pH вредност

Из Википедије, слободне енциклопедије
Иди на навигацију Иди на претрагу

pH вредности различитих производа
Производи pH вредност
Киселе отпадне воде у рудницима
-3,6 – 1,0
Акумулаторска киселина
< 1,0
Желудачна киселина
2,0
Лимун
2,4
Газирана пића
2,5
Сирће
2,9
Сок од поморанџе или од јабуке
3,5
Пиво
4,5
Кафа
5,0
Чај
5,5
Кисела киша
< 5,6
Млеко
6,5
Вода
7,0
Пљувачка здраве особе
6,5 – 7,4
Крв
7,34 – 7,45
Морска вода
8,0
Сапун за руке
9,0 – 10,0
Амонијак за кућну употребу
11,5
Варикина
12,5
Кућни растварач за уклањање талога у кан. цевима
13,5

pH вредност је мера активности водоникових јона (H+) у раствору и на тај начин одређује да ли је дати раствор киселог или базног карактера. pH вредност је бездимензиона величина, и за поређење се користи pH логаритамска скала која обухвата вредности од 0 до 14. За киселе растворе pH вредност је мања од 7 (pH < 7,0), а за базне је већа од 7 (pH > 7,0).[1][2] За неутралан раствор pH је 7. Мера аналогна овој за концентрацију хидроксидних јона у раствору је pOH.

pH је апроксимативно негативни логаритам базе 10 моларне концентрације, изражене у јединицама мол по литру, водоничних јона. Прецизније то је негативни логаритам базе 10 активности водоничног јона.[3] На 25 °C, раствори са pH мањим од 7 су кисели, а раствори са pH већим од 7 су базни. Неутралне вредности pH зависе од температуре, тако да су ниже од 7 ако се повећа температура. Чиста вода је неутрална, има pH 7 на (25 °C), те није ни кисела ни базна. Супротно популарном веровању, pH вредности могу да буду мање од 0 или веће од 14 за веома јаке киселине и базе, респективно.[4]

Мерења pH вредности су важна у агрономији, медицини, хемији, третману воде, и многим другим видовима примене. pH скала се може пратити до сета стандардних раствора чије pH вредности су успостављене међународним договором.[5] Примарне стандардне вредности pH су одређене користећи концентрациону ћелију са преносом, путем мерења разлике потенцијала између водоничне електроде и стандардне електроде као што је сребро хлоридна електрода. pH вредност водених раствора се може мерити помоћу стаклене електроде и pH метра, или индикатора.

Тренутно постоје три теорије које описују кисело-базне реакције: Аренијусова, Бронстед-Лауријева и Луисова при одређивању pH.

Историја[уреди]

Концепт pH је први увео дански хемичар Søren Peder Lauritz Sørensen at the Carlsberg Laboratory in 1909[6] and revised to the modern pH in 1924 to accommodate definitions and measurements in terms of electrochemical cells. In the first papers, the notation had the "H" as a subscript to the lowercase "p", as so: pH.

The exact meaning of the "p" in "pH" is disputed, but according to the Carlsberg Foundation, pH stands for "power of hydrogen".[7] It has also been suggested that the "p" stands for the German Potenz (meaning "power"), others refer to French puissance (also meaning "power", based on the fact that the Carlsberg Laboratory was French-speaking). Another suggestion is that the "p" stands for the Latin terms pondus hydrogenii (quantity of hydrogen), potentia hydrogenii (capacity of hydrogen), or potential hydrogen. It is also suggested that Sørensen used the letters "p" and "q" (commonly paired letters in mathematics) simply to label the test solution (p) and the reference solution (q).[8] Currently in chemistry, the p stands for "decimal cologarithm of", and is also used in the term pKa, used for acid dissociation constants.[9]

Bacteriologist Alice C. Evans, famed for her work's influence on dairying and food safety, credited William Mansfield Clark and colleagues (of whom she was one) with developing pH measuring methods in the 1910s, which had a wide influence on laboratory and industrial use thereafter. In her memoir, she does not mention how much, or how little, Clark and colleagues knew about Sørensen's work a few years prior.[10]:10 She said:

In these studies [of bacterial metabolism] Dr. Clark's attention was directed to the effect of acid on the growth of bacteria. He found that it is the intensity of the acid in terms of hydrogen-ion concentration that affects their growth. But existing methods of measuring acidity determined the quantity, not the intensity, of the acid. Next, with his collaborators, Dr. Clark developed accurate methods for measuring hydrogen-ion concentration. These methods replaced the inaccurate titration method of determining acid content in use in biologic laboratories throughout the world. Also they were found to be applicable in many industrial and other processes in which they came into wide usage.[10]:10

The first electronic method for measuring pH was invented by Arnold Orville Beckman, a professor at California Institute of Technology in 1934.[11] It was in response to local citrus grower Sunkist that wanted a better method for quickly testing the pH of lemons they were picking from their nearby orchards.[12]

Дефиниција[уреди]

pH[уреди]

pH је негативни декадни логаритам концентрације позитивних водоникових јона. Иако је pH вредност бездимензиона величина, њена скала није произвољна. pH вредност се мери на основу активности водоникових јона у раствору. Формула за рачунање вредности је[13]:

[H+] означава активност H+ јона (или прецизније написано [H3O+], еквивалент водоникових јона, измерених у јединици моларности, односно број водоникових јона једног литра датог раствора. Log10 означава логаритам са базом од 10, тако да се pH вредност дефинише на логаритамској скали киселости. На пример, раствор са pH=8,2 ће имати [H+] активност 10−8,2 mol/L, односно 6,31 × 10−9 mol/L. Док, раствор са [H+] концентрацијом јона од 4,5 × 10−4 mol/L ће имати pH вредност од −log10(4,5 × 10−4) или 3,35. За чисту воду pH вредност од 7 означава да је раствор неутралан, јер се у води налази исти број H+ јона и OH јона, са једнаким концетрацијама од 1×10−7 mol/L.

pH is defined as the decimal logarithm of the reciprocal of the hydrogen ion activity, aH+, in a solution.[5]

For example, for a solution with a hydrogen ion activity of 5×10−6 (at that level, this is essentially the number of moles of hydrogen ions per liter of solution) we get 1/(5×10−6) = 2×105, thus such a solution has a pH of log10(2×105) = 5.3. For a commonplace example based on the facts that the masses of a mole of water, a mole of hydrogen ions, and a mole of hydroxide ions are respectively 18 g, 1 g, and 17 g, a quantity of 107 moles of pure (pH 7) water, or 180 tonnes (18×107 g), contains close to 1 g of dissociated hydrogen ions (or rather 19 g of H3O+ hydronium ions) and 17 g of hydroxide ions.

Note that pH depends on temperature. For instance at 0 °C the pH of pure water is 7.47. At 25 °C it's 7.00, and at 100 °C it's 6.14.

This definition was adopted because ion-selective electrodes, which are used to measure pH, respond to activity. Ideally, electrode potential, E, follows the Nernst equation, which, for the hydrogen ion can be written as

where E is a measured potential, E0 is the standard electrode potential, R is the gas constant, T is the temperature in kelvins, F is the Faraday constant. For H+ number of electrons transferred is one. It follows that electrode potential is proportional to pH when pH is defined in terms of activity. Precise measurement of pH is presented in International Standard ISO 31-8 as follows:[14] A galvanic cell is set up to measure the electromotive force (e.m.f.) between a reference electrode and an electrode sensitive to the hydrogen ion activity when they are both immersed in the same aqueous solution. The reference electrode may be a silver chloride electrode or a calomel electrode. The hydrogen-ion selective electrode is a standard hydrogen electrode.

Reference electrode | concentrated solution of KCl || test solution | H2 | Pt

Firstly, the cell is filled with a solution of known hydrogen ion activity and the emf, ES, is measured. Then the emf, EX, of the same cell containing the solution of unknown pH is measured.

