pH - pH

Bir gösterge ile renklendirilmiş pH 1-10 çözeltileri içeren test tüpleri

Olarak kimya , pH ( / s Ben bir / , tarihsel olarak "potansiyelini gösteren hidrojen " veya " enerji hidrojen") belirtmek için kullanılan bir ölçektir asitlik veya bazlık bir ait sulu bir çözelti . Asidik çözeltilerin (yüksek konsantrasyonlarda H + iyonlarına sahip çözeltiler ), bazik veya alkali çözeltilerden daha düşük pH değerlerine sahip olduğu ölçülür .

pH ölçeği logaritmiktir ve çözeltideki hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu ters olarak gösterir . Hesaplamak pH için kullanılan formül yaklaşır Bunun nedeni, negatif bir temel 10 logaritması arasında molar konsantrasyonuna çözelti içinde hidrojen iyonlarının. Daha kesin olarak, pH, 10 tabanına logaritmaları negatif aktivitesi arasında H + iyonu .

25 °C'de pH'ı 7'den küçük olan çözeltiler asidiktir ve pH'ı 7'den büyük olan çözeltiler baziktir. Bu sıcaklıkta pH'ı 7 olan çözeltiler nötrdür (örn. saf su ). pH'ın nötr değeri sıcaklığa bağlıdır - sıcaklık artarsa ​​7'den düşük olur. pH değeri çok kuvvetli asitler için 0'dan küçük, çok kuvvetli bazlar için 14'ten büyük olabilir .

pH ölçeği, pH'ı uluslararası anlaşma ile belirlenmiş bir dizi standart solüsyona göre izlenebilir . Birincil pH standart değerleri, bir hidrojen elektrotu ile gümüş klorür elektrotu gibi standart bir elektrot arasındaki potansiyel farkı ölçülerek, aktarımlı bir konsantrasyon hücresi kullanılarak belirlenir . Sulu çözeltilerin pH'ı, bir cam elektrot ve bir pH metre veya renk değiştiren bir gösterge ile ölçülebilir . pH ölçümleri kimya, agronomi , tıp, su arıtma ve diğer birçok uygulamada önemlidir .

Tarih

PH kavramı ilk tarafından tanıtıldı Danimarkalı kimyager Soren Peder Lauritz Sørensen de Carlsberg Laboratuvarı'nda 1909 yılında ve elektrokimyasal hücreler açısından tanım ve ölçümler karşılamak için 1924 yılında çağdaş pH revize edilmiştir. İlk makalelerde, gösterimde , küçük p harfinin alt simgesi olarak H vardı , bu nedenle: p H •.

p işareti için 'hidrojen iyon üssü' adını ve p H • sembolünü öneriyorum . Daha sonra, bir çözeltinin hidrojen iyon üssü (p H •) için , ilgili hidrojen iyonu normallik faktörünün Briggs logaritmasının negatif değeri anlaşılmalıdır.

Sørensen bunu neden kullandığını açıklamadığı için "pH"deki p harfinin tam anlamı tartışmalıdır. Sørensen, potansiyel farkları kullanarak pH'ı ölçmenin bir yolunu tanımlar ve hidrojen iyonlarının konsantrasyonunda 10'un negatif gücünü temsil eder . Mektup p Fransız için duramazdı puissance, Alman Potenz, ya Danimarkalı Potens "gücü" anlamına gelen, ya da "potansiyel" anlamına gelebilir. Mektup bu başlangıç için tüm kelimeler p yılında Fransız , Alman ve danimarka'da yayınlanan -tüm dillerin Sørensen: Carlsberg Laboratuvarı Alman bilimsel yayın baskın dildi, Fransızca konuşan, ve Sørensen Danimarkalı idi. Ayrıca q harfini gazetenin başka yerlerinde de aynı şekilde kullandı. Ayrıca test çözümünü "p" ve referans çözümünü "q" olarak da etiketlemiş olabilir; bu harfler genellikle eşleştirilir. "pH"nin Latince pondus hidrojenii ( hidrojen miktarı) veya potentia hidrojenii ( hidrojenin gücü ) anlamına geldiği önerisini destekleyecek çok az şey vardır .

