A pH (pondus hidrogenii, latinul potentia hydrogeni, hidrogénion-kitevő) dimenzió nélküli kémiai mennyiség, mely egy adott oldat kémhatását (savasságát vagy lúgosságát) jellemzi. Híg vizes oldatokban a pH egyenlő az oxóniumion-koncentráció tízes alapú logaritmusának ellentettjével.
p H = − log 10 = − lg {\displaystyle \mathrm {pH=-\log _{10}=-\lg\!} }vagy egyszerűbben:
p H = − log 10 = − lg {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}\mathrm {} =-\lg \mathrm {} \!}(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 olyan egyensúlyi reakció, melynek során 10−7 mólnyi vízmolekula ad át protont egy másiknak (1 liter vízben, 25 °C-on):
H 2 O + H 2 O ⇌ H 3 O + + O H − {\displaystyle \mathrm {H_{2}O+H_{2}O\!\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}\!} }
Erre az egyensúlyi reakcióra felírható a Kvíz egyensúlyi állandó: Kvíz = = 10−7mol/dm³ · 10−7mol/dm³ = 10−14(mol/dm³)²A szögletes zárójellel a megfelelő ionok moláris koncentrációját jelöljük, ennek szokásos mértékegysége: mol/dm³; az SI-mértékegység ezerszerese. 1 dm³ = 1 liter. Ebből következik:
Összefoglalva: A tiszta víz pH-értéke 7, ennél kisebb pH-érték savasságot, nagyobb pH-érték pedig lúgosságot jelez.
Ugyanilyen gondolatmenet szerint ki lehet számítani a pOH-t is. Ennek változása ellentétes a pH változásával.
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 | |
Narancslé és almalé | 3,5 | |
Bor | 4 | |
Savanyú tej | 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 | |
Emberi nyál | 6,5–7,4 | |
Vér | 7,4 | lúgos |
Tengervíz | 7,5–8,4 | |
Hasnyálmirigy-váladék (bél) | 8,3 | |
Szappan | 9,0–10,0 | |
Háztartási ammónia | 11,5 | |
Oltott mész - Ca(OH)2 | 12,4 | |
Hipó - fehérítő | 12,5 | |
Beton | 12,6 | |
Marónátron - NaOH | 13,5–14 |
A pH értéket indikátorokkal, vagy digitális pH-mérőkkel lehet meghatározni:
Indikátorok: timolkék, metilnarancs, brómkrezolzöld, metilvörös, lakmusz, brómtimolkék, fenolftalein, timolftalein, alizarinsárga R | pH-indikátorok |
Digitális pH-mérés: 4,96-os pH-érték | Lúgos pH | Igényes pH-mérés laboratóriumban |
A pH-ra a fenti képlet csak híg vizes oldatokban igaz. A pH valójában a hidrogénion-aktivitástól függ, ami töményebb oldatokban nem egyenlő a hidrogénion-koncentrációval. Tömény oldatok esetén a pH-t a hidrogénion-aktivitás segítségével fejezzük ki:
p H = − log 10 ( a H + ) {\displaystyle \mathrm {pH=-\log _{10}(a_{H^{+}})\!} }A képletben a H + {\displaystyle a_{\mathrm {H^{+}} }} a hidrogénion-aktivitás. A hidrogénion-aktivitást a koncentrációból az aktivitási együttható ( f {\displaystyle f\!} , vagy γ ± {\displaystyle \gamma _{\pm }} ) segítségével kaphatjuk meg. Az aktivitási együttható egy 0 és 1 közé eső viszonyszám, mely számos tényezőtől, köztük a hidrogénion-koncentrációtól függ.
a H + = f ⋅ {\displaystyle \mathrm {a} _{\mathrm {H^{+}} }=f\cdot \mathrm {} \!} p H = − log 10 ( f ⋅ ) {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}(f\cdot \mathrm {} )\!}Kis hidrogénion-koncentráció mellett az aktivitási együttható magas, értéke jó közelítéssel 1. Így híg oldatban a hidrogénion-koncentráció megegyezik a hidrogénion-aktivitással. A pH tehát közvetlenül számolható a koncentrációból.
