH en logaritmisk skala, der bruges til at bestemme surhedsgraden af et medium. Dette er omtrent den negative base 10-logaritme af den molære koncentration, målt i enheder af mol pr. liter hydrogenioner. Det kan også kaldes en indikator for surhedsgraden i miljøet. Mere præcist er det den negative base 10-logaritme for hydrogenionaktivitet. Ved 25°C er opløsninger med en pH mindre end 7 sure, og opløsninger med en pH større end 7 er basiske. Den neutrale pH-værdi er temperaturafhængig og er mindre end 7, når temperaturen stiger. Rent vand er neutr alt, pH=7 (ved 25°C), hverken surt eller basisk. I modsætning til hvad man tror, kan pH-værdien være mindre end 0 eller større end 14 for henholdsvis meget stærke syrer og baser.
Application
Målinger af pH er vigtige inden for agronomi, medicin, kemi, vandbehandling og mange andre områder.
pH-skalaen er relevant for et sæt standardopløsninger, hvis surhedsgrad er fastsat af den internationaleaftale. Primære pH-standarder bestemmes ved hjælp af en overførselskoncentrationscelle ved at måle potentialforskellen mellem en brintelektrode og en standardelektrode, såsom sølvchlorid. pH-værdien af vandige opløsninger kan måles med en glaselektrode og et pH-meter eller indikator.
Åbning
PH-konceptet blev først introduceret af den danske kemiker Søren Peter Laurits Sørensen på Carlsberg-laboratoriet i 1909 og revideret til det nuværende pH-niveau i 1924 for at rumme definitioner og målinger i form af elektrokemiske celler. I de tidlige værker havde notationen bogstavet H med lille p, hvilket betyder: pH.
Oprindelse af navnet
Den nøjagtige betydning af p'et er omstridt, men ifølge Carlsbergfondet betyder pH "brintens kraft." Det er også blevet foreslået, at p'et står for det tyske ord potenz ("kraft"), andre henviser til det franske puisance (betyder også "magt", ud fra det faktum, at Carlsberg-laboratoriet var fransk). Et andet forslag er, at p refererer til det latinske udtryk pondus hydroii (mængde af brint), potentio hydroii (kapacitet af brint) eller potentiel hydroli (brintpotentiale). Det foreslås også, at Sørensen brugte bogstaverne p og q (norm alt konjugerer bogstaver i matematik) blot for at betegne testløsning (p) og referenceløsning (q). I øjeblikket står p i kemi for decimallogaritmen og bruges også i udtrykket pKa, der bruges til dissociationskonstanter for surhedsgraden af et medium.
amerikanske bidrag
Bakteriolog Alice Evans, kendt for indflydelsen fra hendes arbejde med mejeriprodukter og fødevaresikkerhed, krediterede William Mansfield Clark og hans kolleger for at udvikle metoder til at måle pH i 1910'erne, som efterfølgende havde en bred indvirkning på laboratorie- og industri brug. I sine erindringer nævner hun ikke, hvor meget eller hvor lidt Clarke og hans kolleger kendte til Sorensens arbejde i årene forud. Allerede på det tidspunkt studerede videnskabsmænd aktivt spørgsmålet om surhed/alkalitet i miljøet.
syrepåvirkning
Dr. Clarks opmærksomhed var rettet mod virkningen af syre på bakteriel vækst. Og takket være dette supplerede han ideen om den daværende videnskab om brintindekset for miljøets surhedsgrad. Han fandt ud af, at det var syrens intensitet i forhold til koncentrationen af brintioner, der påvirkede deres vækst. Men eksisterende metoder til at måle surhedsgraden af et medium bestemte mængden, ikke intensiteten af syren. Derefter udviklede Dr. Clark sammen med sine kolleger præcise metoder til at måle koncentrationen af brintioner. Disse metoder har erstattet den upræcise titreringsmetode til syrebestemmelse i biologiske laboratorier rundt om i verden. Det har også vist sig, at de kan bruges i mange industrielle og andre processer, hvor de er meget brugt.
Praktisk aspekt
Den første elektroniske pH-målingsmetode blev opfundet af Arnold Orville Beckman, en professor ved California Institute of Technology, i 1934. Det var på dette tidspunkt, at den lokale citrusavlerSunkist ønskede en bedre metode til hurtigt at teste pH-værdien af de citroner, de høstede fra nærliggende frugtplantager. Påvirkningen af mediets surhedsgrad blev altid taget i betragtning.
For eksempel for en opløsning med en hydrogenionaktivitet på 5 × 10–6 (på dette niveau er dette faktisk antallet af mol hydrogenioner liter opløsning), får vi 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. En sådan opløsning har således en pH-værdi på 5,3. Det antages, at masserne af et mol vand, et mol hydrogenioner og et mol hydroxidioner er henholdsvis 18 g, 1 g og 17 g, mængden af rene 107 mol (pH 7) vand indeholder ca. 1 g dissocierede hydrogenioner (eller, mere præcist, 19 g H3O + hydroniumioner) og 17 g hydroxidioner.
