Në kimi, pH është një shkallë logaritmike e përdorur për të përcaktuar aciditetin e një mediumi. Ky është afërsisht logaritmi negativ i bazës 10 të përqendrimit molar, i matur në njësi mole për litër joneve hidrogjeni. Mund të quhet edhe tregues i aciditetit të mjedisit. Më saktësisht, është logaritmi me bazë negative 10 të aktivitetit të joneve të hidrogjenit. Në 25°C, tretësirat me pH më të vogël se 7 janë acide dhe tretësirat me pH më të madh se 7 janë bazike. Vlera neutrale e pH varet nga temperatura dhe është më pak se 7 kur temperatura rritet. Uji i pastër është neutral, pH=7 (në 25°C), as acid dhe as alkalik. Ndryshe nga besimi popullor, vlera e pH mund të jetë më e vogël se 0 ose më e madhe se 14 për acidet dhe bazat shumë të forta, respektivisht.
Aplikacion
Matjet e pH janë të rëndësishme në agronomi, mjekësi, kimi, trajtimin e ujit dhe shumë fusha të tjera.
Shkalla e pH është e rëndësishme për një grup solucionesh standarde, aciditeti i të cilave përcaktohet nga ndërkombëtarëtmarrëveshje. Standardet primare të pH-së përcaktohen duke përdorur një qelizë përqendrimi transferimi duke matur diferencën e potencialit midis një elektrode hidrogjeni dhe një elektrode standarde të tillë si kloruri i argjendit. PH i tretësirave ujore mund të matet me një elektrodë qelqi dhe një matës pH ose tregues.
Hapja
Koncepti i pH u prezantua për herë të parë nga kimisti danez Søren Peter Laurits Sørensen në laboratorin Carlsberg në 1909 dhe u rishikua në nivelin aktual të pH në 1924 për të përshtatur përkufizimet dhe matjet në termat e qelizave elektrokimike. Në veprat e hershme, shënimi kishte shkronjën H me shkronjë të vogël p, që do të thotë: pH.
Origjina e emrit
Kuptimi i saktë i p është i diskutueshëm, por sipas Fondacionit Carlsberg, pH do të thotë "fuqia e hidrogjenit". Është sugjeruar gjithashtu se p qëndron për fjalën gjermane potenz ("fuqi"), të tjerët i referohen frëngjisht puisance (gjithashtu do të thotë "fuqi", bazuar në faktin se laboratori Carlsberg ishte francez). Një sugjerim tjetër është se p i referohet termit latin pondus hydroii (sasia e hidrogjenit), potentio hydroii (kapaciteti i hidrogjenit) ose hidroli potencial (potenciali i hidrogjenit). Sugjerohet gjithashtu që Sørensen përdori shkronjat p dhe q (zakonisht shkronjat e konjuguara në matematikë) thjesht për të treguar zgjidhjen e testit (p) dhe zgjidhjen referuese (q). Aktualisht, në kimi, p qëndron për logaritmin dhjetor dhe përdoret gjithashtu në termin pKa, i përdorur për konstantet e disociimit të aciditetit të një mediumi.
kontributet amerikane
Bakteriologia Alice Evans, e njohur për ndikimin e punës së saj në produktet e qumështit dhe sigurinë e ushqimit, i vlerësoi William Mansfield Clark dhe kolegët e tij për zhvillimin e metodave për matjen e pH në vitet 1910, të cilat më pas patën një ndikim të gjerë në laborator dhe në industri. përdorni. Në kujtimet e saj, ajo nuk përmend se sa ose sa pak dinin Clarke dhe kolegët e tij për punën e Sorensen në vitet e mëparshme. Tashmë në atë kohë, shkencëtarët po studionin në mënyrë aktive çështjen e aciditetit / alkalinitetit të mjedisit.
Ndikimi i acidit
Vëmendja e Dr. Clark u drejtua te efekti i acidit në rritjen e baktereve. Dhe falë kësaj, ai plotësoi idenë e shkencës së atëhershme të indeksit të hidrogjenit të aciditetit të mjedisit. Ai zbuloi se ishte intensiteti i acidit në aspektin e përqendrimit të joneve të hidrogjenit që ndikoi në rritjen e tyre. Por metodat ekzistuese për matjen e aciditetit të një mediumi përcaktuan sasinë, jo intensitetin e acidit. Më pas, me kolegët e tij, Dr. Clark zhvilloi metoda të sakta për matjen e përqendrimit të joneve të hidrogjenit. Këto metoda kanë zëvendësuar metodën jo precize të titrimit për përcaktimin e acidit në laboratorët biologjikë në mbarë botën. Gjithashtu është zbuluar se ato mund të përdoren në shumë procese industriale dhe të tjera në të cilat ato përdoren gjerësisht.