Şu anda içinde kimya , s "ondalık açılımı cologarithm arasında" ve aynı zamanda terimi p kullanılan K bir için kullanılan, asit ayrışma sabitleri ve pOH için eşdeğer hidroksit iyonları.

Çalışmalarının mandıracılık ve gıda güvenliği üzerindeki etkisi ile ünlü olan bakteriyolog Alice C. Evans , William Mansfield Clark'a ve (kendilerinden biri olan) meslektaşlarına 1910'larda pH ölçüm yöntemleri geliştirmeleri konusunda güven verdi ve bu yöntemler daha sonra laboratuvar ve endüstriyel kullanım üzerinde geniş bir etkiye sahip oldu. . Anılarında, Clark ve meslektaşlarının birkaç yıl önce Sørensen'in çalışmaları hakkında ne kadar veya ne kadar az şey bildiğinden bahsetmiyor. dedi ki:

Bu [bakteriyel metabolizma] çalışmalarında Dr. Clark'ın dikkati, asidin bakterilerin büyümesi üzerindeki etkisine yöneldi. Büyümelerini etkileyen hidrojen iyonu konsantrasyonu cinsinden asidin yoğunluğunun olduğunu buldu. Ancak asitliği ölçmek için mevcut yöntemler, asidin yoğunluğunu değil miktarını belirledi. Ardından, işbirlikçileriyle birlikte Dr. Clark, hidrojen iyonu konsantrasyonunu ölçmek için doğru yöntemler geliştirdi. Bu yöntemler, dünya çapında biyolojik laboratuvarlarda kullanılan asit içeriğini belirlemeye yönelik yanlış titrasyon yönteminin yerini almıştır. Ayrıca yaygın kullanıma girdikleri birçok endüstriyel ve diğer proseslerde uygulanabilir oldukları görülmüştür.

pH ölçümü için ilk elektronik yöntem , 1934'te California Institute of Technology'de profesör olan Arnold Orville Beckman tarafından icat edildi . Yerel narenciye yetiştiricisi Sunkist'e yanıt olarak , limonların pH'ını hızlı bir şekilde test etmek için daha iyi bir yöntem istedi. yakındaki meyve bahçeleri.

Tanım ve ölçüm

pH

pH ondalık olarak tanımlanır logaritma karşıtının hidrojen iyonu aktivitesi , bir H , bir çözelti içinde, +.

Örneğin, hidrojen iyonu aktivitesi 5×10 −6 olan bir çözelti için (bu seviyede, bu esasen çözeltinin litresi başına hidrojen iyonlarının mol sayısıdır ) 1/(5×10 −6 ) = 2 vardır. x 10 5 , böylece bu tür bir çözelti, bir pH değerine sahiptir log 10 (2 x 10 5 ) = 5.3 . Aşağıdaki örneği ele alalım: 10 bir miktar 7 saf (pH 7) su mol veya 180 metrik ton (18 x 10 7 g) yakın 18 g ihtiva ayrışmış hidrojen iyonları.

pH'ın sıcaklığa bağlı olduğunu unutmayın. Örneğin 0 °C'de saf suyun pH'ı yaklaşık 7.47'dir. 25 °C'de 7.00 ve 100 °C'de 6.14'tür.

Bu tanım, pH'ı ölçmek için kullanılan iyon seçici elektrotların aktiviteye tepki vermesi nedeniyle benimsenmiştir . İdeal olarak, elektrot potansiyeli E , hidrojen iyonu için şu şekilde yazılabilen Nernst denklemini takip eder .

burada e , ölçülmüş bir potansiyel, E 0 standart elektrot potansiyeli, bir R, bir gaz sabiti , T olarak sıcaklıktır Kelvin , F olan Faraday'dır . H + için aktarılan elektron sayısı birdir. pH, aktivite açısından tanımlandığında elektrot potansiyelinin pH ile orantılı olduğu sonucu çıkar. pH'ın hassas ölçümü, Uluslararası Standart ISO 31-8'de şu şekilde sunulmaktadır: Her ikisi de suya daldırıldığında , bir referans elektrot ile hidrojen iyonu aktivitesine duyarlı bir elektrot arasındaki elektromotor kuvveti (emk) ölçmek için bir galvanik hücre kurulur . aynı sulu çözelti. Referans elektrotu bir gümüş klorür elektrotu veya bir kalomel elektrotu olabilir . Hidrojen iyonu seçici elektrot, standart bir hidrojen elektrotudur .

