Skala pH
Z Wikipedii
|
|
Substancja | pH |
---|---|
1 M kwas solny |
|
Kwas akumulatorowy |
|
Kwas żołądkowy |
|
Sok cytrynowy |
|
Coca-cola |
|
Ocet |
|
Sok pomarańczowy |
|
Piwo |
|
Kawa |
|
Herbata |
|
Kwaśny deszcz |
|
Mleko |
|
Czysta woda |
|
Ślina człowieka |
|
Krew |
|
Woda morska |
|
Mydło |
|
Wodorotlenek amonu |
|
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 minus 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 minus 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 wg równania:
- H+ + H2O → H3O+
W wielu podręcznikach jednak, dla uproszczenia, pomija się ten fakt i nadal podaje się starą definicję skali pH.
Spis treści |
[edytuj] Definicja skali pH wg 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.
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]:
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.
[edytuj] Praktyczny sens skali pH
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 o pH 7 ma odczyn obojętny. W roztworach o pH < 7 stężenie jonów wodorowych jest większe niż wodorotlenowych i roztwory takie mają odczyn kwaśny, 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].
[edytuj] 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 obliczone 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.
[edytuj] Oznaczanie kwasowości
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.
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: funkcja kwasowa Hammeta, pH-metr.
Przypisy
- ↑ S.P.L. Sørensen, C. R. Trav. Lab. Carlsberg 8, 1 (1909).
- ↑ ISO-31-8:Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization, 1992.
- ↑ 3,0 3,1 wg IUPAC Goldbook.
- ↑ 4,0 4,1 Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology. Pure Appl. Chem. (1985), 57, 531–542..
- ↑ Stała dysocjacji wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10−14 w 25°C wg tabeli IUPAC.
- ↑ 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.
- ↑ W rzeczywistości ok -0,1 w skali wg 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.
- ↑ Nordstrom, DK et al. Negative pH and extremely acidic mine waters from Iron Mountain California. Environ. Sci. Technol., (2000). 34, 254-258.