Aspekti praktik
Metoda e parë elektronike e matjes së pH u shpik nga Arnold Orville Beckman, një profesor në Institutin e Teknologjisë në Kaliforni, në vitin 1934. Ishte në këtë pikë që kultivuesi vendas i agrumeveSunkist donte një metodë më të mirë për testimin e shpejtë të pH-së së limonëve që ata korrnin nga pemishtet aty pranë. Ndikimi i aciditetit të mediumit është marrë gjithmonë parasysh.
Për shembull, për një tretësirë me një aktivitet jonesh hidrogjeni prej 5 × 10 –6 (në këtë nivel, ky është, në fakt, numri i moleve të joneve të hidrogjenit për litër tretësirë), marrim 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Kështu, një tretësirë e tillë ka një pH prej 5,3. Besohet se masat e një mol ujë, një mol jonesh hidrogjeni dhe një mol jone hidroksid janë përkatësisht 18 g, 1 g dhe 17 g, sasia e 107 moleve të pastër (pH 7) të ujit përmban rreth 1 g jone hidrogjeni të disociuar (ose, më saktë, 19 g jone H3O + jone hidronium) dhe 17 g jone hidroksid.
Roli i temperaturës
Vini re se pH varet nga temperatura. Për shembull, në 0 °C pH e ujit të pastër është 7.47. Në 25 °C është 7 dhe në 100 °C është 6.14.
Potenciali i elektrodës është proporcional me pH kur pH përcaktohet në terma të aktivitetit. Matja e saktë e pH është paraqitur në standardin ndërkombëtar ISO 31-8.
Një qelizë galvanike është konfiguruar për të matur forcën elektromotore (EMF) midis elektrodës së referencës dhe elektrodës ndijuese të aktivitetit të joneve të hidrogjenit kur të dyja zhyten në të njëjtën tretësirë ujore. Elektroda e referencës mund të jetë një objekt klorur argjendi ose një elektrodë kalomel. Një elektrodë selektive e jonit të hidrogjenit është standarde për këto aplikime.
Për ta vënë në praktikë këtë proces, përdoret një elektrodë xhami në vend të një elektrode të madhe hidrogjeni. Aika një elektrodë referencë të integruar. Ai është gjithashtu i kalibruar kundër solucioneve tampon me aktivitet të njohur të joneve të hidrogjenit. IUPAC sugjeroi përdorimin e një grupi zgjidhjesh tampon me aktivitet të njohur H+. Dy ose më shumë zgjidhje tampon përdoren për të llogaritur faktin se pjerrësia mund të jetë pak më e vogël se idealja. Për të zbatuar këtë qasje kalibruese, elektroda fillimisht zhytet në një tretësirë standarde dhe leximi i matësit të pH vendoset në vlerën e tamponit standard.
Çfarë është më pas?
Leximi nga solucioni i dytë standard i tamponit korrigjohet më pas duke përdorur kontrollin e pjerrësisë për të qenë i barabartë me nivelin e pH për atë tretësirë. Kur përdoren më shumë se dy solucione buferike, elektroda kalibrohet duke vendosur vlerat e pH të vëzhguara në një vijë të drejtë kundrejt vlerave standarde të tamponit. Zgjidhjet standarde komerciale buferike zakonisht furnizohen me informacion rreth vlerës në 25 °C dhe faktorit të korrigjimit që duhet të zbatohet për temperaturat e tjera.
Karakteristikë përkufizimi
Shkalla e pH është logaritmike dhe, për rrjedhojë, pH është një sasi pa dimension, e përdorur shpesh, ndër të tjera, për të matur aciditetin e mjedisit të brendshëm të qelizës. Ky ishte përkufizimi origjinal i Sorensen, i cili u zëvendësua në vitin 1909.
