pH každodenních řešení: | |
Látka | přibližné pH |
---|---|
Kyselina chlorovodíková (37 % m ) | -1,1 |
Kyselina chlorovodíková (1 mol / l) | 0 |
Odvodnění kyselých dolů (DMA) | <1,0 |
Kyselina z akumulátoru nebo baterie | <1,0 |
Žaludeční kyselina | 2.0 |
Citronová šťáva | 2.4 - 2.6 |
Cola | 2.5 |
Potravinový ocet (6 až 8%) | 2,5 - 2,9 |
Pomerančový nebo jablečný džus | 3.5 |
Víno | 4.0 |
Pivo | 4.5 |
Káva | 5.0 |
Čaj | 5.5 |
Kyselý déšť | <5.6 |
Mléko | 6.5 |
Lidské sliny | 6,5 - 7,4 |
Čistá voda | 7.0 |
Krev | 7,38 - 7,42 |
Mořská voda | 8.2 |
Mýdlo | 9.0 - 10.3 |
Bělidlo | 11.5 |
Limetka | 12.5 |
Soda (1 mol / l) | 14.0 |
Soda (nasycená) | 15.0 |
Vodíkový potenciál , poznamenat, pH , je měřítkem chemické aktivity z hydrons (také běžně nazývá protony nebo vodíkových iontů) v roztoku. Zejména ve vodném roztoku jsou tyto ionty přítomny ve formě hydroniového iontu (nejjednodušší z oxoniových iontů ).
Častěji je pH měřítkem kyselosti nebo zásaditosti roztoku. Ve vodném prostředí při 25 ° C tedy :
V roce 1909 si dánský chemik Søren Sørensen , který poté pracoval v laboratoři Carlsberg v Kodani na vlivu koncentrací několika iontů na proteiny během procesu výroby piva, všiml důležitosti vodíkových iontů a rozhodl se zavést koncept pH . V článku, kde je pH se zvýší poprvé, Sorensen použít notace p H . V této publikaci uvádí zkratku latinského významu Pondus Hydrogenii („hmotnost vodíku“); ale ve zprávách o práci, které píše v Carlsbergově laboratoři na univerzitě v Kodani ve stejném roce, p je zkratka německého slova potenz (potenciál) a H je symbol vodíku . Sorensen pak definuje kyselost roztoku, jak být desítkové cologarithm na molární koncentrace (vyjádřené v mol na litr ) vodíkových iontů:
Princip takové stupnice pH je vědeckou komunitou přijímán, zejména díky německému chemikovi Leonorovi Michaelisovi , který v roce 1909 vydal knihu o koncentraci hydroniového iontu (H 3 O + ). V roce 1924, po zavedení konceptu aktivity , publikoval Sørensen nový článek, který specifikoval, že pH bylo více závislé na aktivitě než na koncentraci H + . Mezitím byla přijata notace o pH , aniž by skutečně věděl, kdo byl iniciátor:
Následně, písmeno „p“ je použit v několika záznamů obvyklé v chemii k označení cologarithm: p K , pOH, PCL, atd. Význam zkratky „pH“ byl přizpůsoben každému jazyku. Pod pojmem pH tedy máme na mysli „potenciální vodík“ ve francouzštině, „ Potenz Hydrogene “ v němčině, „ potenciální vodík “ v angličtině nebo „ potencial hidrógeno “ ve španělštině.
Koncept kyselosti, který byl původně pouze kvalitativní, dostal kvantitativní charakter s přispěním Brønsted-Lowryho teorie a pH. Zatímco na začátku XX tého století byl použit výhradně z indikátorů pH ospravedlnit kyselé nebo základní charakter řešení, vývoj v oblasti elektrochemie dovolil IUPAC obrátit v 1990 k nové definici pH, který umožňuje měření přesnější.
Od poloviny XX th století se IUPAC oficiálně uznala definici pH Sørensen. Používá se ve školních osnovách (postgraduální studium) a slovnících:
kde a H (také označeno a (H + ) nebo {H + }) označuje aktivitu vodíkových iontů H + , bezrozměrná. Samotné pH je bezrozměrné množství.
