Skala pH

Wygląd przypnij ukryj Przykładowe wartości pH
Substancja pH
1 M kwas solny 0
0,1 M kwas solny 1
Sok 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 wodorowych H+ w roztworach wodnych.

Formalnie pH definiuje się jako:

pH = –log10

czyli minus logarytm dziesiętny aktywności jonów wodorowych a(H+).

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r. Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych (H+).

Pomiar pH

Ze względu na to, że aktywności jonów wodorowych nie można obliczyć bezpośrednio, powyższa definicja ma charakter formalny. Dla celów pomiarowych norma ISO i Unia Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) definiują tę pH następująco:

Wartość pH roztworu X, w którym jest zanurzone standardowe ogniwo galwaniczne zdefiniowane przez IUPAC, i dla którego zmierzono wartość pierwszej siły elektromotorycznej EX, wynosi: pH(X) = pH(S) + ( E S − E X ) F R T ln ⁡ 10 {\displaystyle {\text{pH(X)}}={\text{pH(S)}}+{\frac {(E_{\text{S}}-E_{\text{X}})F}{RT\ln 10}}} 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.

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:

pH = − log 10 ⁡ 1 mol L − 1 ] ± 0 , 02 {\displaystyle {\text{pH}}=-\log _{10}\left}{{\text{1 mol L}}^{-1}}}\right]\pm 0,02}

gdzie 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.

Praktyczny sens skali pH

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. Stężenie jonów H3O+ w czystej wodzie w temp. 25 °C wynosi 10−7 mol/l, a jej pH = – log(10−7) = 7. 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.

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).

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 obliczony współczynnik aktywności jonów hydroniowych w takim roztworze przyjmuje bardzo wysoką wartość, rzędu 165.

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

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

Uwagi

  1. ↑ W rzeczywistości wolne jony wodorowe H+ (czyli protony, p) nie występują w roztworach wodnych, gdyż są solwatowane do jonów hydroniowych H
    3O+
    .
  2. ↑ Stała dysocjacji wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10−14 w 25 °C według tabeli IUPAC.
  3. ↑ Zwykła woda destylowana zawiera rozpuszczony dwutlenek węgla, co powoduje obniżenie jej pH do wartości ok. 5,5 – 6.
  4. ↑ Według tabeli IUPAC pH czystej wody destylowanej to dokładnie 6,998 ±0,001 w temperaturze 25 °C.
  5. ↑ W rzeczywistości ok. −0,1 w skali według definicji ISO.
  6. ↑ 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. „Biochemische Zeitschrift”. 21, s. 131–200, 1909. . (niem.).  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 pH, A.D.A.D. McNaught A.D.A.D., A.A. Wilkinson A.A., Compendium of Chemical Terminology (Gold Book), S.J. Chalk (akt.), International Union of Pure and Applied Chemistry, wyd. 2, Oxford: Blackwell Scientific Publications, 1997, DOI: 10.1351/goldbook.P04524, ISBN 0-9678550-9-8  (ang.).
  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

Kwasy i zasady
Typy kwasów
Typy zasad
Kontrola autorytatywna (wielkość chemiczna):Encyklopedia internetowa: