Kimyada pH, bir ortamın asitliğini belirlemek için kullanılan logaritmik bir ölçektir. Bu, hidrojen iyonlarının litresi başına mol birimi olarak ölçülen molar konsantrasyonun yaklaşık olarak negatif 10 tabanlı logaritmasıdır. Ayrıca ortamın asitliğinin bir göstergesi olarak da adlandırılabilir. Daha doğrusu, hidrojen iyonu aktivitesinin 10 tabanlı negatif logaritmasıdır. 25°C'de pH'ı 7'den düşük olan çözeltiler asidiktir ve pH'ı 7'den büyük olan çözeltiler baziktir. Nötr pH değeri sıcaklığa bağlıdır ve sıcaklık arttıkça 7'den azdır. Saf su nötrdür, pH=7 (25°C'de), ne asidik ne de alkalidir. Sanılanın aksine pH değeri çok kuvvetli asitler ve bazlar için sırasıyla 0'dan küçük veya 14'ten büyük olabilir.
Uygulama
Ph ölçümleri tarım bilimi, tıp, kimya, su arıtma ve diğer birçok alanda önemlidir.
PH ölçeği, asitliği uluslararası kuruluşlar tarafından belirlenen bir dizi standart çözelti için geçerlidir.anlaşma. Birincil pH standartları, bir hidrojen elektrotu ile gümüş klorür gibi standart bir elektrot arasındaki potansiyel farkı ölçülerek bir transfer konsantrasyon hücresi kullanılarak belirlenir. Sulu çözeltilerin pH'ı, bir cam elektrot ve bir pH metre veya gösterge ile ölçülebilir.
Açılış
PH kavramı ilk olarak Danimarkalı kimyager Søren Peter Laurits Sørensen tarafından 1909'da Carlsberg laboratuvarında tanıtıldı ve elektrokimyasal hücreler açısından tanımları ve ölçümleri barındırmak için 1924'te mevcut pH seviyesine revize edildi. İlk çalışmalarda, gösterimde küçük p harfiyle H harfi vardı, bu da şu anlama gelir: pH.
Adın kökeni
p'nin tam anlamı tartışmalıdır, ancak Carlsberg Vakfı'na göre pH, "hidrojenin gücü" anlamına gelir. Ayrıca p'nin Almanca potenz ("güç") anlamına geldiği, diğerlerinin Fransızca puisance (aynı zamanda Carlsberg laboratuvarının Fransız olduğu gerçeğine dayanarak "güç" anlamına gelen) anlamına geldiği öne sürülmüştür. Başka bir öneri, p'nin Latince pondus hydroii (hidrojen miktarı), potentio hydroii (hidrojen kapasitesi) veya potansiyel hidroli (hidrojen potansiyeli) anlamına geldiğidir. Ayrıca Sørensen'in p ve q harflerini (matematikte genellikle eşlenik harfler) basitçe test çözümünü (p) ve referans çözümünü (q) belirtmek için kullandığı da önerilmektedir. Şu anda kimyada p ondalık logaritma anlamına gelir ve ayrıca bir ortamın asitliğinin ayrışma sabitleri için kullanılan pKa teriminde de kullanılır.
Amerikan katkıları
Süt ürünleri ve gıda güvenliği üzerindeki çalışmalarının etkisiyle tanınan bakteriyolog Alice Evans, 1910'larda pH ölçümü için yöntemler geliştirmeleri için William Mansfield Clark ve meslektaşlarına teşekkür etti ve bu yöntemler daha sonra laboratuvar ve endüstriyel alanlarda geniş bir etki yarattı. kullanmak. Anılarında, Clarke ve meslektaşlarının önceki yıllarda Sorensen'in çalışmalarını ne kadar veya ne kadar az bildiğinden bahsetmiyor. Zaten o zamanlar, bilim adamları çevrenin asitliği / alkaliliği konusunu aktif olarak inceliyorlardı.