f = 1 {\displaystyle \mathrm {f} =1\!} p H = − log 10 ( f ⋅ ) = − log 10 ( 1 ⋅ ) {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}(f\cdot \mathrm {} )=-\log _{10}(1\cdot \mathrm {} )\!} p H = − log 10 = − lg {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}\mathrm {} =-\lg \mathrm {} \!}A fenti képletek az ún. szabványos koncentráció mértékegységét tartalmazzák, amely az SI-egységnek ezredrésze: mol/dm³. Ebben további ellentmondás, hogy a koncentrációnál a nevezőben az egész oldat térfogata áll, míg a molalitásnál csak az oldószer tömege kerül a nevezőbe. A Green Book második kiadása egyenértékűként fogadta el kétféle mértékegységgel is (γ± az ionos aktivitási együttható az IUPAC dokumentumban; azonos a fent alkalmazott f jelű fizikai mennyiséggel) :
p H = − l g ± 0 , 02 {\displaystyle pH=-\mathrm {l} g\left\pm 0,02}
p H = − l g ± 0 , 02 {\displaystyle pH=-\mathrm {l} g\left\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 molalitás mérőszáma azonos, 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 a szabványos koncentráció fogalmát a következőképpen: c ⊖ = 1 m o l d m − 3 {\displaystyle c^{\ominus }=1\ \mathrm {mol\ dm^{-3}} }
A harmadik kiadás egyértelműen úgy határoz, hogy a hidrogénion-„koncentráció” mértékegységét a molalitás szabványos mértékegységében mért mérőszámból kell meghatározni. Ennek nagysága m ⊖ = 1 m o l / k g {\displaystyle 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: m o l / k g m o l / k g = 1 {\displaystyle {\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 az m betűt használni, mert összetéveszthető a tömeg jelével. Ezért javasolja inkább a b betű használatát.
A Green Book harmadik kiadása a következőképpen határozza meg a pH-t:
p H = − l g a H + = − l g m H + ⋅ γ m , H + m ⊖ {\displaystyle pH=-\mathrm {l} g\ a_{\mathrm {H} +}=-\mathrm {l} g\ {\frac {m_{\mathrm {H} +}\centerdot \gamma _{m,{\mathrm {H} +}}}{m^{\ominus }}}}
A pH fogalmát Søren Peter Lauritz Sørensen (1868–1939) dán biokémikus vezette be, melyet ő még a vizes oldatbeli oxóniumion mol/dm³-ben kifejezett egyensúlyi koncentrációjával () definiált:
p H = − log 10 ( 1 m o l d m 3 ) . {\displaystyle \mathrm {pH=-\log _{10}\left({\frac {}{1{\frac {mol}{dm^{3}}}}}\right)} .\!}Szobahőmérsékleten (kb. 22 °C-on) 1 dm³ vegytiszta víz, autoprotolízisének köszönhetően dinamikus egyensúlyban 10−7 mol hidrogéniont (H+ vagy H3O+) és – értelemszerűen – ugyanennyi hidroxidiont (OH−) tartalmaz:
H 2 O + H 2 O ⇌ H 3 O + + O H − {\displaystyle \mathrm {H_{2}O+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}} \!} = = 10 − 7 m o l d m 3 {\displaystyle \mathrm {==10^{-7}{\frac {mol}{dm^{3}}}} \!} p H = − log 10 ( 10 − 7 m o l d m 3 1 m o l d m 3 ) = 7 {\displaystyle \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 koncentráció savasságot, nagyobb pH-érték pedig lúgosságot jelez.
A pH fogalma jellegéből adódóan más egyéb autoprotolízisre hajlamos kémiai rendszerekre is kiterjeszthető. Például a vegytiszta etanol (C2H5OH) szobahőmérsékleten és ugyancsak dinamikus egyensúlyban 10−10 mol protonált és ugyanennyi deprotonált molekulát tartalmaz dm³-enként. Ekkor a semleges kémhatáshoz tartozó pH-érték 10.
Nemzetközi katalógusok |
---|