Günlük çözeltilerin pH'ı: | |
Madde | yaklaşık pH |
---|---|
Hidroklorik asit ( % 37 m ) | -1,1 |
Hidroklorik asit (1 mol / L) | 0 |
Asit maden drenajı (DMA) | <1.0 |
Bir akümülatörden veya pilden gelen asit | <1.0 |
Mide asidi | 2.0 |
Limon suyu | 2.4 - 2.6 |
Kola | 2.5 |
Yemek sirkesi (%6 ila 8) | 2.5 - 2.9 |
Portakal veya elma suyu | 3.5 |
Şarap | 4.0 |
Bira | 4.5 |
Kahve | 5.0 |
Çay | 5.5 |
Asit yağmuru | <5.6 |
Süt | 6.5 |
insan tükürüğü | 6.5 - 7.4 |
saf su | 7.0 |
Kan | 7,38 - 7,42 |
Deniz suyu | 8.2 |
Sabun | 9.0 - 10.3 |
Çamaşır suyu | 11.5 |
Kireç | 12.5 |
Soda (1 mol / L) | 14.0 |
Soda (doymuş) | 15.0 |
Hidrojendir potansiyel belirtildiği pH , bir ölçüsüdür kimyasal aktivitesi arasında hydrons (ayrıca yaygın olarak adlandırılan proton çözelti içinde ya da hidrojen iyonu). Özellikle sulu çözeltide bu iyonlar hidronyum iyonu ( oksonyum iyonlarının en basiti ) şeklinde bulunur.
Daha sıklıkla pH, bir çözeltinin asitliğinin veya bazlığının bir ölçüsüdür. Böylece 25 °C'de sulu bir ortamda :
In 1909 , Danimarkalı kimyager Soren Sørensen sonra çalışıyordu, Carlsberg laboratuarda içinde Kopenhag birkaç konsantrasyonlarının etkilerini iyonların üzerinde proteinlerin bira imalat işlemi sırasında, hidrojen iyonlarının önemini fark ve pH kavramını tanıtmak için karar . pH'ın ilk kez yükseltildiği makalede Sørensen, p H gösterimini kullanıyor . Bu yayında, Pondus Hydrogenii ("hidrojen ağırlığı") anlamına gelen Latince kısaltmasını verir ; fakat aynı yıl Kopenhag Üniversitesi'nin Carlsberg laboratuvarında yazdığı çalışma raporlarında p, Almanca potenz (potansiyel) kelimesinin kısaltmasıdır ve H, hidrojenin simgesidir . Sørensen sonra olarak bir çözeltinin asiditesi tanımlayan ondalık cologarithm arasında molar konsantrasyonuna (ifade mol başına litre hidrojen iyonu):
Böyle bir pH ölçeği ilkesi, özellikle 1909'da hidronyum iyonunun (H 3 O + ) konsantrasyonu hakkında bir kitap yayınlayan Alman kimyager Leonor Michaelis sayesinde bilim topluluğu tarafından kabul edilmektedir . 1924'te, aktivite kavramının tanıtılmasının ardından , Sørensen, pH'ın H + konsantrasyonundan çok aktiviteye bağlı olduğunu belirten yeni bir makale yayınladı . Bu arada, başlatanın kim olduğunu gerçekten bilmeden pH notasyonu kabul edildi:
Daha sonra, "p" harfi, kimyada olağan birkaç gösterimde, kologaritmayı belirtmek için kullanılır: p K , pOH, pCl, vb. “pH” kısaltmasının anlamı her dil tarafından uyarlanmıştır. Böylece, pH, biz Fransız “içindeki“potansiyel hidrojen”anlamına Potenz HYDROGENE Almanca'da”, “ potansiyel hidrojen İngilizce” veya “ potencial hidrógeno İspanyolca”.
Aslen sadece nitel olan asitlik kavramına Brønsted-Lowry teorisi ve pH'ın katkılarıyla nicel bir karakter kazandırılmıştır . Başında iken XX inci yüzyıl arasında kullanılıyordu pH göstergelerinin bir çözümün asidik veya bazik karakteri haklı, gelişmeler elektrokimya izin IUPAC teslim etmek 1990'lı sağlayan pH yeni tanımına ölçümler daha doğru.
Ortalarından itibaren XX inci yüzyıl , IUPAC resmen pH Sørensen tanımını tanıdı. Bu kullanılan okul müfredatının (Mezun çalışmaları) ve sözlükler:
burada bir H (aynı zamanda a (H + ) veya {H + } olarak da belirtilir ) hidrojen iyonlarının H + aktivitesini belirtir , boyutsuz. pH'ın kendisi boyutsuz bir niceliktir.