Asidin etkisi
Dr. Clark'ın dikkati asidin bakteri büyümesi üzerindeki etkisine yöneldi. Ve bu sayede, o zamanki ortamın asitliğinin hidrojen indeksi bilimi fikrini destekledi. Büyümelerini etkileyen hidrojen iyonlarının konsantrasyonu açısından asidin yoğunluğunun olduğunu buldu. Ancak bir ortamın asitliğini ölçmek için mevcut yöntemler, asidin yoğunluğunu değil miktarını belirledi. Ardından meslektaşlarıyla birlikte Dr. Clark, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu ölçmek için kesin yöntemler geliştirdi. Bu yöntemler, dünya çapında biyolojik laboratuvarlarda asit tayini için kesin olmayan titrasyon yönteminin yerini almıştır. Ayrıca yaygın olarak kullanıldığı birçok endüstriyel ve diğer proseslerde kullanılabileceği tespit edilmiştir.
Pratik görünüm
İlk elektronik pH ölçüm yöntemi, 1934'te California Institute of Technology'de profesör olan Arnold Orville Beckman tarafından icat edildi. Bu noktada yerel narenciye yetiştiricisiSunkist, yakındaki meyve bahçelerinden topladıkları limonların pH'ını hızlı bir şekilde test etmek için daha iyi bir yöntem istedi. Ortamın asitliğinin etkisi her zaman dikkate alındı.
Örneğin, hidrojen iyonu aktivitesi 5 × 10–6 olan bir çözelti için (bu seviyede, bu aslında hidrojen iyonlarının mol sayısıdır. litre çözelti başına), 1 / (5 × 10-6)=2 × 105 elde ederiz. Böylece, böyle bir çözeltinin pH'ı 5.3'tür. bir mol su, bir mol hidrojen iyonu ve bir mol hidroksit iyonu sırasıyla 18 g, 1 g ve 17 g'dır, saf 107 mol (pH 7) su miktarı yaklaşık 1 g ayrışmış hidrojen iyonu (veya, daha doğrusu, 19 g H3O + hidronyum iyonları) ve 17 g hidroksit iyonları.
Sıcaklığın rolü
PH'ın sıcaklığa bağlı olduğunu unutmayın. Örneğin, 0 °C'de saf suyun pH'ı 7,47'dir.25 °C'de 7'dir ve 100 °C'de 6,14'tür.
Elektrot potansiyeli, pH aktivite açısından tanımlandığında pH ile orantılıdır. Doğru pH ölçümü, uluslararası ISO 31-8 standardında sunulmaktadır.
Bir galvanik hücre, her ikisi de aynı sulu çözeltiye daldırıldığında, referans elektrot ile hidrojen iyonu aktivite algılama elektrotu arasındaki elektromotor kuvveti (EMF) ölçmek için yapılandırılır. Referans elektrot, bir gümüş klorür nesnesi veya bir kalomel elektrot olabilir. Bu uygulamalar için bir hidrojen iyonu seçici elektrot standarttır.
Bu işlemi uygulamaya koymak için hacimli hidrojen elektrotu yerine cam elektrot kullanılır. Oyerleşik bir referans elektroduna sahiptir. Bilinen hidrojen iyonu aktivitesine sahip tampon çözeltilere karşı da kalibre edilmiştir. IUPAC, bilinen H+ aktivitesine sahip bir dizi tampon solüsyonu kullanılmasını önerdi. Eğimin idealden biraz daha az olabileceği gerçeğini hesaba katmak için iki veya daha fazla tampon çözelti kullanılır. Bu kalibrasyon yaklaşımını uygulamak için elektrot önce standart bir çözeltiye daldırılır ve pH metre okuması standart tamponun değerine ayarlanır.
Sırada ne var?
İkinci standart tampon solüsyonundan okuma daha sonra eğim kontrolü kullanılarak o solüsyonun pH seviyesine eşit olacak şekilde düzeltilir. İkiden fazla tampon solüsyonu kullanıldığında, gözlemlenen pH değerleri standart tampon değerlerine karşı düz bir çizgiye oturtularak elektrot kalibre edilir. Ticari standart tampon çözeltileri genellikle 25 °C'deki değer ve diğer sıcaklıklar için uygulanacak düzeltme faktörü hakkında bilgilerle sağlanır.
Tanım özelliği
PH ölçeği logaritmiktir ve bu nedenle pH, diğer şeylerin yanı sıra hücrenin iç ortamının asitliğini ölçmek için sıklıkla kullanılan boyutsuz bir miktardır. Bu, Sorensen'in 1909'da değiştirilen orijinal tanımıydı.
