pH

ApH(pondus hidrogenii,latinulpotentia hydrogeni,hidrogénion-kitevő)dimenzió nélkülikémiaimennyiség, mely egy adottoldatkémhatását(savasságátvagylúgosságát) jellemzi. Híg vizes oldatokban a pH egyenlő azoxóniumion-koncentráció tízes alapúlogaritmusának ellentettjével.

\mathrm {pH=-\log _{10}[H_{3}O^{+}]=-\lg[H_{3}O^{+}]\!}

vagy egyszerűbben:

\mathrm {pH} =-\log _{10}\mathrm {[H^{+}]} =-\lg \mathrm {[H^{+}]} \!

(A hidrogénion (H⁺) a víz autoprotolízisével, vagy a savak ionizációjával keletkezik, de vizes közegben mindig hozzákapcsolódik egy vízmolekulához, és oxóniumion (H₃O⁺) jön létre.)

A víz autoprotolízise, pH

Avíz autoprotolíziseolyan egyensúlyi reakció, melynek során 10⁻⁷mólnyi vízmolekula ad át protont egy másiknak (1 liter vízben, 25 °C-on):

$\mathrm {H_{2}O+H_{2}O\!\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}\!}$

Erre az egyensúlyi reakcióra felírható a K_vízegyensúlyi állandó:

K_víz= [H₃O⁺][OH⁻] = 10⁻⁷mol/dm³ · 10⁻⁷mol/dm³ = 10⁻¹⁴(mol/dm³)²

A szögletes zárójellel a megfelelő ionok moláriskoncentrációjátjelöljük, ennek szokásos mértékegysége: mol/dm³; az SI-mértékegység ezerszerese. 1 dm³ = 1 liter.

Ebből következik:

tiszta vízben és semleges kémhatású oldatokban:

[H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷mol/dm³
pH = −lg10⁻⁷= 7

Savak és lúgok híg vizes oldatában az egyensúly eltolódik, de a kétféle ion moláris koncentrációjának szorzata (K_víz) állandó marad:

savasközegbenmegnő az oxóniumionok moláris koncentrációja:

- például egy erős savból készült 0,1 mol/dm³ koncentrációjú oldatban (25 °C-on):

[H₃O⁺] = 10⁻¹mol/dm³

[OH⁻] = 10⁻¹³mol/dm³

pH = −lg[H₃O⁺] = −lg10⁻¹= 1

tehát [H₃O⁺] > [OH⁻], vagyis [H₃O⁺] > 10⁻⁷mol/dm³.
pH < 7

lúgosközegbenlecsökken az oxóniumionok moláris koncentrációja:

- például egy erős lúgból készült 0,1 mol/dm³ koncentrációjú oldatban (25 °C-on):

[H₃O⁺] = 10⁻¹³mol/dm³

[OH⁻] = 10⁻¹mol/dm³

pH = −lg[H₃O⁺] = −lg10⁻¹³= 13

tehát [H₃O⁺] < [OH⁻], vagyis [H₃O⁺] < 10⁻⁷mol/dm³.
pH > 7

Összefoglalva: A tiszta víz pH-értéke 7, ennél kisebb pH-érték savasságot, nagyobb pH-érték pedig lúgosságot jelez.

Ugyanilyen gondolatmenet szerint ki lehet számítani apOH-t is. Ennek változása ellentétes a pH változásával.