Bu resmi tanım, pH'ın doğrudan ölçülmesine ve hatta hesaplamalara izin vermez. pH'ın hidrojen iyonlarının aktivitesine bağlı olması, pH'ın çözücünün etkisi gibi diğer birkaç faktöre bağlı olduğu anlamına gelir. Bununla birlikte, aktivitenin az çok kesin tanımlarını kullanarak hesaplama yoluyla yaklaşık pH değerleri elde etmek mümkündür .
IUPAC bugün deneysel elektrokimyasal metod ile ilgili pH bir tanımını vermektedir. Bu kullanılmasını içerir Nernst ilişkisi içinde aşağıdaki elektrokimyasal hücrede :
Referans elektrot | Konsantre KCl çözeltisi | Çözüm X | H 2 | Pt (hidrojen elektrot)X çözeltisi ve S referans çözeltisi ile hücrenin elektromotor kuvvetinin (fem veya fem olarak belirtilmiştir) ölçümlerini kullanarak şunları elde ederiz:
ile:
pH (X): Bilinmeyen çözeltinin pH'ı; pH (S): referans çözelti S'nin tablo pH'ı; E X : X çözümü bilinmeyen hücrenin emf'si; D S : Referans çözeltisi ile hücrenin emk yerine çözeltisi X S; F = 96 485 C mol -1 : Faraday sabiti ; R = 8.314 472 J mol -1 : ideal gazların evrensel sabiti ; T : mutlak sıcaklık olarak, Kelvin . gösteriÇalışma elektrodu aslında bir hidrojen elektrodudur (bkz. #Ölçüm ve göstergeler ). H + / H 2 çiftini ele alıyoruz .
Çalışma elektrodunun elektrokimyasal potansiyeli Nernst bağıntısı ile verilir :
Çift H standart potansiyel bilerek + / H 2 esası (referans) sıfır olduğu için, elde:
bu nedenle
Elektrokimyasal hücrenin emk'si:
Şimdi, bilinmeyen bir çözüm için E X ve bilinen bir çözüm S için E S olmak üzere iki emk'yi ayırt edelim. Bunları çıkararak, elimizde:
nereden
ve sonunda
pH'ın bu tanımı 1992'de ISO 31-8 standardı ile standardize edilmiş, ardından ISO-IEC 80000 -9 standardı ile değiştirilmiştir.
Kimyada pH ile ilgili manipülasyonlar çoğunlukla sulu bir ortamda gerçekleştirildiğinden, sulu çözeltideki pH'ın birkaç yaklaşık tanımı belirlenebilir . Kimyasal aktivitenin iki farklı tanımını kullanarak aşağıdaki iki ilişkiyi yazabiliriz. Bunlar en az 0.1 iyon konsantrasyonlarına sahip sulu çözeltiler sınırlı aralığı içinde geçerlidir mol L -1 yaklaşık 2 ile 12 arasında pH söylemek ve ne çok asidik ya da çok bazik olan.
veya
γ H , boyutsuz H + iyonlarının aktivite katsayısıdır [H + ] mol·L -1 cinsinden H + iyonlarının molar konsantrasyonudur C 0 = 1 mol L -1 standart konsantrasyondurve
veya
γ H , boyutsuz H + iyonlarının aktivite katsayısıdır m H , mol kg -1 cinsinden H + iyonlarının molalitesidir m 0 = 1 mol kg -1 standart molalitedirÇözeltideki daha düşük iyon konsantrasyonları için, H + iyonlarının aktivitesi konsantrasyonlarına göre asimile edilebilir (aktivite katsayısı 1'e doğru eğilim gösterir). Yazabiliriz :
Yazma kötüye olarak, yazma standart konsantrasyon, homojen olmayan Cı 0 genellikle gösterimini basitleştirmek için ihmal edilmektedir. Bu ilişki en iyi bilinen ve ortaöğretimde en çok kullanılan ilişkidir.
Daha yüksek konsantrasyonlarda sulu çözelti içinde, kuvvetli asitler için 1 mol kg -1 , önceki yaklaşım artık geçerli değildir: tanımına geri gelmek için gerekli olan oksonyum iyonlarının aktivitesi burada 1 konsantrasyonu arttıkça, ya bir eğilimlidir eğilimi gösteren pH .
Benzer şekilde 1 daha yüksek konsantrasyonlarda sulu bir çözelti içinde kuvvetli bazlar için mol kg -1 , hidroksit iyonları HO aktivitesi - 1 eğilimi gösterir; Ancak tanımı ile K e , su, iyonik ürün 10 eşit -14 ile 25 ° C , biz bu nedenle daha az olamaz K e 14 olduğunda, güçlü baz konsantrasyonu arttıkça doğru gitmektedir, yani, bir pH.