Referans elektrot | konsantre KCl çözeltisi || test çözümü | H 2 | nokta

İlk olarak, hücre, bilinen hidrojen iyonu aktivitesinin, bir çözeltisi ve emk, dolu E S , ölçülür. Daha sonra emf e X, bilinmeyen pH solüsyonu içeren aynı hücre ölçülür.

Ölçülen iki emf değeri arasındaki fark pH ile orantılıdır. Bu kalibrasyon yöntemi, standart elektrot potansiyelini bilme ihtiyacını ortadan kaldırır. Orantı sabiti, 1/ z ideal olarak "Nernstian eğimine" eşittir .

Bu işlemi pratikte uygulamak için, hantal hidrojen elektrotu yerine bir cam elektrot kullanılır. Kombine bir cam elektrot, yerleşik bir referans elektrotuna sahiptir. Bilinen hidrojen iyonu aktivitesine sahip tampon çözeltilere karşı kalibre edilmiştir . IUPAC (Uluslararası Saf ve Uygulamalı Kimya Birliği), bilinen H + aktivitesine sahip bir dizi tampon çözeltinin kullanılmasını önermiştir . "Eğim"in idealden biraz farklı olabileceği gerçeğine uyum sağlamak için iki veya daha fazla tampon çözelti kullanılır. Kalibrasyona bu yaklaşımı uygulamak için, elektrot önce standart bir çözeltiye daldırılır ve pH metredeki okuma , standart tamponun değerine eşit olacak şekilde ayarlanır. İkinci bir standart tampon çözeltisinden okuma daha sonra "eğim" kontrolü kullanılarak bu çözeltinin pH'ına eşit olacak şekilde ayarlanır. Daha fazla ayrıntı, IUPAC tavsiyelerinde verilmiştir. İkiden fazla tampon solüsyonu kullanıldığında elektrot, gözlemlenen pH değerlerinin standart tampon değerlerine göre düz bir çizgiye oturtulmasıyla kalibre edilir. Ticari standart tampon çözümleri genellikle 25 °C'deki değer hakkında bilgi ve diğer sıcaklıklar için uygulanacak bir düzeltme faktörü ile birlikte gelir.

pH ölçeği logaritmiktir ve bu nedenle pH boyutsuz bir miktardır .

P[H]

Bu 1909'da Sørensen'in orijinal tanımıydı ve 1924'te pH lehine değiştirildi. [H], konsantrasyon birimlerine sahip gibi görünen modern kimyada [H + ] ile gösterilen hidrojen iyonlarının konsantrasyonudur. Daha doğrusu, seyreltik çözeltideki H +' nın termodinamik aktivitesi , standart durum konsantrasyonunun c 0 = 1 mol/L olduğu [H + ]/c 0 ile değiştirilmelidir . Bu oran, logaritması tanımlanabilen saf bir sayıdır.

Bununla birlikte, elektrot hidrojen iyonu konsantrasyonları cinsinden kalibre edilirse, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu doğrudan ölçmek mümkündür. Yaygın olarak kullanılan bunu yapmanın bir yolu, nispeten yüksek bir arka plan elektrolit konsantrasyonu varlığında, bilinen konsantrasyonda güçlü bir alkalin çözeltisi ile bilinen konsantrasyonda güçlü bir asit çözeltisini titre etmektir . Asit ve alkali konsantrasyonları bilindiğinden, ölçülen potansiyelin konsantrasyonlarla ilişkilendirilebilmesi için hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu hesaplamak kolaydır. Kalibrasyon genellikle bir Gran grafiği kullanılarak gerçekleştirilir . Bu nedenle, bu prosedürü kullanmanın etkisi, aktiviteyi konsantrasyonun sayısal değerine eşit hale getirmektir.