pH-értékek

A mindennapi életben leggyakrabban előforduló oldatok átlagos pH-értéke
Anyag	pH-érték	savas
Akkumulátorsav (kénsav): H₂SO₄	0-0,5
Sósav(gyomorsav - üres gyomor)	1,0–1,5
Citromsav	2,4
Coca-Cola	2,0–3,0
Ecetsav	2,5
Gyümölcslé (meggy)	2,7
Narancsléésalmalé	3,5
Bor	4
Savanyútej	4,5
Sör	4,5–5,0
Savas eső	< 5,0
Kávé	5,0
Tea	5,5
Eső	5,6
Ásványvíz	6,0
Tej	6,5	semleges
Víz(a víz keménységétől függően)	6,0–8,5
Emberinyál	6,5–7,4
Vér	7,4	lúgos
Tengervíz	7,5–8,4
Hasnyálmirigy-váladék (bél)	8,3
Szappan	9,0–10,0
Háztartásiammónia	11,5
Oltott mész- Ca(OH)₂	12,4
Hipó- fehérítő	12,5
Beton	12,6
Marónátron- NaOH	13,5–14

pH-mérés

A pH értéketindikátorokkal,vagy digitálispH-mérőkkellehet meghatározni:

Bővebben:Sav-bázis indikátor

Pontos definíció

A pH-ra a fenti képlet csak híg vizes oldatokban igaz. A pH valójában a hidrogénion-aktivitástólfügg, ami töményebb oldatokban nem egyenlő a hidrogénion-koncentrációval.Tömény oldatok esetén a pH-t a hidrogénion-aktivitás segítségével fejezzük ki:

\mathrm {pH=-\log _{10}(a_{H^{+}})\!}

A képletben $a_{\mathrm {H^{+}} }$ a hidrogénion-aktivitás. A hidrogénion-aktivitást a koncentrációból azaktivitási együttható( $f\!$ ,vagy $\gamma _{\pm }$ ) segítségével kaphatjuk meg. Az aktivitási együttható egy 0 és 1 közé eső viszonyszám, mely számos tényezőtől, köztük a hidrogénion-koncentrációtól függ.

\mathrm {a} _{\mathrm {H^{+}} }=f\cdot \mathrm {[H^{+}]} \!

\mathrm {pH} =-\log _{10}(f\cdot \mathrm {[H^{+}]} )\!

Kis hidrogénion-koncentráció mellett az aktivitási együttható magas, értéke jó közelítéssel 1. Így híg oldatban a hidrogénion-koncentrációmegegyezik a hidrogénion-aktivitással.A pH tehát közvetlenül számolható a koncentrációból.

\mathrm {f} =1\!

\mathrm {pH} =-\log _{10}(f\cdot \mathrm {[H^{+}]} )=-\log _{10}(1\cdot \mathrm {[H^{+}]} )\!

\mathrm {pH} =-\log _{10}\mathrm {[H^{+}]} =-\lg \mathrm {[H^{+}]} \!

A pH mértékegységéről

A fenti képletek az ún. szabványos koncentráció mértékegységét tartalmazzák, amely az SI-egységnek ezredrésze: mol/dm³. Ebben további ellentmondás, hogy a koncentrációnál a nevezőbenaz egész oldat térfogataáll, míg a molalitásnál csakaz oldószer tömegekerül a nevezőbe. A Green Book második kiadása egyenértékűként fogadta el kétféle mértékegységgel is (γ_±az ionos aktivitási együttható azIUPACdokumentumban; azonos a fent alkalmazottfjelű fizikai mennyiséggel):

$pH=-\mathrm {l} g\left[\gamma _{\pm }\centerdot c(H^{+})/(\mathrm {mol\ dm^{-3}} )\right]\pm 0,02$

$pH=-\mathrm {l} g\left[\gamma _{\pm }\centerdot m(H^{+})/(\mathrm {mol\ kg^{-1}} )\right]\pm 0,02$

A törtvonal értelme e képletekben az, hogy a fizikai mennyiség értékét osztjuk a mértékegységével, így annak mérőszámát kapjuk. Aktuálisan ez azt jelentette, hogy a koncentráció és a molalitásmérőszámaazonos, máskülönben nem eredményezhetnének azonos pH-értéket. Ne felejtsük el azt sem, hogy a képletben nem a koncentráció SI-mértékegysége szerepel, hanem annak ezredrésze, aktuálisan: mol/dm³, ami sérti a mértékegységrendszer koherenciáját. A dokumentumok erre a problémára egy másik megoldást is adnak; definiálják aszabványos koncentrációfogalmát a következőképpen: $c^{\ominus }=1\ \mathrm {mol\ dm^{-3}}$

