Jokapäiväisten liuosten pH: | |
Aine | likimääräinen pH |
---|---|
Kloorivetyhappo (37 % m ) | −1.1 |
Kloorivetyhappo (1 mol / l) | 0 |
Happamiinan viemäröinti (DMA) | <1,0 |
Happo peräisin akun tai pariston | <1,0 |
Vatsahappo | 2.0 |
Sitruunamehua | 2,4 - 2,6 |
Cola | 2.5 |
Ruokaetikka (6-8%) | 2,5 - 2,9 |
Appelsiini- tai omenamehu | 3.5 |
Viini | 4.0 |
Olut | 4.5 |
Kahvi | 5.0 |
Tee | 5.5 |
Hapan sade | <5.6 |
Maito | 6.5 |
Ihmisen sylki | 6,5 - 7,4 |
Puhdas vesi | 7.0 |
Veri | 7.38 - 7.42 |
Merivesi | 8.2 |
Saippua | 9,0 - 10,3 |
Valkaisuainetta | 11.5 |
Lime | 12.5 |
Sooda (1 mol / l) | 14.0 |
Sooda (tyydyttynyt) | 15.0 |
Vety potentiaali , huomattava pH , on mitta kemiallisen aktiivisuuden ja hydrons (myös yleisesti kutsutaan protoneja tai vety-ionit) liuoksessa. Erityisesti vesiliuoksessa nämä ionit ovat läsnä hydroniumionin muodossa (yksinkertaisin oksoniumioneista ).
Useammin pH on liuoksen happamuuden tai emäksisyyden mitta. Siten vesipitoisessa väliaineessa 25 ° C : ssa :
Vuonna 1909 , Tanskan kemisti Søren Sørensen , joka sitten työskentelevät Carlsberg laboratorio on Kööpenhamina vaikutuksista pitoisuudet muutaman ionien päälle proteiinien aikana oluen prosesseihin, huomannut, että on tärkeää vetyioneja ja päätti ottaa käyttöön pH käsite . Artikkelissa, jossa pH nostetaan ensimmäistä kertaa, Sørensen käyttää merkintää s H . Tässä julkaisussa hän antaa lyhenteen latinaksi, joka tarkoittaa Pondus Hydrogenii ("vedyn paino"); mutta kertomuksissa työstä, jonka hän kirjoitti Kööpenhaminan yliopiston Carlsberg-laboratoriossa samana vuonna, p on lyhenne saksalaisesta sanasta potenz (potentiaali) ja H on vedyn symboli . Sørensen määrittelee sitten liuoksen happamuuden kuin on desimaalin cologarithm on molaarinen pitoisuus (ilmaistuna mol per litra ) vetyionien:
Tieteellinen yhteisö hyväksyy tällaisen pH-asteikon periaatteen, erityisesti saksalaisen kemistin Leonor Michaelisin ansiosta , joka julkaisi vuonna 1909 kirjan hydroniumionin (H 3 O + ) pitoisuudesta . Vuonna 1924 aktiivisuuskäsitteen käyttöönoton jälkeen Sørensen julkaisi uuden artikkelin, jossa täsmennettiin, että pH riippui enemmän aktiivisuudesta kuin H + -pitoisuudesta . Sillä välin on otettu käyttöön pH- merkintä tietämättä, kuka oli initiaattori:
Myöhemmin kirjain "p" käytetään useassa merkintöjä tavallista kemian, nimeämään cologarithm: p K , POH, PCL jne Kukin kieli on mukauttanut lyhenteen "pH" merkityksen. PH: lla tarkoitetaan siis ranskaksi " potentiaalivetyä ", saksaksi " Potenz Hydrogene ", englanniksi " potentsiaalivetyä " tai espanjaksi " potentiaalivetyä " .
Happamuuden käsitteelle, joka oli alun perin vain laadullinen, annettiin määrällinen luonne Brønsted-Lowry -teorian ja pH: n myötävaikutuksella . Ollessaan alussa XX : nnen vuosisadan käytettiin yksinomaan pH indikaattorien perustella happamia tai emäksisiä luonteeltaan ratkaisua, kehitys sähkökemia ansiosta IUPAC kääntymään 1990 uuteen määritelmään pH, jolloin mittaukset tarkempi.
Koska puolivälissä XX : nnen vuosisadan The IUPAC virallisesti tunnustettu määritelmä pH Sørensen. Sitä käytetään koulun opetussuunnitelmissa (jatko-opinnot) ja sanakirjoissa:
jossa H (myös huomattava (H + ) tai {H + }) tarkoittaa aktiivisuutta vetyioneja H + , dimensioton. Itse pH on dimensioton määrä.