Tato formální definice neumožňuje přímé měření pH nebo dokonce výpočty. Skutečnost, že pH závisí na aktivitě vodíkových iontů, znamená, že pH závisí na několika dalších faktorech, jako je například vliv rozpouštědla. Je však možné získat přibližné hodnoty pH výpočtem za použití víceméně přesné definice aktivity.
IUPAC dnes dává definici pH z experimentální elektrochemické metody. Spočívá v použití Nernstova vztahu v následujícím elektrochemickém článku :
Referenční elektroda | Koncentrovaný roztok KCl Řešení X | H 2 | Pt (vodíková elektroda)Pomocí měření elektromotorické síly (zaznamenané fem nebo fem) buňky s roztokem X a referenčním roztokem S získáme:
s:
pH (X): pH neznámého roztoku; pH (S): pH referenčního roztoku S ve formě tabulky; E X : emf buňky s neznámým řešením X; E S : emf buňky s referenčním roztokem S namísto řešení X; F = 96 485 C mol -1 : Faradayova konstanta ; R = 8,314 472 J mol −1 : univerzální konstanta ideálních plynů ; T : absolutní teplota v Kelvinech . DemonstracePracovní elektroda je ve skutečnosti vodíková elektroda (viz # Měření a ukazatele ). Zvažujeme pár H + / H 2 .
Elektrochemický potenciál pracovní elektrody je dán vztahem Nernst :
S vědomím, že standardní potenciál dvojice H + / H 2 je podle konvence nulový (odkaz), získáme:
proto
Emf elektrochemického článku je:
Pojďme nyní rozlišit dva emf, E X pro neznámé řešení a E S pro známé řešení S. Jejich odečtením máme:
odkud
a nakonec
Tato definice pH byla standardizována normou ISO 31-8 v roce 1992, poté nahrazena normou ISO-IEC 80000 -9.
Protože manipulace spojené s pH v chemii se nejčastěji provádějí ve vodném prostředí, lze určit několik přibližných definic pH ve vodném roztoku . Pomocí dvou různých definic chemické aktivity můžeme napsat dva vztahy níže. Jsou platné v omezeném rozsahu vodných roztoků s koncentracemi iontů nižšími než 0,1 mol L −1 a nejsou ani příliš kyselé, ani příliš zásadité, to znamená pro pH přibližně od 2 do 12.
nebo
γ H je koeficient aktivity iontů H + , bezrozměrný [H + ] je molární koncentrace iontů H + v mol·L −1 C 0 = 1 mol L −1 je standardní koncentracea
nebo
γ H je koeficient aktivity iontů H + , bezrozměrný m H je molalita iontů H + v mol kg -1 m 0 = 1 mol kg -1 je standardní molalitaU ještě nižších koncentrací iontů v roztoku lze aktivitu iontů H + asimilovat na jejich koncentraci (koeficient aktivity má sklon k 1). Můžeme psát :
Zneužíváním psaní není psaní homogenní, pro zjednodušení zápisu se často vynechává standardní koncentrace C 0 . Tento vztah je nejznámější a nejpoužívanější ve středním vzdělávání.
Pro silné kyseliny ve vodném roztoku v koncentracích vyšších než 1 mol kg -1 již neplatí předchozí aproximace: je třeba se vrátit k definici, kde aktivita oxoniových iontů má tendenci k 1, když se koncentrace zvyšuje, a pH, které má sklon k .
Podobně pro silné báze ve vodném roztoku v koncentracích vyšších než 1 mol kg -1 , má aktivita hydroxidových iontů HO - sklon k 1; Nicméně, podle definice K e , iontový součin vody , které odpovídá 10 -14 na 25 ° C , jsme proto nemůže být menší než K e , tedy hodnota pH, která má sklon směrem k 14, když se zvyšuje koncentrace silné báze.