Cam elektrot (ve diğer iyon seçici elektrotlar ), araştırılana benzer bir ortamda kalibre edilmelidir. Örneğin, bir deniz suyu numunesinin pH'ını ölçmek isteniyorsa, elektrot, aşağıda ayrıntılı olarak anlatıldığı gibi, kimyasal bileşimi deniz suyuna benzeyen bir çözelti içinde kalibre edilmelidir.

p[H] ve pH arasındaki fark oldukça küçüktür. pH = p[H] + 0.04 olduğu belirtilmiştir. Her iki ölçüm türü için de "pH" teriminin kullanılması yaygın bir uygulamadır.


pH göstergeleri

Ortak çözeltilerin ortalama pH'ı
Madde pH aralığı Tip
Akü asidi < 1 Asit
Mide asidi 1.0 – 1.5
Sirke 2.5
Portakal suyu 3.3 – 4.2
Siyah kahve 5 – 5.03
Süt 6.5 – 6.8
Saf su 7 Doğal
Deniz suyu 7.5 – 8.4 Temel
Amonyak 11.0 – 11.5
Çamaşır suyu 12.5
kül suyu 13.0 – 13.6

İndikatörler, pH ile renklerinin değişmesi gerçeğinden yararlanarak pH'ı ölçmek için kullanılabilir. Bir test çözeltisinin renginin standart bir renk tablosu ile görsel olarak karşılaştırılması, pH'ı en yakın tam sayıya doğru ölçmek için bir araç sağlar. Renk, bir kolorimetre veya spektrofotometre kullanılarak spektrofotometrik olarak ölçülürse daha kesin ölçümler mümkündür . Üniversal indikatör , yaklaşık pH 2'den pH 10'a kadar sürekli bir renk değişimi olacak şekilde bir indikatör karışımından oluşur. Üniversal indikatör kağıdı, üniversal indikatör emdirilmiş emici kağıttan yapılır. pH'ı ölçmenin başka bir yöntemi de elektronik bir pH metre kullanmaktır .

pOH

pH ve pOH arasındaki ilişki. Kırmızı, asidik bölgeyi temsil eder. Mavi, temel bölgeyi temsil eder.

pOH bazen hidroksit iyonlarının konsantrasyonunun bir ölçüsü olarak kullanılır, OH - . pOH değerleri pH ölçümlerinden elde edilir. Sudaki hidroksit iyonlarının konsantrasyonu, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu ile ilişkilidir.

burada K W , suyun kendi kendine iyonlaşma sabitidir. logaritma alma

Yani, oda sıcaklığında, pOH ≈ 14 − pH. Ancak bu ilişki, toprak alkalinitesi ölçümleri gibi diğer durumlarda kesin olarak geçerli değildir .

Aşırı pH

Yaklaşık 2,5 (yaklaşık 0,003 mol dm -3 asit) altında ve yaklaşık 10.5 (yaklaşık 0,0003 mol dm -3 alkali) altında pH ölçümü,  özel prosedürler gerektirir, çünkü cam elektrot kullanılırken, bu koşullar altında Nernst yasası bozulur. Buna çeşitli faktörler katkıda bulunur. Sıvı bağlantı potansiyellerinin pH'dan bağımsız olduğu varsayılamaz . Ayrıca aşırı pH, çözeltinin konsantre olduğu anlamına gelir, bu nedenle elektrot potansiyelleri iyonik güç değişiminden etkilenir . Yüksek pH'da, elektrot çözeltideki Na + ve K + gibi katyonların konsantrasyonuna duyarlı hale geldiğinden, cam elektrot "alkalin hatasından" etkilenebilir . Bu problemlerin kısmen üstesinden gelen özel olarak yapılmış elektrotlar mevcuttur.

Madenlerden veya maden atıklarından gelen akış bazı çok düşük pH değerleri üretebilir.

Susuz çözümler

Hidrojen iyon konsantrasyonları (aktiviteleri) susuz çözücülerde ölçülebilir. Bu ölçümlere dayanan pH değerleri, aktiviteler farklı standart durumlarla ilgili olduğundan, sulu pH değerlerinden farklı bir ölçeğe aittir . Hidrojen iyonu aktivitesi, bir H + , şu şekilde tanımlanabilir:

burada μ H + olan kimyasal potansiyel hidrojen iyonu, seçilen standart halde kimyasal potansiyeli olan R, bir gaz sabiti ve T bir termodinamik sıcaklık . Bu nedenle, farklı ölçeklerdeki pH değerleri, lyonyum iyonları gibi farklı solvatlanmış proton iyonları nedeniyle doğrudan karşılaştırılamaz ve hidronyum/lyonyum iyonunun transfer aktivite katsayısını içeren bir intersolvent ölçeği gerektirir .

pH, asitlik fonksiyonuna bir örnektir . Diğer asitlik fonksiyonları tanımlanabilir. Örneğin, Hammett asitlik fonksiyonu , H 0 , süper asitlerle bağlantılı olarak geliştirilmiştir .