Ancak, elektrot hidrojen iyonu konsantrasyonları cinsinden kalibre edilirse hidrojen iyonu konsantrasyonunu doğrudan ölçmek mümkündür. Yaygın olarak kullanılan bunu yapmanın bir yolu, bilinen konsantrasyondaki bir çözeltiyi titre etmektir.nispeten yüksek bir destekleyici elektrolit konsantrasyonunun varlığında, bilinen bir güçlü alkali konsantrasyonuna sahip bir çözelti ile güçlü asit. Asit ve alkali konsantrasyonları bilindiğinden, potansiyelin ölçülen değerle ilişkilendirilebilmesi için hidrojen iyonu konsantrasyonunun hesaplanması kolaydır.
Göstergeler, renklerinin değiştiği gerçeğini kullanarak pH'ı ölçmek için kullanılabilir. Test çözeltisinin renginin standart bir renk skalası ile görsel olarak karşılaştırılması, pH'ın tamsayı doğruluğu ile ölçülmesini sağlar. Renk, bir kolorimetre veya spektrofotometre kullanılarak spektrofotometrik olarak ölçülürse daha doğru ölçümler mümkündür. Evrensel gösterge, yaklaşık pH 2'den pH 10'a kalıcı bir renk değişimi olacak şekilde bir gösterge karışımından oluşur. Evrensel gösterge kağıdı, evrensel bir gösterge ile emprenye edilmiş emici kağıttan yapılır. pH ölçümü için başka bir yöntem de elektronik bir pH metre kullanmaktır.
Ölçüm seviyeleri
Ph'nin yaklaşık 2.5'in (yaklaşık 0.003 mol asit) altında ve yaklaşık 10.5'in (yaklaşık 0.0003 mol alkali) üzerinde ölçülmesi özel prosedürler gerektirir çünkü bir cam elektrot kullanılırken bu tür değerlerde Nernst yasası ihlal edilir. Buna çeşitli faktörler katkıda bulunur. Sıvı geçiş potansiyellerinin pH'dan bağımsız olduğu varsayılamaz. Ayrıca aşırı pH, çözeltinin konsantre olduğu anlamına gelir, bu nedenle elektrot potansiyelleri iyonik güçteki değişiklikten etkilenir. Yüksek pH'da, cam elektrot olabilirelektrot çözeltideki Na+ ve K+ gibi katyonların konsantrasyonuna duyarlı hale geldiğinden alkalin hatasına maruz kalır. Bu sorunların kısmen üstesinden gelen özel olarak tasarlanmış elektrotlar mevcuttur.
Madenlerden veya maden atıklarından gelen akıntılar çok düşük pH değerlerine neden olabilir.
Saf su nötrdür. Asidik değildir. Asit suda çözündüğünde pH 7'nin (25°C) altında olacaktır. Bir alkali suda çözündüğünde pH 7'den büyük olacaktır. Hidroklorik asit gibi 1 mol güçlü bir asit çözeltisinin pH'ı sıfırdır. 1 mol konsantrasyonda sodyum hidroksit gibi güçlü bir alkali çözeltisinin pH değeri 14'tür. Bu nedenle ölçülen pH değerleri, negatif pH değerleri ve değerleri olmasına rağmen genellikle 0 ila 14 aralığında olacaktır. 14'ün üstü oldukça mümkündür.
Çözelti ortamının asitliğine çok bağlıdır. pH logaritmik bir ölçek olduğundan, bir pH birimindeki fark, hidrojen iyonu konsantrasyonundaki farkın on katına eşittir. Nötrlük PH, çoğu durumda bu iyi bir yaklaşım olmasına rağmen, 7'ye (25 °C'de) tam olarak ulaşmaz. Tarafsızlık, [H+]=[OH-] koşulu olarak tanımlanır. Suyun kendi kendine iyonlaşması [H+] × [OH-]=Kw bu konsantrasyonların ürününü koruduğu için, nötr durumda [H+]=[OH-]=√Kw veya pH=pKw / 2. olduğu görülebilir.
PKw yaklaşık 14'tür, ancak iyonik kuvvete ve sıcaklığa bağlıdır, bu nedenle ortamın pH değeri de önemlidir, bu da nötr olmalıdırseviye. Saf su ve saf sudaki NaCl çözeltisi nötrdür çünkü suyun ayrışması her iki iyonu da aynı miktarda üretir. Bununla birlikte, hidrojen ve hidroksit iyonlarının aktivitesi iyonik güce bağlı olduğundan, nötr bir NaCl çözeltisinin pH'ı nötr saf suyun pH'ından biraz farklı olacaktır, dolayısıyla Kw iyonik kuvvete göre değişir.
