Водороден показател

Од Википедија — слободната енциклопедија

Водороден показател или pH-вредност — мерка за активитетот на водородните јони (H+) во раствор, а со тоа и нивната киселост или алкалност. Во водни системи, активитетот на водородните јони е определен од јонскиот производ на водата (Kw = 1.011 × 10−14 на 25 °C) и взаемодејствата со другите јони во растворот. Според константата на јонскиот производ на водата, неутрален раствор (раствор во кој активитетот на водородните јони е еднаков со активитетот на хидроксидните јони) има pH-вредност 7. Водните раствори со пониска вредност од 7 се сметаат за кисели, додека оние со pH-вредност над 7 се сметаат за алкални (базни).

Историја[уреди | уреди извор]

Концептот на pH за прв пат бил воведен од данскиот хемичар Серен Серенсен во Карлсбершката лабораторија во 1909 година[1] и бил ревидиран на современата pH вредност во 1924 година за да се приспособат дефинициите и мерењата во однос на електрохемиските ќелии. Во првите трудови, ознаката имала H како подзнак на малата буква p, така што: pH•.

За знакот p, го предлагам името „експонент на водороден јон“ и симболот pH•. Потоа, за експонентот на водородниот јон (pH•) на растворот, негативната вредност на Бригиски логаритам на поврзаниот водороден јон фактор на нормалност треба да се разбере.[1]

Дефиниција и мерки[уреди | уреди извор]

Иако pH-вредноста нема единица, нејзиниот број се зголемува според дефиницијата заснована на активитетот на водородните јони во растворот.

Формулата според која се пресметува pH е:

или

,

каде епсилон () е електромоторната сила (ЕМС) или клеточниот потенцијал на една галванска клетка.

[H+] укажува на активитетот на H+ јоните (или [H3O+] - хидрониум јоните, еднакви со водородните), измерен во молови на литар (моларност). Во разредени раствори (како речна или питка вода) активитетот е приближно еднаков на концентрацијата на H+ јоните.

Log10 укажува на декаден логаритам, и притоа pH е дефинирана со логаритамска скала на киселост. На пример, раствор со pH=8.2 ќе има [H+] активитет (концентрација) од 10−8.2 mol/L, или околу 6.31 × 10−9 mol/L; раствор со [H+] активитет од 4,5 × 10−4 mol/L ќе има pH-вредност од −log10(4.5 × 10−4), или околу 3,35.

Во воден раствор при стандардни услови, pH=7 означува неутралност (односно чиста вода) бидејќи водата природно дисоцира на H+ и OH јони со еднаква концентрација од 1×10−7 mol/L. Понсика pH-вредност (на пример pH=3) означува зголемување на киселоста, додека повисока pH-вредност (на пример pH=11) означува зголемување на алкалноста (базноста) во растворот.

Неутралната pH-вредност не изнесува точно 7 - ова би значело дека доколку таа е точно 7, H+ концентрацијата на јоните е точно 1×10−7 mol/L, што не е случај. Вредноста е само приближна. Во неводни раствори или при нестандардни услови, pH на неутралната средина може и да не означува 7. Таа таму е поврзана со дисоцијационата константа за специфичниот растворувач. Исто така, чистата вода кога е изложена на атмосферски услови, стапува во интеракција со јаглерод диоксидот, при што се образува јаглеродна киселина и H+, при што се намалува pH нетралната вредност на околу 5,7.

Многу супстанции имаат pH-вредност во опсег од 0 до 14, иако многу киселите или многу базните супстанции можат да имаат pH помала од 0 или поголема од 14.

Показатели на pH[уреди | уреди извор]

Просечна pH на чести раствори
Супстанца Опсег на pH Вид
Сулфурна киселина < 1 Киселина
Желудочна киселина 1.0 – 1.5
Оцет 2.5
Сок од портокал 3.3 – 4.2
Црно кафе 5 – 5.03
Млеко 6.5 – 6.8
Прочистена вода на 25 °C 7 Неутрален
Морска вода 7.5 – 8.4 База
Амонијак 11.0 – 11.5
Избелувач 12.5
Луга 13.0 – 13.6
Антоцијанини од црвена зелка како показатели на pH.