Birleşik mutlak pH ölçeği

2010'da, farklı çözeltilerdeki çeşitli pH aralıklarının ortak bir proton referans standardı kullanmasına izin verecek yeni bir "birleşik mutlak pH ölçeği" önerildi. Protonun mutlak kimyasal potansiyeli temelinde geliştirilmiştir. Bu model, Lewis asit-baz tanımını kullanır . Bu ölçek sıvılar, gazlar ve hatta katılar için geçerlidir.

Uygulamalar

Saf su nötrdür. Bir asit suda çözündüğünde, pH 7'den (25 °C) az olacaktır. Bir baz veya alkali suda çözündüğünde, pH 7'den büyük olacaktır. 1 mol dm- 3 konsantrasyonunda hidroklorik asit gibi güçlü bir asit çözeltisinin pH'ı 0'dır. Güçlü bir asit çözeltisinin pH'ı 0'dır. 1 mol dm- 3 konsantrasyonunda sodyum hidroksit gibi alkali, 14'lük bir pH'a sahiptir. Bu nedenle, negatif pH değerleri ve 14'ün üzerindeki değerler tamamen mümkün olsa da, ölçülen pH değerleri çoğunlukla 0 ila 14 aralığında olacaktır. pH logaritmik bir ölçek olduğundan, bir pH birimindeki fark, hidrojen iyonu konsantrasyonundaki on kat farka eşdeğerdir.

Nötrlüğün pH'ı tam olarak 7 (25 °C) değildir, ancak bu çoğu durumda iyi bir yaklaşımdır. Tarafsızlık, [H + ] = [OH ] (veya aktivitelerin eşit olduğu) koşul olarak tanımlanır . Yana suyu kendi iyonizasyon bu konsantrasyon [H ürünü tutan + ] x [OH - ] = K w , görüleceği gibi nötr olarak [H olduğu + ] = [OH - ] = K w , ya da pH = pKa w /2. pK w yaklaşık 14'tür ancak iyonik kuvvete ve sıcaklığa bağlıdır ve dolayısıyla nötrlüğün pH'ı da değişir. Saf su ve saf sudaki bir NaCl çözeltisi nötrdür, çünkü suyun ayrışması her iki iyondan da eşit sayıda üretir. Hidrojendir ve hidroksit iyonlarının aktivitesi bağımlı olduğundan, ancak nötr NaCl çözeltisi pH'ı, nötr, saf suya biraz farklı olur iyonik kuvvet K, böylece ağırlık iyonik gücü ile değişir.

Saf su havaya maruz kalırsa hafif asidik hale gelir. Bunun nedeni, suyun havadan karbon dioksiti emmesidir , bu da daha sonra yavaşça bikarbonat ve hidrojen iyonlarına dönüştürülür (esas olarak karbonik asit oluşturur ).

toprakta pH

Toprak pH aralıklarının sınıflandırılması

Topraktaki besin elementlerinin mevcudiyeti pH ile değişir. Açık mavi renk çoğu bitki için ideal aralığı temsil eder.

Amerika Birleşik Devletleri Tarım Bakanlığı Doğal Kaynakları Koruma Servisi , eski adıyla Toprak Koruma Servisi, toprak pH aralıklarını aşağıdaki gibi sınıflandırır :

mezhep pH aralığı
ultra asidik < 3.5
son derece asidik 3.5–4.4
Çok kuvvetli asidik 4.5–5.0
kuvvetli asidik 5.1–5.5
orta derecede asidik 5.6–6.0
hafif asidik 6.1–6.5
Doğal 6.6–7.3
hafif alkali 7.4–7.8
orta derecede alkali 7,9–8.4
Güçlü alkali 8.5–9.0
Çok güçlü alkali > 9.0

Avrupa'da üst toprak pH'ı, toprak ana malzemesi, erozyon etkileri, iklim ve bitki örtüsünden etkilenir. Avrupa'daki son toprak pH haritası, Akdeniz, Macaristan, Doğu Romanya ve Kuzey Fransa'daki alkali toprakları göstermektedir. İskandinav ülkeleri, Portekiz, Polonya ve Kuzey Almanya daha fazla asitli topraklara sahiptir.