Bu, yalnızca çözücü (burada su) diğer türlere kıyasla çok baskın kaldığında geçerlidir. Çok konsantre çözeltilerde bu artık doğru değildir ve daha sonra belirtileceği gibi aşırı pH'lar gözlemlenebilir.
H + iyonlarının hidrasyonuBrønsted ve Lowry , sırasıyla proton verici ve alıcı olarak asit ve baz kavramlarının basit bir tanımını verdiler . Diğer asitlik kavramları, protik olmayan ortamlarda (değiştirilebilir türlerin proton olmadığı ortamlar) kullanılır, örneğin Lewis teorisi :
teori | Asit | Tabanlı | Uygulama alanı |
Arrhenius | H + bağışçısı | HO bağışçısı - | Su |
Bronsted | H + bağışçısı | H + alıcı | protik çözücü |
lewis | çift alıcı e - | çift bağışçı e - | Genel dava |
Örnekler:
pH, çözücünün kendi kendini protoliz sabiti tarafından tanımlanan aralık içinde değişir.
Sulu çözeltide, standart sıcaklık ve basınçta (CNTP), 7,0 pH nötrlüğü gösterir, çünkü amfoterik su, 1.0 × 10 −7 mol L -1 konsantrasyonlarında doğal olarak H + ve HO - iyonlarına ayrışır . Bu ayrışmaya suyun otoprotolizi denir :
Sıcaklık ve basınçta (normal koşullar altında TPN ), su iyonik ürün ([H + ] [HO - ]) 'dir 1,0116 x 10 -14 , dolayısıyla p K e = 13,995 . pH + pOH = p K e olacak şekilde pOH'yi (-log a HO - ) de tanımlayabiliriz .
Sıcaklık, basınç veya çözücü koşullarında bir değişiklik olması durumunda pH - Nernst denkleminden - yeniden tanımlanmalıdır .
Suyun iyonik ürünü ([H + ] [HO - ]) basınç ve sıcaklığa göre değişir: 1013 hPa'nın altında ve 298 K'de ( TPN ), iyonik ürün 1.0116 × 10 -14 , d' burada p K e = 13.995 ; 10 10 Pa'nın altında ve 799,85 °C'de p K e sadece 7,68'dir : o zaman nötr suyun pH'ı 3,84'tür . 1013 hPa (doymuş su buharı basıncı) atmosferinde :
Bu nedenle, pOH aynı şekilde ve aynı nedenle değişir: suyun proton H + 'ya daha büyük parçalanması (aslında hidronyum iyonu H 3 O +) ve HO - içinde . Bu nedenle suyun "daha asidik" hale geldiğini söylemek kesinlikle doğrudur, ancak aynı zamanda ve parite nedenleriyle "daha bazik" hale geldiği de daha az doğru değildir. Bununla birlikte, sonuç, termik santral eşanjörleri için dikkatle incelenen bir problem olan daha aşındırıcı hale gelmesidir.
Suyun iyonik ürünü aşağıdaki denkleme göre değişir:
burada K e * = K e / (mol⋅kg -1 ) ve d e * = d e / (g⋅cm −3 ).
İle:
Formül Uygulama Alanı: T arasında , 0 ve 1000 ° C , P arasında 1 ve 10.000 bar abs.
p K e'nin hesaplanması için başka bir formülasyon IAPWS'ninkidir.
Su dışındaki çözücülerde pH, suyun ayrışmasının bir fonksiyonu değildir. Örneğin, asetonitrilin nötr pH'ı 7.0 değil 27'dir ( TPN ).
pH, susuz bir çözeltide çözünmemiş protonların konsantrasyonuna göre değil, çözünmüş protonların konsantrasyonuna göre tanımlanır. Aslında, düşük çözücülüğe sahip bazı çözücülerde, güçlü ve konsantre bir asidin pH'ı mutlaka düşük değildir. Öte yandan, çözücünün özelliklerine bağlı olarak, pH ölçeği suya göre kaydırılır. Bu nedenle suda sülfürik asit güçlü asit iken etanolde zayıf asittir. Susuz bir ortamda çalışmak, pH hesaplamasını çok karmaşık hale getirir.
Nötrlikten daha düşük bir pH (ör. sulu bir çözelti için 5) asitlikte bir artışa işaret eder ve daha yüksek bir pH (ör. sulu bir çözelti için 9) alkalinitede, yani baziklikte bir artışa işaret eder .