Показателите може да се користат за мерење на pH, користејќи го фактот дека нивната боја се менува со pH. Видливата споредба на бојата на тест растворот со стандардна табела со бои обезбедува средство за мерење на pH точно до најблискиот цел број. Попрецизни мерења се можни ако бојата се мери спектрофотометриски, со помош на бојомерач или спектрофотометар. Универзалниот показател се состои од мешавина на показатели, така што има постојана промена на бојата од околу pH 2 до pH 10. Универзалната показателска хартија е направена од впивлива хартија во која е вметнат универзален показател. Друг метод за мерење на pH е користење на електронски Мерач на pH.

pOH[уреди | уреди извор]

Поврзаност помеѓу pH и pOH. Црвената боја го претставува киселиот регион. Сината го претставува основниот регион.

pOH понекогаш се користи како мерка за концентрацијата на хидроксидните јони, OH
. Вредностите на pOH се изведени од мерењата на pH. Концентрацијата на хидроксидни јони во водата е поврзана со концентрацијата на водородни јони од

каде што KW е самојонизациска постојана на водата. Земање логаритми

Значи, на собна температура, pOH ≈ 14 - pH. Сепак, оваа врска не е строго валидна во други околности, како на пример при мерења на алкалност на почвата.

Крајности на pH[уреди | уреди извор]

Мерење на pH под околу 2,5 (околу 0,003 mol/dm3 киселина) и над околу 10,5 (околу 0,0003 mol/dm 3 алкално) бара посебни постапки бидејќи, при користење на стаклената електрода, Нерстовата равенка се распаѓа под тие услови. Различни фактори придонесуваат за ова. Не може да се претпостави дека потенцијал на течен спој се независни од pH.[2] Исто така, крајната pH вредност наведува дека растворот е концентриран, така што потенцијалите на електродата се под влијание на варијација на јонска јачина. При висока pH на стаклената електрода може да влијае „алкална грешка“, бидејќи електродата станува чувствителна на концентрацијата на катјони како што се Na+
и K+
во растворот.[3] Достапни се посебно конструирани електроди кои делумно ги надминуваат овие проблеми.

Истекот од рудниците или јаловината на рудникот може да направи многу ниски pH вредности.[4]

Поврзано[уреди | уреди извор]

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. 1,0 1,1 Sørensen, S. P. L. (1909). „Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen“ (PDF). Biochem. Z. 21: 131–304. Архивирано (PDF) од изворникот 15 април 2021. Посетено на 18 јануари 2023. Original German: Für die Zahl p schlage ich den Namen Wasserstoffionenexponent und die Schreibweise pH• vor. Unter dem Wasserstoffionexponenten (pH•) einer Lösungwird dann der Briggsche Logarithmus des reziproken Wertes des auf Wasserstoffionenbezagenen Normalitäts faktors de Lösungverstanden. Две други публикации се појавиле во 1909 година, една на француски и една на дански јазик.
  2. Feldman, Isaac (1956). „Use and Abuse of pH measurements“. Analytical Chemistry. 28 (12): 1859–1866. doi:10.1021/ac60120a014.
  3. Предлошка:VogelQuantitative, Section 13.19 The glass electrode
  4. Nordstrom, D. Kirk; Alpers, Charles N. (March 1999). „Negative pH, efflorescent mineralogy, and consequences for environmental restoration at the Iron Mountain Superfund site, California“. Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America. 96 (7): 3455–62. Bibcode:1999PNAS...96.3455N. doi:10.1073/pnas.96.7.3455. PMC 34288. PMID 10097057. Архивирано од изворникот 23 септември 2017. Посетено на 18 јануари 2023.

Надворешни врски[уреди | уреди извор]