Tämä muodollinen määritelmä ei salli pH: n suoria mittauksia eikä edes laskelmia. Se, että pH riippuu vetyionien aktiivisuudesta, tarkoittaa, että pH riippuu useista muista tekijöistä, kuten liuottimen vaikutuksesta. On kuitenkin mahdollista saada likimääräiset pH-arvot laskemalla käyttämällä aktiivisuuden enemmän tai vähemmän tarkkoja määritelmiä.
IUPAC tänään antaa määritelmä pH kokeellisesta sähkökemiallisella menetelmällä. Se koostuu Nernst-suhteen käytöstä seuraavassa sähkökemiallisessa kennossa :
Vertailuelektrodi | Konsentroitu KCl-liuos Ratkaisu X | H 2 | Pt (vetyelektrodi)Käyttämällä kennon sähkömoottorin voimaa (havaittu fem tai fem) liuoksella X ja vertailuliuoksella S saadaan:
kanssa:
pH (X): tuntemattoman liuoksen pH; pH (S): vertailuliuoksen S taulukoitu pH; E X : solun emf tuntemattomalla liuoksella X; E S : solun emf vertailuliuoksella S liuoksen X sijaan; F = 96485 C mol -1 : Faraday-vakio ; R = 8,314 472 J mol −1 : ihanteellisten kaasujen yleisvakio ; T : absoluuttinen lämpötila , Kelvinissä . EsittelyTyöelektrodi on itse asiassa vetyelektrodi (katso # Mittaus ja osoittimet ). Katsotaan pari H + / H 2 .
Työelektrodin sähkökemiallinen potentiaali saadaan Nernst-suhteesta :
Tietäen, että standardin potentiaalin pari H + / H 2 on sopimuksesta nollaksi (viite), saadaan:
siksi
Sähkökemiallisen kennon emf on:
Erotetaan nyt kaksi emf: tä, E X tuntemattomalle ratkaisulle ja E S tunnetulle ratkaisulle S. Vähentämällä ne meillä on:
mistä
ja lopuksi
Tämä pH: n määritelmä standardoitiin ISO 31-8 -standardilla vuonna 1992 ja korvattiin sitten ISO-IEC 80000 -9 -standardilla.
Koska kemian pH-arvoon liittyvät manipulaatiot suoritetaan useimmiten vesipitoisessa väliaineessa, voidaan määrittää useita likimääräisiä pH-määritelmiä vesiliuoksessa . Käyttämällä kahta erilaista kemiallisen aktiivisuuden määritelmää voimme kirjoittaa nämä kaksi suhdetta alla. Ne ovat voimassa rajoitetulla alueella vesiliuoksia, joiden ionipitoisuudet ovat alle 0,1 mol L- 1, eivätkä ne ole liian happamia eivätkä liian emäksisiä, toisin sanoen pH: n välillä välillä 2 ja 12.
tai
γ H on H + -ionien aktiivisuuskerroin , dimensioton [H + ] on H + -ionien molaarinen pitoisuus, mol · L- 1 C 0 = 1 mol L- 1 on standardipitoisuusja
tai
γ H on H + -ionien aktiivisuuskerroin , dimensioton m H on H + -ionien molaalisuus , mol kg kg -1 m 0 = 1 mol kg -1 on standardimolaalisuusVielä pienemmille ionipitoisuuksille liuoksessa H + -ionien aktiivisuus voidaan rinnastaa niiden konsentraatioon (aktiivisuuskerroin pyrkii kohti 1). Voimme kirjoittaa :
Väärinkäytön kirjallisesti, kirjoittaminen ei ole homogeeninen, standardin konsentraatio C 0 on usein jätetty pois Merkintöjen yksinkertaistamiseksi. Tämä suhde on tunnetuin ja sitä käytetään eniten keskiasteen koulutuksessa.
Vahvojen happojen vesiliuoksessa pitoisuuksina, jotka ovat yli 1 mol kg −1 , edellinen likiarvo ei ole enää voimassa: on tarpeen palata määritelmään, jossa oksoniumionien aktiivisuus on kohti 1, kun pitoisuus kasvaa pH, joka pyrkii kohti .
Samoin vahvan emäksen vesiliuoksessa pitoisuus on yli 1 mol kg -1 , aktiivisuus hydroksidi-ionien HO - pyrkii kohti 1; kuitenkin, jonka määritelmä K e , ionisen tuote vettä yhtä kuin 10 -14 ajan 25 ° C: ssa , emme siis ei voi olla pienempi kuin K e , toisin sanoen pH: ssa, joka pyrkii kohti 14, kun vahvan emäksen pitoisuuden kohotessa.