Bir asit, nötr veya bazik bir çözeltinin pH'ını düşürür; baz, asidik veya nötr bir çözeltinin pH'ını artıracaktır. Bir çözeltinin pH'ı asitlere ve bazlara çok duyarlı olmadığında, buna bir tampon çözelti (pH'nin) denir; karbon dioksit / hidrojen karbonat / karbonat, fosforik asit / hidrojen fosfat / fosfat, asit borik / borat gibi pH dalgalanmalarını sönümleyebilen asit-baz çiftleri içeren kan, süt veya deniz suyu için durum böyledir.
Sözde fizyolojik bir çözeltinin pH'ı 7.41'dir.
Yüksek iyonik konsantrasyonlar için aktivite artık konsantrasyona asimile edilemez ve örneğin Debye-Hückel teorisi sayesinde iyonik kuvvet dikkate alınmalıdır. Bu nedenle, güçlü bir asidin dekamolar çözeltisinin pH'ı, -1'e eşit değildir, tıpkı güçlü bazın dekamolar çözeltisinin pH'ının 15'e eşit olmaması gibi. Bu tür çözeltilerin agresifliği ve kuvvetleri, yüksek iyonik mukavemeti ölçmeyi zorlaştırır Normal cam elektrotlarla pH. Bu nedenle, renk göstergelerine ( UV veya NMR spektroskopisi ) dayalı diğer yöntemlere başvurmaktayız . Yüksek H + konsantrasyonları için , Hammett ölçeği H 0 gibi diğer asitlik ölçüm ölçeklerini analojiyle tanımlayabiliriz .
Yukarıda kurulan Nernst yasasına göre :
burada X, pH'ı bilinmeyen çözelti ve S, referans çözeltidir; ile ( oda sıcaklığında LN10) / K = 59,159 V de 298 K ( R , ideal gaz sabitidir , T , sıcaklık ve F , Faraday sabiti).
Genel olarak pH, bir pH metre , cam elektrot adı verilen özel bir kombine elektrot içeren bir cihaz veya iki ayrı elektrot ile elektrokimyasal olarak ölçülür . Referans elektrot genellikle doymuş kalomel elektrottur ( SCE ).
Asitliği ölçmenin birçok yolu vardır, pH göstergeleri sıklıkla kullanılır .
En 25 ° C p K e = 14.
Bu ilişki 1 × 10 −7 mol l −1'den düşük konsantrasyonlar için geçerli değildir ve yalnızca 1 × 10 −5 mol l −1'den büyük konsantrasyonlar için geçerli olmalıdır . 10 -8'de seyreltilmiş bir çözeltiye uygulanması gerçekten pH = 8 verir ; bu, çözelti asidik olduğu ve alkalin olmadığı için saçmadır (böyle bir çözeltinin pH'ı 6.98'dir).
A monoasit halinde, pH değeri, aşağıdaki üçüncü derece denklemin çözülmesi ile hesaplanır (H + ) 3 + K bir (H + ) 2 - (H + ): [ K E + K bir Cı a ] - K bir · K e = 0 .
Sınırlayıcı durumda , önceki denklem aşağıdaki gibi olur olan o anlamak . Ne zaman , .
Bu ilişki, güçlü bir asit durumundakiyle aynı açıklamalara tabidir.
Bu formül, özellikle kullanılan asitler veya bazlar zayıfsa çok yaklaşıktır ve çok dikkatli kullanılmalıdır.
Nispeten zayıf biçimde konsantre çözeltiler olarak, asit konsantrasyonu ile ölçülür (buna "seyreltik çözelti" demek) hidronyum (oksonyum) ya da [E 3 O + iyonlarının], çünkü H + iyonları [H 2 O ile birleşir]. Ancak, yüksek konsantrasyonlarda bu etki, yüksek konsantrasyonlarda çöken aktivite katsayıları tarafından kısmen dengelenir. Bununla birlikte, aşırı asidik maden drenajı durumunda madencilik sekelleri bağlamında da dahil olmak üzere negatif pH'lar elde etmek mümkündür .
pH için 0-14 ölçeği geleneksel bir sınırdır. Bu nedenle, konsantre bir % 37 m hidroklorik asit çözeltisinin pH'ı yaklaşık -1,1 iken doymuş bir sodyum hidroksit çözeltisinin pH'ı yaklaşık 15.0'dır.
%100 sülfürik asitten daha asidik olan ürünlere süper asitler denir . Bu genel olarak, özellikle, kullanılan katalizörler için izomerizasyon ve çatlama arasında alkanlar .
Bir toprağın pH'ı, toprağın bileşiminin (kireçtaşı, reçineli toprak vb. ) ve aldığı şeyin (yağmur, gübre vb. ) sonucudur . Bitki tarafından besin maddelerinin ve eser elementlerin asimilasyonu üzerinde etkisi vardır .
Asitli toprakta ortanca çiçekleri.
Alkali toprakta ortanca çiçekleri.