Startuj z nami!

www.szkolnictwo.pl

praca, nauka, rozrywka....

mapa polskich szkół
Nauka Nauka
Uczelnie Uczelnie
Mój profil / Znajomi Mój profil/Znajomi
Poczta Poczta/Dokumenty
Przewodnik Przewodnik
Nauka Konkurs
uczelnie

zamów reklamę
zobacz szczegóły
uczelnie

Skala pH

Skala pH

Przykładowe wartości pH
SubstancjapH
1 M kwas solny
0
Kwas akumulatorowy
< 1,0
Kwas 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
7,1 – 7,4
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 hydroniowych [H3O+] w roztworach wodnych.

Tradycyjnie pH definiuje się jako:

pH = -log10[H3O+]

czyli minus logarytm dziesiętny aktywności jonów hydroniowych wyrażonych w molach na decymetr sześcienny. Współcześnie jednak nie jest to ścisła definicja tej wielkości.

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r.[1] Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako minus logarytm stężenia jonów wodorowych (H+). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny proton ) nigdy nie występują w roztworach wodnych, gdyż ulegają natychmiast solwatowaniu wg równania:

H+ + H2O → H3O+

W wielu podręcznikach jednak, dla uproszczenia, pomija się ten fakt i nadal podaje się starą definicję skali pH.

Spis treści

Definicja skali pH wg normy ISO i IUPAC

Ze względu na to, że pH roztworów mierzy się zazwyczaj metodami galwanometrycznymi norma ISO i Unia Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) definiują współcześnie tę wielkość następująco[2][3]:

Wartość pH roztworu X, w którym jest zanurzone standardowe ogniwo galwaniczne zdefiniowane przez IUPAC , i dla którego zmierzono wartość pierwszej siły elektromotorycznej EX, wynosi[4]:
\text{pH(X)} = \text{pH(S)} + \frac{(E_{\text{S}} - E_{\text{X}})F}{RT \ln 10}
gdzie
FStała Faradaya
R – uniwersalna stała gazowa
Ttemperatura 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[4].

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 .

Jednakże 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 przyjąć, że mierzone metodami galwanometrycznymi pH spełnia równanie[3]:

\text{pH} = -\log_{10}\left[\frac{\gamma_1 [\text{H}^+]) }{ \text{1 mol L}^{-1} } \right] \pm 0,02

gdzie [H+] 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

Aby zrozumieć sens tej skali trzeba się najpierw przyjrzeć temu, co dzieje się w chemicznie czystej wodzie. Cząsteczki wody (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[5]. Stężenie jonów H3O+ w czystej wodzie w temp. 25 °C wynosi 10-7 mol/l[6], a jej pH = -log(10-7) = 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[8].

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)[9].

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[10].

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 lub sok z czarnego bzu .

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

Przypisy

  1. S.P.L. Sørensen, C. R. Trav. Lab. Carlsberg 8, 1 (1909) .
  2. ISO-31-8:Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization , 1992.
  3. 3,0 3,1 wg IUPAC Goldbook .
  4. 4,0 4,1 Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology. Pure Appl. Chem. (1985), 57, 531–542. .
  5. Stała dysocjacji wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10−14 w 25 °C wg tabeli IUPAC.
  6. Zwykła woda destylowana zawiera rozpuszczony dwutlenek węgla , co powoduje obniżenie jej pH do wartości ok. 5,5 - 6.
  7. Według tabeli IUPAC pH czystej wody destylowanej to dokładnie 6,998 ± 0,001 w temperaturze 25 °C.
  8. W rzeczywistości ok. -0,1 w skali wg definicji ISO.
  9. 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.
  10. Nordstrom, DK et al. Negative pH and extremely acidic mine waters from Iron Mountain California. Environ. Sci. Technol., (2000). 34, 254-258 .

Linki zewnętrzne


Inne hasła zawierające informacje o "Skala pH":

Nadciśnienie tętnicze ...

Rekatolicyzacja ...

Przełęcz Lubawska ...

Kotlina Kamiennogórska ...

Skala termometryczna ...

Austro-Węgry ...

Wielka piątka ...

Demokracja bezpośrednia ...

Nieskończoność ...

Dojrzewanie ...


Inne lekcje zawierające informacje o "Skala pH":

09. Strategie przedsiębiorstw (plansza 10) ...

211. Kształtowanie się szaty roślinnej Polski (plansza 8) ...

042. Himalaje (plansza 6) ...





Zachodniopomorskie Pomorskie Warmińsko-Mazurskie Podlaskie Mazowieckie Lubelskie Kujawsko-Pomorskie Wielkopolskie Lubuskie Łódzkie Świętokrzyskie Podkarpackie Małopolskie Śląskie Opolskie Dolnośląskie