Tämä pätee vain, kun liuotin (tässä vesi) on edelleen erittäin hallitseva muihin lajeihin verrattuna. Hyvin väkevöityjen liuosten tapauksessa tämä ei ole enää totta, ja voidaan havaita äärimmäisiä pH-arvoja, kuten myöhemmin tarkennetaan.
H + -ionien nesteytysBrønsted ja Lowry antoivat yksinkertaisen määritelmän hapon ja emäksen käsitteistä protonidonoriksi ja vastaavasti . Muita happamuuden käsitteitä käytetään ei-protoonisissa väliaineissa (väliaineissa, joissa vaihdettavat lajit eivät ole protoneja), kuten Lewisin teoria :
Teoria | Happo | Perustuu | Sovelluksen toimialue |
Arrhenius | H +: n luovuttaja | HO-luovuttaja - | vettä |
Brønsted | H +: n luovuttaja | H + vastaanottaja | proottinen liuotin |
Lewis | parin vastaanottaja e - | parinluovuttaja e - | yleinen tapaus |
Esimerkkejä:
PH vaihtelee liuottimen itseproolyysivakion määrittelemällä alueella.
Vesiliuoksessa, on standardi lämpötilassa ja paineessa (CNTP), pH 7,0 osoittaa neutraalisuuden, koska vesi, amfoteeriset , luonnollisesti hajoaa H + ja HO - ioneja pitoisuuksina 1,0 x 10 -7 moolia L -1 . Tätä dissosiaatiota kutsutaan veden autoprotolyysiksi :
Normaaleissa lämpötila- ja paine ( TPN ), ionisen tuote vettä ([H + ] [HO - ]) on 1,0116 x 10 -14 , joten p K e = 13,995 . Voimme myös määrittää POH (-log HO - ), niin että pH-arvo + POH = p K e .
PH on määriteltävä uudelleen - Nernst-yhtälöstä - lämpötilan, paineen tai liuotinolosuhteiden muuttuessa.
Ioninen tuote vettä ([H + ] [HO - ]) vaihtelee paine ja lämpötila: alle 1013 hPa ja 298 K ( TPN ), ioninen tuote on 1,0116 x 10 -14 , d ', jossa p K e = 13,995 ; alle 10 10 Pa ja 799,85 ° C: ssa , p K e on vain 7,68: pH neutraaliksi on sitten 3,84. 1013 hPa: n (kyllästetyn vesihöyryn paine) ilmakehässä meillä on:
Siksi pOH vaihtelee samalla tavalla ja samasta syystä: veden suurempi fragmentoituminen protoniksi H + (itse asiassa hydroniumioni H 3 O +) Ja HO - . Siksi on todellakin totta sanoa, että vedestä tulee "happamampaa", mutta on yhtä totta, että siitä tulee samanaikaisesti ja pariteettisyistä "emäksisempi". Tuloksena on kuitenkin, että siitä tulee syövyttävämpää, mikä on huolellisesti tutkittu ongelma lämpövoimaloiden lämmönvaihtimissa.
Veden ionituote vaihtelee seuraavan yhtälön mukaan:
missä K e * = K e / (mol⋅kg −1 ) ja d e * = d e / (g⋅cm −3 ).
Kanssa:
Soveltamisala, jolla on kaava: T välillä 0 ja 1000 ° C: ssa , P välillä 1 ja 10000 baaria abs.
Toinen formulaatio laskettaessa p K e on, että IAPWS
Muissa liuottimissa kuin vedessä pH ei ole veden dissosiaation funktio. Esimerkiksi asetonitriilin neutraali pH on 27 ( TPN ) eikä 7,0.
PH määritellään vedettömässä liuoksessa suhteessa solvatoituneiden protonien konsentraatioon eikä dissosiaatiottomien protonien konsentraatioon. Itse asiassa tietyissä liuottimissa, joiden liuotuskyky on vähäinen, vahvan ja väkevän hapon pH ei välttämättä ole alhainen. Toisaalta, liuottimen ominaisuuksista riippuen, pH-asteikkoa siirretään suhteessa veteen. Täten vedessä rikkihappo on vahva happo, kun taas etanolissa se on heikko happo. Työskentely vedettömässä väliaineessa tekee pH-arvon laskemisesta erittäin monimutkaista.
PH alhaisempi kuin neutraalisuuden (esim 5 vesiliuokselle) osoittaa kasvua happamuus , ja korkeampi pH (esim 9 vesiliuokselle) osoittaa kasvua emäksisyyden, toisin sanoen. Että on, emäksisyys .