Bitkiler
pH göstergeleri olarak kullanılabilen bağımlı bitki pigmentleri, ebegümeci, kırmızı lahana (antosiyanin) ve kırmızı şarap gibi birçok bitkide bulunur. Narenciye suyu asidiktir çünkü sitrik asit içerir. Diğer karboksilik asitler birçok canlı sistemde bulunur. Örneğin, laktik asit kas aktivitesi ile üretilir. ATP gibi fosfat türevlerinin protonasyon durumu, pH ortamının asitliğine bağlıdır. Hemoglobin oksijen transfer enziminin işleyişi, kök etkisi olarak bilinen bir süreçte pH'dan etkilenir.
Deniz suyu
Deniz suyunda pH tipik olarak 7,5 ile 8,4 arasında sınırlıdır. Okyanustaki karbon döngüsünde önemli bir rol oynar ve karbondioksit emisyonlarının neden olduğu devam eden okyanus asitlenmesine dair kanıtlar vardır. Bununla birlikte, pH ölçümü deniz suyunun kimyasal özellikleri nedeniyle karmaşıktır ve kimyasal oşinografide birkaç farklı pH ölçeği vardır.
Özel Çözümler
Asitlik (pH) ölçeğinin operasyonel tanımının bir parçası olarak, IUPAC, pH aralığında (genellikleNBS veya NIST). Bu çözeltiler, deniz suyuna (≈0.7) kıyasla nispeten düşük bir iyonik güce (≈0.1) sahiptir ve sonuç olarak, iyonik güçteki farklılıklar elektrot potansiyelinde değişikliklere neden olduğu için deniz suyu pH karakterizasyonunda kullanılması önerilmez. Bu sorunu çözmek için yapay deniz suyuna dayalı alternatif bir tampon serisi geliştirilmiştir.
Bu yeni seri, numuneler ve tamponlar arasındaki iyonik güç farklılıkları sorununu çözer ve orta asitlik için yeni pH ölçeğine, genellikle pH olarak adlandırılan ortak ölçek denir. Genel ölçek, sülfat iyonları içeren bir ortam kullanılarak belirlendi. Bu iyonlar protonasyon yaşar, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, bu nedenle toplam ölçek hem protonların (serbest hidrojen iyonları) hem de hidrojen sülfür iyonlarının etkisini içerir:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Genellikle pHF olarak adlandırılan alternatif serbest ölçek, bu hususu göz ardı eder ve yalnızca [H+]F'ye odaklanır, bu da onu prensipte hidrojen iyonu konsantrasyonunun daha basit bir temsili haline getirir. Yalnızca [H+] T belirlenebilir, bu nedenle [H+] F, [SO2-4] ve kararlılık sabiti HSO-4, KS: kullanılarak tahmin edilmelidir.
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Ancak, deniz suyunda KS'yi tahmin etmek zordur, bu da daha basit bir serbest ölçeğin kullanışlılığını sınırlar.
Deniz suyu ölçeği olarak bilinen ve genellikle pHSWS olarak adlandırılan başka bir ölçek, hidrojen iyonları ve florür iyonları arasındaki proton bağını hesaba katar, H+ + F- ⇌HF. Sonuç, [H+] SWS için şu ifadedir:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Ancak, bu ek karmaşıklığı dikkate almanın yararı, ortamın flor içeriğine bağlıdır. Örneğin, deniz suyunda sülfat iyonları, florin konsantrasyonlarından çok daha yüksek konsantrasyonlarda (> 400 kat) bulunur. Sonuç olarak, çoğu pratik amaç için, ortak ölçek ile deniz suyu ölçeği arasındaki fark çok küçüktür.
Aşağıdaki üç denklem, üç pH ölçeğini özetler:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- günlük [H+]
Pratik bir bakış açısından, asidik bir ortamın (veya deniz suyunun) üç pH ölçeği, 0.12 pH birimine kadar olan değerlerinde farklılık gösterir ve farklılıklar, genellikle doğruluğu için gerekenden çok daha büyüktür. pH ölçümleri, özellikle karbonat sistemi okyanusuyla ilgili olarak.