Megjithatë, është e mundur të matet drejtpërdrejt përqendrimi i joneve të hidrogjenit nëse elektroda është e kalibruar në termat e përqendrimeve të joneve të hidrogjenit. Një mënyrë për ta bërë këtë, e cila është përdorur gjerësisht, është të titroni një zgjidhje me përqendrim të njohuracid i fortë me një zgjidhje të një përqendrimi të njohur të një alkali të fortë në prani të një përqendrimi relativisht të lartë të një elektroliti mbështetës. Meqenëse përqendrimet e acidit dhe alkalit janë të njohura, është e lehtë të llogaritet përqendrimi i joneve të hidrogjenit në mënyrë që potenciali të mund të lidhet me vlerën e matur.
Treguesit mund të përdoren për të matur pH duke përdorur faktin se ngjyra e tyre ndryshon. Krahasimi vizual i ngjyrës së tretësirës së provës me një shkallë standarde ngjyrash lejon që pH të matet me saktësi të numrit të plotë. Matje më të sakta janë të mundshme nëse ngjyra matet në mënyrë spektrofotometrike duke përdorur një kolorimetër ose spektrofotometër. Treguesi universal përbëhet nga një përzierje treguesish në mënyrë që të ketë një ndryshim të përhershëm të ngjyrës nga rreth pH 2 në pH 10. Letra treguese universale është bërë nga letra absorbuese që është ngopur me një tregues universal. Një metodë tjetër për matjen e pH është përdorimi i një matësi elektronik të pH.
Nivelet e matjes
Matja e pH nën rreth 2.5 (rreth 0.003 mol acid) dhe mbi rreth 10.5 (rreth 0.0003 mol alkali) kërkon procedura të veçanta sepse ligji i Nernst-it shkelet në vlera të tilla kur përdoret një elektrodë xhami. Faktorë të ndryshëm kontribuojnë në këtë. Nuk mund të supozohet se potencialet e tranzicionit të lëngshëm janë të pavarura nga pH. Gjithashtu, pH ekstrem do të thotë që tretësira është e përqendruar, kështu që potencialet e elektrodës ndikohen nga ndryshimi i forcës jonike. Në pH të lartë, elektroda e qelqit mund të jetëi nënshtrohet gabimit alkalin pasi elektroda bëhet e ndjeshme ndaj përqendrimit të kationeve si Na+ dhe K+ në tretësirë. Ekzistojnë elektroda të dizajnuara posaçërisht që i kapërcejnë pjesërisht këto probleme.
Rrjedhja nga minierat ose mbetjet e minierave mund të rezultojë në vlera shumë të ulëta të pH.
Uji i pastër është neutral. Nuk është acid. Kur acidi tretet në ujë, pH do të jetë nën 7 (25°C). Kur një alkali tretet në ujë, pH do të jetë më i madh se 7. Një tretësirë 1 mol e një acidi të fortë si acidi klorhidrik ka një pH zero. Një tretësirë e një alkali të fortë si hidroksidi i natriumit në një përqendrim prej 1 mol ka një pH prej 14. Kështu, vlerat e matura të pH në përgjithësi do të qëndrojnë në intervalin nga 0 deri në 14, megjithëse vlerat dhe vlerat negative të pH mbi 14 janë mjaft të mundshme.
Shumë varet nga aciditeti i mediumit tretës. Për shkak se pH është një shkallë logaritmike, një ndryshim prej një njësie pH është e barabartë me dhjetëfishin e ndryshimit në përqendrimin e joneve të hidrogjenit. Neutraliteti PH nuk arrin fare 7 (në 25 °C), megjithëse në shumicën e rasteve ky është një përafrim i mirë. Neutraliteti përkufizohet si gjendja në të cilën [H+]=[OH-]. Meqenëse vetë-jonizimi i ujit mban produktin e këtyre përqendrimeve [H+] × [OH-]=Kw, mund të shihet se në neutralitet [H+]=[OH-]=√Kw ose pH=pKw / 2.
PKw është afërsisht 14, por varet nga forca jonike dhe temperatura, kështu që vlera e pH-së së mediumit gjithashtu ka rëndësi, e cila duhet të jetë neutraleniveli. Uji i pastër dhe një tretësirë e NaCl në ujë të pastër janë neutrale sepse shpërbërja e ujit prodhon të njëjtën sasi të të dy joneve. Megjithatë, pH e një solucioni neutral të NaCl do të jetë paksa i ndryshëm nga pH i ujit të pastër neutral, pasi aktiviteti i joneve të hidrogjenit dhe hidroksidit varet nga forca jonike, kështu që Kw ndryshon me forcën jonike.