Happo alentaa neutraalin tai emäksisen liuoksen pH: ta; emäs nostaa happaman tai neutraalin liuoksen pH: ta. Kun liuoksen pH ei ole kovin herkkä hapoille ja emäksille, sen sanotaan olevan puskuriliuos (pH); näin on veressä, maidossa tai merivedessä, jotka sisältävät happo-emäs-pareja, jotka kykenevät vaimentamaan pH-vaihteluita, kuten hiilidioksidi / vetykarbonaatti / karbonaatti, fosforihappo / vetyfosfaatti / fosfaatti, happo boori / boraatti.
Ns. Fysiologisen liuoksen pH on 7,41.
Suurilla ionipitoisuuksilla aktiivisuutta ei voida enää rinnastaa konsentraatioon, ja ionivahvuus on otettava huomioon esimerkiksi Debye-Hückel-teorian ansiosta. Vahvan hapon dekamolaarisen liuoksen pH ei siis ole yhtä suuri kuin -1, aivan kuten vahvan emäksen dekamolaarisen liuoksen pH ei ole 15. Tällaisten liuosten aggressiivisuus ja niiden voimakas korkea ionivahvuus vaikeuttavat mittaamista pH tavallisilla lasielektrodeilla. Siksi käytämme muita väriindikaattoreihin perustuvia menetelmiä ( UV- tai NMR- spektroskopia ). Pitoisuudet ovat suuret H + , voidaan määritellä vastaavasti muita asteikkoja mittauksen happamuus, kuten Hammett asteikolla H 0 .
Edellä vahvistetun Nernstin lain mukaan :
jossa X on liuos, jonka pH: ta ei tunneta, ja S, vertailuliuos; kanssa ( RT LN10) / F = 59,159 V on 298 K ( R on ideaalikaasuvakio, T , lämpötilan ja F , Faradayn vakio).
Yleensä pH mitataan sähkökemiallisesti pH-mittarilla , laitteella, joka käsittää erityisen yhdistetyn elektrodin , jota kutsutaan lasielektrodiksi , tai kahdesta erillisestä elektrodista. Vertailuelektrodi on yleensä kyllästetty kalomelielektrodi ( SCE ).
Happamuuden mittaamiseksi on monia tapoja, pH-indikaattoreita käytetään usein .
Ajan 25 ° C: ssa p K e = 14.
Tämä suhde ei ole voimassa alle 1 × 10 −7 mol l −1 pitoisuuksille, ja sitä tulisi soveltaa vain yli 1 × 10 −5 mol l −1 pitoisuuksiin . Sen käyttö liuokseen , joka on laimennettu 10-8: een, antaa todellakin pH-arvon 8 , mikä on järjetöntä, koska liuos on hapan eikä emäksinen (tällaisen liuoksen pH on 6,98).
Yksihapon tapauksessa pH lasketaan ratkaisemalla seuraava kolmannen asteen yhtälö: (H + ) 3 + K a (H + ) 2 - (H + ) [ K e + K a C a ] - K a · K e = 0 .
Rajoittavassa tapauksessa edellisestä yhtälöstä tulee , mistä päätämme sen . Kun , .
Tätä suhdetta koskevat samat huomautukset kuin vahvan hapon tapauksessa.
Tämä kaava on hyvin likimääräinen, varsinkin jos käytetyt hapot tai emäkset ovat heikkoja, ja sitä tulisi käyttää erittäin varoen.
Suhteellisen heikosti väkevöityissä liuoksissa (sanomme "laimea liuos") happamuus mitataan hydroniumin (oksonium) tai [H 3 O + -ionien konsentraatiolla], Koska H + ionit assosioituvat [H 2 O]. Suurilla pitoisuuksilla tätä vaikutusta kompensoi kuitenkin osittain aktiivisuuskertoimet, jotka romahtavat korkeilla pitoisuuksilla. Siitä huolimatta on mahdollista saada negatiiviset pH-arvot, myös kaivostoiminnan seurausten yhteydessä, jos kaivos on erittäin hapan .
PH-asteikko 0-14 on tavanomainen raja. Siten väkevöidyn 37 % m suolahappoliuoksen pH on noin -1,1, kun taas kyllästetyn natriumhydroksidiliuoksen pH on noin 15,0.
Tuotteita, jotka ovat happamampia kuin 100-prosenttinen rikkihappo, kutsutaan superhapoiksi . Nämä ovat yleisesti käytetään, erityisesti katalyyttejä varten isomerointiin ja halkeilua ja alkaanit .
Maaperän pH on seurausta maaperän koostumuksesta (kalkkikivi, hartsimainen maaperä jne. ) Ja siitä, mitä se saa (sade, lannoite jne. ). Se on vaikutusta rinnastaminen ravinteita ja hivenaineita , jonka kasvi .
Hortensia kukkii happamassa maaperässä.
Hortensia kukkii emäksisessä maaperässä.