To platí pouze tehdy, když rozpouštědlo (zde voda) zůstává ve srovnání s jinými druhy velmi převládající. V případě velmi koncentrovaných roztoků to již není pravda a lze pozorovat extrémní pH, jak bude uvedeno později.
Hydratace iontů H +Brønsted a Lowry poskytli jednoduchou definici pojmů kyselina a báze jako donor protonu a akceptor . Jiné koncepce kyselosti se používají v neprotických médiích (média, kde vyměnitelným druhem není proton), jako je Lewisova teorie :
Teorie | Kyselina | Na základě | Doména aplikace |
Arrhenius | dárce H + | Dárce HO - | voda |
Brønsted | dárce H + | Akceptor H + | protické rozpouštědlo |
Lewis | akceptor párů e - | pár dárce e - | obecný případ |
Příklady:
PH se mění v rozmezí definovaném konstantou autolýzy rozpouštědla.
Ve vodném roztoku při standardní teplotě a tlaku (CNTP) ukazuje hodnota pH 7,0 neutralitu, protože voda, amfoterní , přirozeně disociuje na ionty H + a HO - v koncentracích 1,0 × 10–7 mol L −1 . Tato disociace se nazývá autoprotolýza vody:
Za normálních podmínek teploty a tlaku ( TPN ), iontovým produktu z vody ([H + ] [HO - ]) je 1,0116 x 10 -14 , proto p K e = 13,995 . Můžeme také definovat pOH (-log a HO - ), takže pH + pOH = p K e .
V případě změny teploty, tlaku nebo podmínek rozpouštědla musí být hodnota pH znovu definována - z Nernstovy rovnice .
Iontový produkt vody ([H + ] [HO - ]) se mění s tlakem a teplotou: pod 1013 hPa a při 298 K ( TPN ) je iontový produkt 1,0116 × 10-14 , d 'kde p K e = 13,995 ; pod 10 10 Pa a při 799,85 ° C je p K e pouze 7,68: pH neutrální vody je pak 3,84. V atmosféře 1013 hPa (tlak nasycené vodní páry) máme:
Proto pOH se mění stejným způsobem, a to ze stejného důvodu: fragmentace větší vody do proton H + (ve skutečnosti hydronium iontů H 3 O +) a v HO - . Říci, že voda se stává „kyselejší“, je tedy jistě pravda, ale neméně pravdou je, že se stává současně a z důvodu parity „zásaditější“. Výsledkem však je, že se stává korozivnějším, což je problém pečlivě prostudovaný u tepelných výměníků.
Iontový produkt vody se mění podle následující rovnice:
kde K e * = K e / (mol⋅kg -1 ) a d e * = d e / (g⋅cm -3 ).
S:
Oblast použití vzorce: T mezi 0 a 1000 ° C , P mezi 1 a 10 000 pruhy abs.
Další formulací pro výpočet p K e je formulace IAPWS
V jiných rozpouštědlech než ve vodě není pH funkcí disociace vody. Například neutrální pH acetonitrilu je 27 ( TPN ) a ne 7,0.
Hodnota pH je definována v nevodném roztoku s ohledem na koncentraci solvatovaných protonů a ne s ohledem na koncentraci nedisociovaných protonů. Ve skutečnosti v některých rozpouštědlech s nízkou solventností nemusí být pH silné a koncentrované kyseliny nutně nízké. Na druhé straně, v závislosti na vlastnostech rozpouštědla, se stupnice pH posune vzhledem k vodě. Ve vodě je tedy kyselina sírová silná kyselina, zatímco v ethanolu je to slabá kyselina. Práce v nevodném prostředí velmi komplikuje výpočet pH.
Hodnota pH nižší než neutrální (např 5 pro vodný roztok) znamená zvýšení kyselosti , a vyšší hodnoty pH (např 9 pro vodný roztok) označuje zvýšení alkality, tzn., Že je, zásaditost .