Toprak pH'ının ölçülmesi

Tarladaki toprak, kum, silt, killer, mikroorganizmalar, bitki kökleri ve sayısız diğer canlı hücreler ve çürüyen organik maddelerden oluşan heterojen bir kolloidal sistemdir. Toprak pH'ı, toprak ve çevre bilimcileri, çiftçiler ve mühendislerin ilgisini çeken sayısız süreci ve özelliği etkileyen bir ana değişkendir. Böyle karmaşık bir sistemdeki H + konsantrasyonunu ölçmek için , belirli bir toprak horizonundan alınan toprak örnekleri, analizden önce homojenleştirildiği, elendiği ve bazen kurutulduğu laboratuvara getirilir. Toprak (en iyi alan koşullarını temsil örneğin, 5 g alan nemli) bir kitle, damıtılmış su veya 0.01 M CaCb olan bir bulamaç halinde karıştırılır 2 (örneğin, 10 mL) eklenmiştir. İyice karıştırıldıktan sonra, süspansiyon kuvvetlice karıştırılır ve 15-20 dakika beklemeye bırakılır, bu süre zarfında kum ve silt partikülleri çöker ve kil ve diğer kolloidler, sulu faz olarak bilinen üstteki suda asılı kalır. Bir pH metreye bağlanan bir pH elektrodu, sulu fazın üst kısmına yerleştirilmeden önce pH değeri bilinen (örneğin pH 4 ve 7) tamponlu çözeltilerle kalibre edilir ve pH ölçülür. Bir kombinasyon pH elektrodu, hem H + algılama elektrodunu (cam elektrot) hem de pH'a duyarsız bir referans voltajı ve hidrojen elektroduna bir tuz köprüsü sağlayan bir referans elektrodu içerir. Diğer konfigürasyonlarda, cam ve referans elektrotlar ayrıdır ve pH metreye iki bağlantı noktasından bağlanır. pH metre, iki elektrot arasındaki potansiyel (voltaj) farkını ölçer ve bunu pH'a dönüştürür. Ayrı referans elektrot genellikle kalomel elektrottur, kombinasyon elektrotunda gümüş-gümüş klorür elektrot kullanılır.

Toprak pH'ını yukarıdaki şekilde operasyonel olarak tanımlamada çok sayıda belirsizlik vardır. Ölçülen şey cam ve referans elektrotlar arasındaki bir elektriksel potansiyel farkı olduğundan, H + aktivitesi konsantrasyondan ziyade gerçekten nicelendirilmektedir. H + aktivitesi bazen "etkili H + konsantrasyonu" olarak adlandırılır ve protonun kimyasal potansiyeli ve katı fazlar ile dengede toprak çözeltisinde kimyasal ve elektriksel iş yapma yeteneği ile doğrudan ilişkilidir. Kil ve organik madde parçacıklarının yüzeyleri üzerinde bir negatif yük taşıyan ve H + onlara çeken iyonları H ile denge içinde bulunmaktadır + toprak çözeltisinde iyonları. Ölçülen pH, tanım gereği yalnızca sulu fazda ölçülür, ancak elde edilen değer, toprak kolloidlerinin varlığından ve doğasından ve sulu fazın iyonik kuvvetinden etkilenir. Bulamaçtaki su-toprak oranının değiştirilmesi, su-kolloid dengesini, özellikle iyonik gücü bozarak pH'ı değiştirebilir. 0.01 M CaCb kullanımı 2 su yerine su-toprak oranının bu etkiyi ortadan kaldırır ve bitkilerin kök, rizosfer ve mikrobiyal aktivite, drenaj su asit ve kimyasal işlemlere ilişkindir "toprak pH" daha tutarlı bir yaklaşım sağlar toprakta. Kullanma 0.01 M CaC 2 yakın koloidal yüzeyler sulu fazda çözülebilir iyonların her getirir, ve H sağlar + aktivitesi yakın kendilerine ölçülecek. 0.01 M CaCl kullanarak 2 çözeltisi ve böylece H daha tutarlı bir kantitatif tahmini sağlar + çeşitli toprak numuneleri alan ve zaman içinde karşılaştırılan, özellikle de aktivitesi.

