PH
PH |
---|
Polecane artykuły |
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):
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
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.
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
- Bączkowicz M. i in., Podstawy analizy i oceny jakości żywności, Wydawnictwo Uniwersytetu Rolniczego w Krakowie, Kraków 2012
- Budniok A., Chemia Techniczna, Uniwersytet Śląski, Katowice 1993
- Czarnecka-Żołek E. i in. (red.) (1993), Encyklopedia Techniki. Chemia. Wydawnictwo Naukowo-Techniczne, Warszawa
- Gorzelany W. i in., Obliczenia Chemiczne, Państwowe Wydawnictwo Naukowe, Warszawa 1982
- Kryt D. i in., Słownik Chemii Analitycznej, Wydawnictwo Naukowo - Techniczne, Warszawa 1984
Autor: Patrycja Puch