PH

PH
Polecane artykuły
Kolorymetria Kwasowość Alkaliczność Próba (Towaroznawstwo) Kalorymetria Polarografia Polarymetria Profilografia Wykres Molliera

pH – wykładnik jonów wodorowych, wykładnik wodorowy; wielkość fizyczna uważana za ilościową miarę aktywności jonów wodorowych w roztworach (kwasowości lub zasadowości roztworów) [E. Czarnecka–Żołek i in. 1993, s. 525]. Ujemny logarytm aktywności jonów wodorowych (ściślej hydroniowych):

pH = -lgaH₃0⁺

Ponieważ aktywność indywidualnych jonów jest niemierzalna, stosuje się konwencjonalną skalę pH opartą na standardowych roztworach buforowych oraz na pomiarze SEM z użyciem elektrody odwracalnej względem jonów wodorowych

$pH(X)=pH(S)+{\frac {(E_{S}-E_{X})F}{RT\ln 10}}$

gdzie: pH (x) – pH roztworu badanego, pH (s) – pH standardowego roztworu buforowego, Ex – SEM zmierzona w roztworze badanym, Es – SEM zmierzona w roztworze w roztworze standardowym [D. Kryt i in. 1984, s. 108].

Pomiar pH

Wartość pH badanego roztworu oblicza się ze wzoru lub wyznacza graficznie z wykresu E = f (pH). Do pomiarów wtórnych można używać wskaźników kwasowo – zasadowych. Znacznie dokładniejsze jest oznaczenie za pomocą pehametru [E. Czarnecka–Żołek i in. 1993, s. 525].

Obecnie do pomiarów pH roztworów wodnych stosuje się elektrody kombinowane. Są to zestawy dwóch elektrod w jednej wspólnej oprawce, co upraszcza przeprowadzenie pomiaru. Elektroda taka składa się z części szklanej (wskaźnikowej) zakończonej kulistą membraną, której potencjał zależy od wartości pH badanego roztworu, oraz z części odniesienia. Rolę półogniwa odniesienia pełni elektroda chlorosrebrowa umieszczona w nasyconym roztworze chlorku potasu, nasyconym chlorkiem srebra. Elektrody te są stosunkowo odporne chemicznie i pozwalają na prowadzenie pomiarów w pełnym zakresie wartości pH (od 0 do 14), w szerokim przedziale temperatur.

Innym, mało dokładnym, sposobem oznaczenia kwasowości aktywnej jest określenie pH na podstawie zmiany barwy papierka wskaźnikowego (np. uniwersalnego) w porównaniu ze skalą wzorców lub wynikiem barwienia za pomocą wskaźników organicznych [Bączkowicz i in. 2012, s. 108], które zmieniają swoją barwę w zależności od stężenia jonów wodorotlenowych. Moment zmiany barwy jest bardzo ostry i odwracalny względem stężenia jonów wodorowych. Najważniejsze wskaźniki zamieszczono w tabeli.

Wskaźnik	Zakres zmiany pH	Środowisko kwaśne	Środowisko zasadowe
Błękit tymolowy	1,2 – 2 - 8	czerwony	żółty
Dinitrofenol	2,4 – 4,0	bezbarwny	żółty
Czerwień Kongo	3,0 – 5,2	niebieski	czerwony
Oranż metylowy	3,1 – 4,4	czerwony	pomarańczowy
Lakmus	4,4 – 6,6	czerwony	niebieski
Fenoloftaleina	8,0 – 10,0	bezbarwna	czerwona

Źródło: [Budniok 1993, s. 40-41]

Stężenie jonów H₃O⁺ i wykładnik tego stężenia (pH)

• W czystej wodzie i roztworach obojętnych:

[H₃O] = 1,00 * 10⁻⁷ = [OH^-], pH = 7 = pOH

• W środowisku kwaśnym:

[H₃O] > 1,00 * 10⁻⁷ = [OH^-], pH < 7 < pOH

• W środowisku zasadowym:

[H₃O] < 1,00 * 10⁻⁷ = [OH^-], pH > 7 > pOH

[W. Gorzelany i in. 1982, s. 209]

Wartość pH ma bardzo duże znaczenie dla wielu reakcji chemicznych. Przebieg reakcji chemicznych i otrzymywanie barwników, tworzyw sztucznych, przebieg reakcji polimeryzacji oraz reakcji biochemicznych w znacznym stopniu zależą od pH [A. Budniok 1993, s. 40].

Bibliografia

1. Budniok A., Chemia Techniczna, Uniwersytet Śląski, Katowice 1993
2. Bączkowicz M. i in., Podstawy analizy i oceny jakości żywności, Wydawnictwo Uniwersytetu Rolniczego w Krakowie, Kraków 2012
3. Czarnecka – Żołek E. i in., Encyklopedia Techniki, Tom Chemia, Wydawnictwo Naukowo – Techniczne, Warszawa 1993
4. Gorzelany W. i in., Obliczenia Chemiczne, Państwowe Wydawnictwo Naukowe, Warszawa 1982
5. Kryt D. i in., Słownik Chemii Analitycznej, Wydawnictwo Naukowo – Techniczne, Warszawa 1984

Autor: Patrycja Puch