Bimët
Pigmentet e varura bimore që mund të përdoren si tregues të pH-së gjenden në shumë bimë, duke përfshirë hibiskusin, lakrën e kuqe (antocianin) dhe verën e kuqe. Lëngu i agrumeve është acid sepse përmban acid citrik. Acidet e tjera karboksilike gjenden në shumë sisteme të gjalla. Për shembull, acidi laktik prodhohet nga aktiviteti i muskujve. Gjendja e protonimit të derivateve të fosfatit, si ATP, varet nga aciditeti i mjedisit pH. Funksionimi i enzimës së transferimit të oksigjenit të hemoglobinës ndikohet nga pH në një proces të njohur si efekti rrënjë.
Uji i detit
Në ujin e detit, pH zakonisht është i kufizuar midis 7,5 dhe 8,4. Ai luan një rol të rëndësishëm në ciklin e karbonit në oqean dhe ka dëshmi të acidifikimit të vazhdueshëm të oqeanit të shkaktuar nga emetimet e dioksidit të karbonit. Megjithatë, matja e pH është e ndërlikuar nga vetitë kimike të ujit të detit dhe ekzistojnë disa shkallë të ndryshme të pH në oqeanografinë kimike.
Zgjidhje speciale
Si pjesë e përkufizimit operacional të shkallës së aciditetit (pH), IUPAC përcakton një seri zgjidhjesh tampon në rangun e pH (shpesh të referuara siNBS ose NIST). Këto solucione kanë një forcë jonike relativisht të ulët (≈0.1) në krahasim me ujin e detit (≈0.7) dhe si rezultat nuk rekomandohen për përdorim në karakterizimin e pH të ujit të detit sepse ndryshimet në forcën jonike shkaktojnë ndryshime në potencialin e elektrodës. Për të zgjidhur këtë problem, është zhvilluar një seri alternative tamponësh të bazuar në ujin artificial të detit.
Kjo seri e re zgjidh problemin e dallimeve të forcës jonike midis mostrave dhe tamponëve, dhe shkalla e re e pH për aciditetin mesatar quhet shkalla e zakonshme, shpesh e referuar si pH. Shkalla e përgjithshme u përcaktua duke përdorur një medium që përmban jone sulfate. Këto jone përjetojnë protonim, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, kështu që shkalla totale përfshin ndikimin e të dy protoneve (joneve të hidrogjenit të lirë) dhe joneve të sulfurit të hidrogjenit:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Shkalla alternative e lirë, shpesh e referuar si pHF, e lë këtë konsideratë dhe fokusohet ekskluzivisht në [H+]F, duke e bërë atë në parim një paraqitje më të thjeshtë të përqendrimit të joneve të hidrogjenit. Vetëm [H+] T mund të përcaktohet, kështu që [H+] F duhet të vlerësohet duke përdorur [SO2-4] dhe konstantën e stabilitetit HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Megjithatë, është e vështirë të vlerësohet KS në ujin e detit, duke kufizuar dobinë e një shkalle më të thjeshtë të lirë.
Një shkallë tjetër, e njohur si shkalla e ujit të detit, shpesh e referuar si pHSWS, merr parasysh lidhjen e mëtejshme të protonit midis joneve të hidrogjenit dhe joneve të fluorit, H+ + F- ⇌HF. Rezultati është shprehja e mëposhtme për [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Megjithatë, përfitimi i shqyrtimit të këtij kompleksiteti shtesë varet nga përmbajtja e fluorit të mediumit. Për shembull, në ujin e detit, jonet sulfate gjenden në përqendrime shumë më të larta (> 400 herë) sesa përqendrimet e fluorit. Si pasojë, për shumicën e qëllimeve praktike, ndryshimi midis shkallës së zakonshme dhe shkallës së ujit të detit është shumë i vogël.
Tre ekuacionet e mëposhtme përmbledhin tre shkallët e pH:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
Nga pikëpamja praktike, tre shkallët e pH të një mjedisi acid (ose uji i detit) ndryshojnë në vlerat e tyre deri në 0,12 njësi pH, dhe dallimet janë shumë më të mëdha se sa kërkohet zakonisht për saktësinë e Matjet e pH-së, veçanërisht në lidhje me sistemin karbonat të oqeanit.