doğada pH

Limon suyunun tadı ekşidir çünkü %5 ila %6 sitrik asit içerir ve pH'ı 2,2'dir. (yüksek asitlik)

pH göstergeleri olarak kullanılabilen pH'a bağlı bitki pigmentleri , ebegümeci , kırmızı lahana ( antosiyanin ) ve üzüm ( kırmızı şarap ) dahil olmak üzere birçok bitkide bulunur . Narenciye meyvelerinin suyu asidiktir çünkü esas olarak sitrik asit içerir . Diğer karboksilik asitler birçok canlı sistemde bulunur. Örneğin, laktik asit kas aktivitesi ile üretilir . Durumu protonasyon arasında fosfat gibi türevleri, ATP , pH değerine bağlıdır. Oksijen taşıma enzimi hemoglobinin işleyişi , Kök etkisi olarak bilinen bir süreçte pH'dan etkilenir .

deniz suyu

Deniz suyunun pH'ı tipik olarak 7,4 ile 8,5 arasında bir aralıkla sınırlıdır. Okyanusun karbon döngüsünde önemli bir rol oynar ve karbondioksit emisyonlarının neden olduğu devam eden okyanus asitlenmesine dair kanıtlar vardır . Bununla birlikte, pH ölçümü deniz suyunun kimyasal özellikleri nedeniyle karmaşıktır ve kimyasal oşinografide birkaç farklı pH ölçeği mevcuttur .

pH ölçeğinin operasyonel tanımının bir parçası olarak , IUPAC bir dizi pH değeri boyunca bir dizi tampon solüsyonu tanımlar (genellikle NBS veya NIST tanımıyla belirtilir). Bu çözeltiler , deniz suyuna (≈0.7) kıyasla nispeten düşük bir iyonik güce (≈0.1) sahiptir ve sonuç olarak, iyonik güç farklılıkları elektrot potansiyelinde değişikliklere neden olduğundan, deniz suyunun pH'ını karakterize etmede kullanılması tavsiye edilmez. . Bu sorunu çözmek için yapay deniz suyuna dayalı alternatif bir tampon serisi geliştirilmiştir. Bu yeni seri, numuneler ve tamponlar arasındaki iyonik güç farklılıkları sorununu çözer ve yeni pH ölçeği, genellikle pH T olarak gösterilen 'toplam ölçek' olarak adlandırılır . Toplam ölçek, sülfat iyonları içeren bir ortam kullanılarak tanımlandı . Bu iyonlar protonasyon yaşar, H + + SO2−
4
⇌ HSO-
4
, toplam ölçek hem protonların (serbest hidrojen iyonları) hem de hidrojen sülfat iyonlarının etkisini içerecek şekilde:

[H + ] T = [H + ] F + [HSO-
4
]

Alternatif bir ölçek, genellikle 'pH F ' olarak gösterilen 'serbest ölçek', bu düşünceyi göz ardı eder ve yalnızca [H + ] F'ye odaklanır , prensipte onu hidrojen iyon konsantrasyonunun daha basit bir temsilini yapar. Yalnızca [H + ] T belirlenebilir, bu nedenle [H + ] F , [SO kullanılarak tahmin edilmelidir.2−
4
] ve HSO'nun kararlılık sabiti-
4
, K*
S
:

[H + ] F = [H + ] T - [HSO-
4
] = [H + ] T (1 + [SO2−
4
] / K*
S
) -1

Ancak, K'yi tahmin etmek zordur.*
S
deniz suyunda, aksi takdirde daha basit serbest ölçeğin faydasını sınırlar.