A harmadik kiadás egyértelműen úgy határoz, hogy a hidrogénion-„koncentráció” mértékegységét amolalitásszabványos mértékegységében mért mérőszámból kell meghatározni. Ennek nagysága $m^{\ominus }=1\ \mathrm {mol/kg}$ .(A vizes oldatok sűrűségének mérőszáma kg/dm³-ben az egyhez közeli érték.) Ebből következően a logaritmus függvény argumentuma 1 mértékegységű szám: ${\frac {\mathrm {mol/kg} }{\mathrm {mol/kg} }}=1$ ,így teljesül az a feltétel, hogy logaritmust csak dimenziómentes mérőszámból szabad számítani. A dokumentum kitér arra is, hogy a molalitás jeléül nem helyes azmbetűt használni, mert összetéveszthető a tömeg jelével. Ezért javasolja inkább abbetű használatát.

A Green Book harmadik kiadása^[1]a következőképpen határozza meg a pH-t:

$pH=-\mathrm {l} g\ a_{\mathrm {H} +}=-\mathrm {l} g\ {\frac {m_{\mathrm {H} +}\centerdot \gamma _{m,{\mathrm {H} +}}}{m^{\ominus }}}$

Története

A pH fogalmátSøren Peter Lauritz Sørensen(1868–1939)dán biokémikusvezette be,^[2]melyet ő még a vizes oldatbelioxóniumion mol/dm³-ben kifejezett egyensúlyi koncentrációjával ([H₃O⁺]) definiált:

\mathrm {pH=-\log _{10}\left({\frac {[H_{3}O^{+}]}{1{\frac {mol}{dm^{3}}}}}\right)}.\!

Szobahőmérsékleten (kb. 22°C-on) 1 dm³ vegytisztavíz,autoprotolízisénekköszönhetőendinamikus egyensúlyban10⁻⁷molhidrogéniont (H⁺vagy H₃O⁺) és – értelemszerűen – ugyanennyi hidroxidiont (OH⁻) tartalmaz:

\mathrm {H_{2}O+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}} \!

\mathrm {[H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]=10^{-7}{\frac {mol}{dm^{3}}}} \!

\mathrm {pH=-\log _{10}\left({\frac {10^{-7}{\frac {mol}{dm^{3}}}}{1{\frac {mol}{dm^{3}}}}}\right)=7} \!

Ekkor tehát Sørensen szerint a pH-értéke 7. Ez tekinthető a semleges kémhatásnak. Ennél kisebb pH-érték, vagyis a hidroxidionokhoz képest nagyobb hidrogénion koncentrációsavasságot,nagyobb pH-érték pediglúgosságotjelez.

Nem vizes oldatokban

A pH fogalma jellegéből adódóan más egyébautoprotolízisrehajlamos kémiai rendszerekre is kiterjeszthető. Például a vegytisztaetanol(C₂H₅OH) szobahőmérsékleten és ugyancsakdinamikus egyensúlyban10⁻¹⁰mol protonált és ugyanennyi deprotonált molekulát tartalmaz dm³-enként. Ekkor a semleges kémhatáshoz tartozó pH-érték 10.

Jegyzetek

↑Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry.IUPAC.RSC Publishing, 2007. [2017. február 15-i dátummal azeredetibőlarchiválva]. (Hozzáférés: 2017. május 19.)
↑Biochemische Zeitschrift:21p131-200 1909.

Források

Kapcsolódó szócikkek

Kémiaportál • összefoglaló, színes tartalomajánló lap

[Green_Book-1] Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry.IUPAC.RSC Publishing, 2007. [2017. február 15-i dátummal azeredetibőlarchiválva]. (Hozzáférés: 2017. május 19.)

[2] Biochemische Zeitschrift:21p131-200 1909.

[1]

[2]