Kyselina sníží pH neutrálního nebo zásaditého roztoku; báze zvýší pH kyselého nebo neutrálního roztoku. Když pH roztoku není příliš citlivé na kyseliny a zásady, říká se o pufrovaném roztoku (o pH); to je případ krve, mléka nebo mořské vody, které obsahují páry kyselin a zásad schopné tlumit kolísání pH, jako je oxid uhličitý / hydrogenuhličitan / uhličitan, kyselina fosforečná / hydrogenfosforečnan / fosfát, kyselina boritá / boritan.
PH takzvaného fyziologického roztoku je 7,41.
U vysokých iontových koncentrací již nelze aktivitu asimilovat na koncentraci a je třeba vzít v úvahu iontovou sílu, například díky Debye-Hückelově teorii. PH desetimolárního roztoku silné kyseliny se proto nerovná -1, stejně jako pH desetimolárního roztoku silné báze se nerovná 15. Agresivita takových roztoků a jejich síla, vysoká iontová síla, ztěžuje měření pH obvyklými skleněnými elektrodami. Proto jsme se uchýlili k dalším metodám založeným na barevných indikátorech ( UV nebo NMR spektroskopie ). Pro vysoké koncentrace H + můžeme analogicky definovat další stupnice měření kyselosti, jako je Hammettova stupnice H 0 .
Podle výše uvedeného Nernstova zákona :
ve kterém X je roztok, jehož pH není známo, a S, referenční roztok; s ( RT ln10) / F = 59,159 V při 298 K ( R je konstanta ideálního plynu, T , teplota a F , Faradayova konstanta).
Obecně se pH měří elektrochemicky pomocí pH metru , zařízení obsahujícího speciální kombinovanou elektrodu , nazývanou skleněná elektroda , nebo dvě oddělené elektrody. Referenční elektroda je obvykle nasycená kalomelová elektroda ( SCE ).
Existuje mnoho způsobů měření kyselosti, často se používají indikátory pH .
Při 25 ° C p K e = 14.
Tento vztah není platný pro koncentrace menší než 1 × 10 −7 mol l −1 a měl by platit pouze pro koncentrace vyšší než 1 × 10 −5 mol l −1 . Jeho aplikace na roztok zředěný na 10 až 8 skutečně dává pH = 8 , což je absurdní, protože roztok je kyselý a není zásaditý (pH takového roztoku je 6,98).
V případě monokyseliny, hodnota pH se vypočítá řešení následujícího třetího stupně rovnice: (H + ), 3 + K (H + ) 2 - (H + ) [ K e + K C ] - K · K e = 0 .
V omezujícím případě se stane předchozí rovnice, ze které to odvodíme . Kdy , .
Tento vztah podléhá stejným poznámkám jako v případě silné kyseliny.
Tento vzorec je velmi přibližný, zejména pokud jsou použité kyseliny nebo zásady slabé, a měl by být používán s velkou opatrností.
V relativně slabě koncentrovaných roztocích (říkáme „zředěný roztok“) se kyselost měří koncentrací iontů hydronia (oxonium) nebo [H 3 O +], Protože v H + ionty stýkat s [H 2 O]. Při vysokých koncentracích je však tento účinek částečně vyvážen koeficienty aktivity, které se při vysokých koncentracích zhroutí. Přesto je možné získat negativní pH, a to i v souvislosti s těžebními následky v případě extrémně kyselého odtoku dolu .
Stupnice 0-14 pro pH je konvenční limit. Koncentrovaný 37 % roztok kyseliny chlorovodíkové má tedy pH asi -1,1, zatímco nasycený roztok hydroxidu sodného má pH asi 15,0.
Výrobky, které jsou více kyselé než 100% kyseliny sírové, se označují jako superkyseliny . Ty se běžně používají, a to zejména jako katalyzátory pro izomeraci a krakování z alkanů .
PH půdy je výsledkem složení půdy (vápence, jehličnaté půdy atd. ) A toho, co přijímá (déšť, hnojivo atd. ). To má vliv na vstřebávání živin a stopových prvků ze strany závodu .
Květy hortenzie v kyselé půdě.
Květy hortenzie v zásadité půdě.