Temperaturens rolle
Bemærk, at pH er temperaturafhængig. For eksempel er pH-værdien af rent vand 7,47 ved 0 °C. Ved 25 °C er den 7, og ved 100 °C er den 6,14.
Elektrodepotentiale er proportional med pH, når pH er defineret som aktivitet. Nøjagtig pH-måling er præsenteret i den internationale standard ISO 31-8.
En galvanisk celle er konfigureret til at måle den elektromotoriske kraft (EMF) mellem referenceelektroden og den hydrogenionaktivitetsfølende elektrode, når begge er nedsænket i den samme vandige opløsning. Referenceelektroden kan være et sølvkloridobjekt eller en calomelelektrode. En hydrogenionselektiv elektrode er standard til disse applikationer.
For at omsætte denne proces i praksis, bruges en glaselektrode i stedet for en voluminøs brintelektrode. Hanhar en indbygget referenceelektrode. Det er også kalibreret mod bufferopløsninger med kendt hydrogenionaktivitet. IUPAC foreslog at bruge et sæt bufferopløsninger med kendt H+ aktivitet. To eller flere bufferløsninger bruges til at tage højde for det faktum, at hældningen kan være lidt mindre end ideel. For at implementere denne kalibreringstilgang nedsænkes elektroden først i en standardopløsning, og pH-målerens aflæsning indstilles til værdien af standardbufferen.
Hvad er det næste?
Aflæsningen fra den anden standardbufferopløsning korrigeres derefter ved hjælp af hældningskontrol til at være lig med pH-niveauet for den opløsning. Når der anvendes mere end to bufferopløsninger, kalibreres elektroden ved at tilpasse de observerede pH-værdier til en lige linje mod standardbufferværdier. Kommercielle standard bufferløsninger leveres norm alt med information om værdien ved 25 °C og korrektionsfaktoren, der skal anvendes for andre temperaturer.
Definitionskarakteristik
PH-skalaen er logaritmisk, og derfor er pH en dimensionsløs størrelse, der ofte bruges blandt andet til at måle surhedsgraden i cellens indre miljø. Dette var Sorensens oprindelige definition, som blev erstattet i 1909.
Det er dog muligt at måle hydrogenionkoncentrationen direkte, hvis elektroden er kalibreret i forhold til hydrogenionkoncentrationer. En måde at gøre dette på, som har været meget brugt, er at titrere en opløsning med kendt koncentrationstærk syre med en opløsning af en kendt koncentration af en stærk alkali i nærværelse af en relativt høj koncentration af en støtteelektrolyt. Da syre- og alkalikoncentrationerne er kendte, er det let at beregne hydrogenionkoncentrationen, så potentialet kan relateres til den målte værdi.
Indikatorer kan bruges til at måle pH ved at bruge det faktum, at deres farve ændrer sig. Visuel sammenligning af farven på testopløsningen med en standardfarveskala gør det muligt at måle pH med heltalsnøjagtighed. Mere nøjagtige målinger er mulige, hvis farven måles spektrofotometrisk ved hjælp af et kolorimeter eller spektrofotometer. Universalindikatoren er opbygget af en blanding af indikatorer, så der er et permanent farveskift fra ca. pH 2 til pH 10. Universalindikatorpapir er lavet af absorberende papir, der er imprægneret med en universalindikator. En anden metode til at måle pH er at bruge et elektronisk pH-meter.
Måleniveauer
Måling af pH under ca. 2,5 (ca. 0,003 mol syre) og over ca. 10,5 (ca. 0,0003 mol alkali) kræver særlige procedurer, fordi Nernsts lov overtrædes ved sådanne værdier, når man bruger en glaselektrode. Forskellige faktorer bidrager til dette. Det kan ikke antages, at væskeovergangspotentialer er uafhængige af pH. Også ekstrem pH betyder, at opløsningen er koncentreret, så elektrodepotentialerne påvirkes af ændringen i ionstyrke. Ved høj pH kan glaselektroden væreudsat for alkaliske fejl, da elektroden bliver følsom over for koncentrationen af kationer såsom Na+ og K+ i opløsning. Der findes specialdesignede elektroder, som delvist løser disse problemer.
Afstrømning fra miner eller mineaffald kan resultere i meget lave pH-værdier.
Rent vand er neutr alt. Det er ikke surt. Når syren opløses i vand, vil pH være under 7 (25°C). Når en alkali opløses i vand, vil pH være større end 7. En 1 mol opløsning af en stærk syre såsom s altsyre har en pH på nul. En opløsning af en stærk alkali såsom natriumhydroxid i en koncentration på 1 mol har en pH på 14. Målte pH-værdier vil således generelt ligge i området fra 0 til 14, selvom negative pH-værdier og værdier over 14 er meget muligt.