The difference between the two measured emf values is proportional to pH. This method of calibration avoids the need to know the standard electrode potential. The proportionality constant, 1/z is ideally equal to the "Nernstian slope".

To apply this process in practice, a glass electrode is used rather than the cumbersome hydrogen electrode. A combined glass electrode has an in-built reference electrode. It is calibrated against buffer solutions of known hydrogen ion activity. IUPAC has proposed the use of a set of buffer solutions of known H+ activity.[5] Two or more buffer solutions are used in order to accommodate the fact that the "slope" may differ slightly from ideal. To implement this approach to calibration, the electrode is first immersed in a standard solution and the reading on a pH meter is adjusted to be equal to the standard buffer's value. The reading from a second standard buffer solution is then adjusted, using the "slope" control, to be equal to the pH for that solution. Further details, are given in the IUPAC recommendations.[5] When more than two buffer solutions are used the electrode is calibrated by fitting observed pH values to a straight line with respect to standard buffer values. Commercial standard buffer solutions usually come with information on the value at 25 °C and a correction factor to be applied for other temperatures.

The pH scale is logarithmic and therefore pH is a dimensionless quantity.

Одређивање[уреди]

pH вредност се може једноставно и брзо одредити универзалном индикаторским папиром (уском траком филтер папира која је претходно третирана раствором смеше различитих индикатора). Мерно подручје универзалног индикаторског папира износи од 0 до 14 pH јединица. На кутији универзалног индикатора налази се обојена (стандардизована) скала са означеним нумеричким вредностима pH поред сваке боје.

Начин одређивања pH уз помоћ индикаторског папира је веома једноставан. Универзални индикатор се зарони пар минута у испитивани раствор, извади. Након вађења сачека се десетак секунди да се папир осуши. На крају се упореди промена боје на папиру са бојом на скали. Тамо где се боје слажу прочита се на скали нумеричка pH-вредност испитиваног раствора.

Види још[уреди]

Референце[уреди]

  1. ^ Рајковић, М. Б.; et al. (1993). Аналитичка хемија. Београд: Савремена администрација. 
  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. 5,0 5,1 5,2 5,3 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. Архивирано (PDF) из оригинала на датум 24. 9. 2007. 
  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. Архивирано из оригинала на датум 18. 1. 2014. Приступљено 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. 10,0 10,1 Evans, Alice C. (1963). „Memoirs” (PDF). NIH Office of History. National Institutes of Health Office of History. Приступљено 2018-03-27. 
  11. ^ „ORIGINS: BIRTH OF THE PH METER”. CalTech Engineering & Science Magazine. Приступљено 11. 3. 2018. 
  12. ^ Tetrault, Sharon (јун 2002). „The Beckmans”. Orange Coast. Orange Coast Magazine. Приступљено 11. 3. 2018. 
  13. ^ Peter Atkins; Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th изд.). 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.

Литература[уреди]

  • Albert A.; Serjeant, E.P. (1971). The Determination of Ionization Constants: A Laboratory Manual. Chapman & Hall. ISBN 978-0-412-10300-1.  (Previous edition published as Ionization constants of acids and bases. London (UK): Methuen. 1962. )
  • Atkins P.W.; Jones, L. (2008). Chemical Principles: The Quest for Insight (4th изд.). W.H. Freeman. ISBN 978-1-4292-0965-6. 
  • Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.  (Non-aqueous solvents)
  • Hulanicki A. (1987). Reactions of Acids and Bases in Analytical Chemistry. Horwood. ISBN 978-0-85312-330-9.  (translation editor: Mary R. Masson)
  • Perrin D.D.; Dempsey, B.; Serjeant, E.P. (1981). pKa Prediction for Organic Acids and Bases. Chapman & Hall. ISBN 978-0-412-22190-3. 
  • Holler, F. James; Skoog, Douglas A.; West, Donald M. (1996). Fundamentals of analytical chemistry. Philadelphia: Saunders College Pub. ISBN 978-0-03-005938-4. 

Спољашње везе[уреди]