Pređi na sadržaj

pH vrednost

S Vikipedije, slobodne enciklopedije

pH vrednosti različitih proizvoda
Proizvodi pH vrednost
Kisele otpadne vode u rudnicima
-3,6 – 1,0
Akumulatorska kiselina
< 1,0
Želudačna kiselina
2,0
Limun
2,4
Gazirana pića
2,5
Sirće
2,9
Sok od pomorandže ili od jabuke
3,5
Pivo
4,5
Kafa
5,0
Čaj
5,5
Kisela kiša
< 5,6
Mleko
6,5
Voda
7,0
Pljuvačka zdrave osobe
6,5 – 7,4
Krv
7,34 – 7,45
Morska voda
8,0
Sapun za ruke
9,0 – 10,0
Amonijak za kućnu upotrebu
11,5
Varikina
12,5
Kućni rastvarač za uklanjanje taloga u kan. cevima
13,5

pH vrednost je mera aktivnosti vodonikovih jona (H+) u rastvoru i na taj način određuje da li je dati rastvor kiselog ili baznog karaktera. pH vrednost je bezdimenziona veličina, i za poređenje se koristi pH logaritamska skala koja obuhvata vrednosti od 0 do 14. Za kisele rastvore pH vrednost je manja od 7 (pH < 7,0), a za bazne je veća od 7 (pH > 7,0).[1][2] Za neutralan rastvor pH je 7. Mera analogna ovoj za koncentraciju hidroksidnih jona u rastvoru je pOH.

pH je približno negativni logaritam baze 10 molarne koncentracije, izražene u jedinicama mol po litru, vodoničnih jona. Preciznije to je negativni logaritam baze 10 aktivnosti vodoničnog jona.[3] Na 25 °C, rastvori sa pH manjim od 7 su kiseli, a rastvori sa pH većim od 7 su bazni. Neutralne vrednosti pH zavise od temperature, tako da su niže od 7 ako se poveća temperatura. Čista voda je neutralna, ima pH 7 na (25 °C), te nije ni kisela ni bazna. Suprotno popularnom verovanju, pH vrednosti mogu da budu manje od 0 ili veće od 14 za veoma jake kiseline i baze.[4]

Merenja pH vrednosti su važna u agronomiji, medicini, hemiji, tretmanu vode, i mnogim drugim vidovima primene. pH skala se može pratiti do seta standardnih rastvora čije pH vrednosti su uspostavljene međunarodnim dogovorom.[5] Primarne standardne vrednosti pH su određene koristeći koncentracionu ćeliju sa prenosom, putem merenja razlike potencijala između vodonične elektrode i standardne elektrode kao što je srebro hloridna elektroda. pH vrednost vodenih rastvora se može meriti pomoću staklene elektrode i pH metra, ili indikatora.

Trenutno postoje tri teorije koje opisuju kiselo-bazne reakcije: Arenijusova, Bronsted-Laurijeva i Luisova pri određivanju pH.

Istorija[uredi | uredi izvor]

Koncept pH vrednosti je prvi uveo danski hemičar Seren Peter Lavric Serensen radeći u Karlsbergovoj laboratoriji 1909. godine[6] i revidiran u moderni pH 1924. godine da se prilagodio definicijama i merenjima u pogledu elektrohemijskih ćelija. U prvoj publikaciji, notacija je imala „H” kao podskript slova „p”, kao što je: pH.

Tačno značenje slova „p” u „pH” je sporno, mada prema Karlsbergovoj fondaciji, pH označava „eksponent vodonika”.[7] Takođe je predloženo da „p” oznapava nemačko Potenz (sa značenjem „stepen”), drugi navode francusko puissance (koje takođe znači „stepen”, na bazi činjenice da je u Karlsbergovoj laboratoriji francuski bio govorni jezik). Još jedna sugestija je da „p” označava latinski termine pondus hydrogenii (količina vodonika), potentia hydrogenii (kapacitet vodonika), ili potencijal vodonika. Takođe je napomenuto da je Serensen koristio slova „p” i „q” (često korišteni par slova u matematici) da jednostavno obeleži test rastvor (p) i referentni rastvor (q).[8] U današnje vreme u hemiji, slovo p označava „decimalni kologaritam od”, i isto tako se koristi u terminu pKa, kojim se označava konstante disocijacije kiselina.[9]

Bakteriolog Alis K. Evans, poznata po uticaju njenog rada na mlekarstvo i bezbednost hrane, pripisala je zasluge Vilijamu Mansfildu Klarku i saradnicima (jedan od kojih je i ona bila) za razvoj metoda pH merenja tokom 1910-ih, koji su nakon toga imali znatan uticaj na laboratorijsku i industrijsku primenu. U njenim memoarima, ona ne pominje koliko su mnogo, ili malo, Klark i saradnici znali o Serensenovom radu od nekoliko godina ranije.[10]:10 Ona je izjavila:

U tim studijama [bakterijskog metabolizma] Dr. Klarkova pažnja je bila usmerena na efekat kiseline na rast bakterija. On je otkrio da intenzitet kiseline u smislu koncentracije vodonikovih jona utiče na njihov rast. Međutim postojeći metodi za merenje kiselosti određivali su količinu, a ne intenzitet, kiseline. Zatim je sa svojim saradnicima dr. Klark razvio precizne metode za merenje koncentracije vodoničnih jona. Ti metodi su zamenili neprecizni titracioni metod određivanja kiselinskog sadržaja u biološkim laboratorijama širom sveta. Oni su isto tako utvrdili da je taj metod primenljiv u mnogim industrijskim i drugim procesima, gde je i našao široku primenu.[10]:10

Prvi elektronski metod za merenje pH je izumeo Arnold Orvil Bekman, profesor na Kalifornijskom tehnološkom institutu 1934. godine.[11] To je bio odgovor na zahtev lokalno uzgajivača citrusa, preduzeće Sunkist, kome je bio potreban bolji metod za brzo testiranje pH vrednosti limuna koje su oni brali u obližnjim voćnjacima.[12]

Definicija[uredi | uredi izvor]

pH[uredi | uredi izvor]

pH je negativni dekadni logaritam koncentracije pozitivnih vodonikovih jona. Iako je pH vrednost bezdimenziona veličina, njena skala nije proizvoljna. pH vrednost se meri na osnovu aktivnosti vodonikovih jona u rastvoru. Formula za računanje vrednosti je[13]:

[H+] označava aktivnost H+ jona (ili preciznije napisano [H3O+], ekvivalent vodonikovih jona, izmerenih u jedinici molarnosti, odnosno broj vodonikovih jona jednog litra datog rastvora. Log10 označava logaritam sa bazom od 10, tako da se pH vrednost definiše na logaritamskoj skali kiselosti. Na primer, rastvor sa pH=8,2 će imati [H+] aktivnost 10−8,2 mol/L, odnosno 6,31 × 10−9 mol/L. Dok, rastvor sa [H+] koncentracijom jona od 4,5 × 10−4 mol/L će imati pH vrednost od −log10(4,5 × 10−4) ili 3,35. Za čistu vodu pH vrednost od 7 označava da je rastvor neutralan, jer se u vodi nalazi isti broj H+ jona i OH jona, sa jednakim koncentracijama od 1×10−7 mol/L.

pH se definiše kao decimalni logaritam recipročne aktivnosti vodoničnog jona, aH+, u rastvoru.[5]

Na primer, za rastvor sa aktivnošću vodoničnog jona od 5×10−6 (na tom nivou, ovo je esencijalno broj molova vodoničnih jona po litru rastvora) dobija se 1/(5×10−6) = 2×105, i stoga taj rastvor ima pH vrednost od log10(2×105) = 5.3. Primera radi može se napomenuti da su mase mola vode, mola vodoničnih jona, i mola hidroksidnih jona respektivno 18 g, 1 g, i 17 g, i da količina od 107 mola čiste (pH 7) vode, ili 180 tona (18×107 g), sadrži oko 1 g disociranih vodoničnih jona (ili 19 g H3O+ hidronijum jona) i 17 g hidroksidnih jona.

pH vrednost zavisi od temperature. Na primer na 0 °C pH čiste vode je 7,47. Na 25 °C je 7,00, a na 100 °C je 6,14.

Ova definicija je usvojena jer jonsko-selektivne elektrode, koje se koriste za merenje pH vrednosti, odgovaraju na aktivnost. Idealno, elektrodni potencijal, E, sledi Nernstovu jednačinu, koja za vodonični jon može da bude napisana kao

gde je E mereni potencijal, E0 je standardni elektrodni potencijal, R je gasna konstanta, T je temperatura u Kelvinima, F je Faradejeva konstanta. Za H+ broj prenesenih elektrona je jedan. Elektrodni potencijal je proporcionalan sa pH kad je pH definisano u smislu aktivnosti. Precizno merenje pH je opisano u Međunarodnom standardu ISO 31-8 na sledeći način:[14] Galvanska ćelija je podešena da meri elektromotornu silu (e.m.f.) između referentne elektrode i elektrode senzitivne na aktivnost vodoničnog jona kada su one obe potopljene u neki vodeni rastvor. Referentna elektroda može da bude srebro hloridna elektroda ili kalomelna elektroda. Elektroda selektivna za vodonični jon je standardna vodonikova elektroda.

Referentna elektroda | koncentrovani rastvor KCl || test rastvor | H2 | Pt

Prvo, ćelija je ispunjena rastvorom poznate aktivnosti vodoničnog jona i meri se elektromotorna sila, ES. Zatim se meri elektromotorna sila, EX, iste ćelije sa rastvorom nepoznate pH vrednosti.

Razlika vrednosti između dve merene elektromotorne sile je proporcionalna sa pH. Ovim metodom kalibracije se izbegava potreba za poznavanjem standardnog elektrodnog potencijala. Konstanta proporcionalnosti, 1/z je idealno jednaka sa , „Nernstovim nagibom”.