Meget afhænger af opløsningsmediets surhedsgrad. Fordi pH er en logaritmisk skala, svarer en forskel på en pH-enhed til ti gange forskellen i hydrogenionkoncentration. Neutralitet PH når ikke helt op på 7 (ved 25 °C), selvom dette i de fleste tilfælde er en god tilnærmelse. Neutralitet er defineret som den tilstand, hvor [H+]=[OH-]. Da selvioniseringen af vand holder produktet af disse koncentrationer [H+] × [OH-]=Kw, kan det ses, at ved neutralitet [H+]=[OH-]=√Kw eller pH=pKw / 2.
PKw er cirka 14, men afhænger af ionstyrke og temperatur, så mediets pH-værdi har også betydning, som bør være neutralniveau. Rent vand og en opløsning af NaCl i rent vand er neutrale, fordi dissocieringen af vand producerer den samme mængde af begge ioner. Imidlertid vil pH-værdien af en neutral NaCl-opløsning være en smule anderledes end pH-værdien af neutr alt rent vand, da aktiviteten af brint- og hydroxidioner afhænger af ionstyrken, så Kw varierer med ionstyrken.
Planter
Afhængige plantepigmenter, der kan bruges som pH-indikatorer, findes i mange planter, herunder hibiscus, rødkål (anthocyanin) og rødvin. Citrusjuice er sur, fordi den indeholder citronsyre. Andre carboxylsyrer findes i mange levende systemer. For eksempel produceres mælkesyre ved muskelaktivitet. Protoneringstilstanden af fosfatderivater, såsom ATP, afhænger af pH-mediets surhedsgrad. Funktionen af hæmoglobin-iltoverførselsenzymet påvirkes af pH i en proces kendt som rodeffekten.
Havvand
I havvand er pH-værdien typisk begrænset til mellem 7,5 og 8,4. Det spiller en vigtig rolle i kulstofkredsløbet i havet, og der er tegn på en igangværende havforsuring forårsaget af kuldioxidemissioner. Måling af pH er dog kompliceret af havvandets kemiske egenskaber, og der er flere forskellige pH-skalaer i kemisk oceanografi.
Specialløsninger
Som en del af den operationelle definition af surhedsskalaen (pH) definerer IUPAC en række bufferopløsninger i pH-området (ofte omt alt somNBS eller NIST). Disse opløsninger har en relativt lav ionstyrke (≈0,1) sammenlignet med havvand (≈0,7) og anbefales derfor ikke til brug i havvands pH-karakterisering, fordi forskelle i ionstyrke forårsager ændringer i elektrodepotentialet. For at løse dette problem er der udviklet en alternativ serie af buffere baseret på kunstigt havvand.
Denne nye serie løser problemet med forskelle i ionstyrke mellem prøver og buffere, og den nye pH-skala for medium surhed kaldes den almindelige skala, ofte omt alt som pH. Den samlede skala blev bestemt under anvendelse af et medium indeholdende sulfationer. Disse ioner oplever protonering, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, så den samlede skala inkluderer indflydelsen af både protoner (frie hydrogenioner) og hydrogensulfidioner:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Den alternative frie skala, ofte omt alt som pHF, udelader denne betragtning og fokuserer udelukkende på [H+]F, hvilket i princippet gør den til en enklere repræsentation af hydrogenionkoncentration. Kun [H+] T kan bestemmes, så [H+] F bør estimeres ved hjælp af [SO2-4] og stabilitetskonstanten HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Det er imidlertid vanskeligt at estimere KS i havvand, hvilket begrænser anvendeligheden af en enklere fri skala.
En anden skala, kendt som havvandsskalaen, ofte omt alt som pHSWS, tager højde for den yderligere protonbinding mellem hydrogenioner og fluoridioner, H+ + F- ⇌HF. Resultatet er følgende udtryk for [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Fordelen ved at overveje denne yderligere kompleksitet afhænger dog af mediets fluorindhold. For eksempel i havvand findes sulfationer i meget højere koncentrationer (> 400 gange) end koncentrationerne af fluor. Som følge heraf er forskellen mellem den almindelige skala og havvandsskalaen meget lille til de fleste praktiske formål.
De følgende tre ligninger opsummerer de tre pH-skalaer:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
Fra et praktisk synspunkt adskiller de tre pH-skalaer i et surt miljø (eller havvand) sig i deres værdier op til 0,12 pH-enheder, og forskellene er meget større, end der norm alt kræves for nøjagtigheden af pH-målinger, især i forhold til karbonatsystemet ocean.