Da bi se ovaj proces primenio u praksi, koristi se staklena elektroda umesto nezgrapne vodonične elektrode. Kombinovana staklena elektroda ima ugrađenu referentnu elektrodu. Ona je kalibrisana u odnosu na puferske rastvore poznate aktivnosti vodoničnog jona. IUPAC je predložio upotrebu seta pufernih rastvora poznatih H+ aktivnosti.[5] Dva ili više puferskih rastvora se koriste da bi se prilagodilo činjenici da se „nagib” može donekle razlikovati od idealnog. Da bi se implementirao ovaj kalibracioni pristup, elektroda se prvo uroni u standardni rastvor i očitavanje na pH metru se podesi tako da je jednako sa standardnom puferskom vrednošću. Očitavanje iz drugog standardnog rastvora pufera se zatim podešava, koristeći kontrolu „nagiba”, tako da bude jednako sa pH vrednošću datog rastvora. Dodatne informacije u date u IUPAC preporuci.[5] Kad se koristi više od dva puferna rastvora elektroda se kalibriše uklapanjem uočenih pH vrednosti na pravu liniju u odnosu na standardne puferske vrednosti. Komercijalna standardna puferska rešenja obično imaju dostupne informacije o vrednosti na 25 °C i o korekcionim faktorima koji se koriste za druge temperature.

Određivanje[uredi | uredi izvor]

pH vrednost se može jednostavno i brzo odrediti univerzalnom indikatorskim papirom (uskom trakom filter papira koja je prethodno tretirana rastvorom smeše različitih indikatora). Merno područje univerzalnog indikatorskog papira iznosi od 0 do 14 pH jedinica. Na kutiji univerzalnog indikatora nalazi se obojena (standardizovana) skala sa označenim numeričkim vrednostima pH pored svake boje.

Način određivanja pH uz pomoć indikatorskog papira je veoma jednostavan. Univerzalni indikator se zaroni par minuta u ispitivani rastvor, izvadi. Nakon vađenja sačeka se desetak sekundi da se papir osuši. Na kraju se uporedi promena boje na papiru sa bojom na skali. Tamo gde se boje slažu pročita se na skali numerička pH-vrednost ispitivanog rastvora.

Vidi još[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Rajković, M. B.; et al. (1993). Analitička hemija. Beograd: Savremena administracija. 
  2. ^ Holler, F. James; Skoog, Douglas A.; West, Donald M. (1996). Fundamentals of analytical chemistry. Philadelphia: Saunders College Pub. ISBN 978-0-03-005938-4. 
  3. ^ Bates, Roger G. Determination of pH: theory and practice. Wiley, 1973.
  4. ^ Lim, Kieran F. (2006). „Negative pH Does Exist”. Journal of Chemical Education. 83 (10): 1465. Bibcode:2006JChEd..83.1465L. doi:10.1021/ed083p1465. 
  5. ^ a b v g Covington, A. K.; Bates, R. G.; Durst, R. A. (1985). „Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology” (PDF). Pure Appl. Chem. 57 (3): 531—542. doi:10.1351/pac198557030531. Arhivirano iz originala (PDF) 24. 09. 2007. g. Pristupljeno 20. 02. 2019. 
  6. ^ Sørensen, S. P. L. (1909). „Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen”. Biochem. Zeitschr. 21: 131—304.  Two other publications appeared in 1909 one in French and one in Danish
  7. ^ „Carlsberg Group Company History Page”. Carlsberggroup.com. Arhivirano iz originala 18. 1. 2014. g. Pristupljeno 7. 5. 2013. 
  8. ^ Myers, Rollie J. (2010). „One-Hundred Years of pH”. Journal of Chemical Education. 87 (1): 30—32. Bibcode:2010JChEd..87...30M. doi:10.1021/ed800002c. 
  9. ^ Nørby, Jens (2000). „The origin and the meaning of the little p in pH”. Trends in Biochemical Sciences. 25 (1): 36—37. PMID 10637613. doi:10.1016/S0968-0004(99)01517-0. 
  10. ^ a b Evans, Alice C. (1963). „Memoirs” (PDF). NIH Office of History. National Institutes of Health Office of History. Arhivirano iz originala (PDF) 15. 12. 2017. g. Pristupljeno 27. 3. 2018. 
  11. ^ „ORIGINS: BIRTH OF THE PH METER”. CalTech Engineering & Science Magazine. Arhivirano iz originala 6. 11. 2018. g. Pristupljeno 11. 3. 2018. 
  12. ^ Tetrault, Sharon (jun 2002). „The Beckmans”. Orange Coast. Orange Coast Magazine. Pristupljeno 11. 3. 2018. 
  13. ^ Peter Atkins; Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th izd.). W. H. Freeman. ISBN 0716735393. 
  14. ^ Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization, 1992.

Literatura[uredi | uredi izvor]

Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]