'Deniz suyu ölçeği' olarak bilinen ve genellikle 'pH SWS ' olarak adlandırılan başka bir ölçek, hidrojen iyonları ve florür iyonları arasındaki başka bir protonasyon ilişkisini , H + + F ⇌ HF'yi hesaba katar . [H + ] SWS için aşağıdaki ifadeyle sonuçlanır :

[H + ] SWS = [H + ] F + [HSO-
4
] + [HF]

Bununla birlikte, bu ek karmaşıklığı dikkate almanın avantajı, ortamdaki florürün bolluğuna bağlıdır. Örneğin deniz suyunda sülfat iyonları, florürünkinden çok daha yüksek konsantrasyonlarda (>400 kat) oluşur. Sonuç olarak, çoğu pratik amaç için toplam ve deniz suyu ölçeği arasındaki fark çok küçüktür.

Aşağıdaki üç denklem, pH'ın üç ölçeğini özetlemektedir:

pH F = − log [H + ] F
pH T = − log ( [H + ] F + [HSO-
4
] ) = − log [H + ] T
pH SWS = − log ( [H + ] F + [HSO-
4
] + [HF] ) = − [H + ] SWS'yi günlüğe kaydet

Pratik açıdan, üç deniz suyu pH ölçeği, değerlerinde 0.10 pH birimine kadar farklılık gösterir; bu farklar, özellikle okyanusun karbonat sistemiyle ilgili olarak tipik olarak gereken pH ölçümlerinin doğruluğundan çok daha büyüktür . Sülfat ve florür iyonlarını dikkate almadığından, serbest ölçek hem toplam hem de deniz suyu ölçeğinden önemli ölçüde farklıdır. Florür iyonunun görece önemsizliği nedeniyle, toplam ve deniz suyu ölçekleri çok az farklılık gösterir.

Yaşayan sistemler

canlı sistemlerde pH
Bölme pH
Mide asidi 1.5-3.5
lizozomlar 4.5
Insan derisi 4.7
Kromaffin hücrelerinin granülleri 5.5
İdrar 6.0
sitozol 7.2
Kan (doğal pH) 7,34–7,45
Beyin omurilik sıvısı (BOS) 7.5
Mitokondriyal matriks 7.5
pankreas salgıları 8.1

Farklı hücresel bölümlerin, vücut sıvılarının ve organların pH'ı genellikle asit-baz homeostazı adı verilen bir süreçte sıkı bir şekilde düzenlenir . Asit-baz dengesinin en yaygın hastalıktır asidoz , genel olarak 7.35 altına düşmesi pH ile tanımlanan vücutta bir asit aşırı yük, yani. Alkaloz , kan pH'ının aşırı yüksek olduğu zıt durumdur.

Kanın pH'ı genellikle hafif baziktir ve pH 7.365 değerindedir. Bu değer genellikle biyoloji ve tıpta fizyolojik pH olarak adlandırılır. Plak , demineralizasyon yoluyla diş çürümesine neden olabilecek lokal asidik bir ortam oluşturabilir . Enzimler ve diğer proteinler , optimum pH aralığına sahiptir ve bu aralığın dışında inaktive olabilir veya denatüre olabilir .

pH hesaplamaları

Asitler ve/veya bazlar içeren bir çözeltinin pH'ının hesaplanması, kimyasal türleşme hesaplamasının bir örneğidir, yani çözeltide bulunan tüm kimyasal türlerin konsantrasyonlarını hesaplamak için matematiksel bir prosedür. Prosedürün karmaşıklığı, çözümün doğasına bağlıdır. Güçlü asitler ve bazlar için aşırı durumlar dışında herhangi bir hesaplamaya gerek yoktur. Zayıf asit içeren bir çözeltinin pH'ı, ikinci dereceden bir denklemin çözümünü gerektirir . Zayıf baz içeren bir çözeltinin pH'ı, kübik bir denklemin çözümünü gerektirebilir . Genel durum, bir dizi doğrusal olmayan eşzamanlı denklemin çözümünü gerektirir .

Karmaşık bir faktör, suyun kendisinin zayıf bir asit ve zayıf bir baz olmasıdır (bkz. amfoterizm ). Bu ayrıştıran denge göre

bir ayrışma sabiti ile , K w olarak tanımlanır

burada [H + ], sulu hidronyum iyonunun konsantrasyonunu ve [OH - ], hidroksit iyonunun konsantrasyonunu temsil eder . Bu denge, yüksek pH'da ve çözünen konsantrasyonu aşırı derecede düşük olduğunda hesaba katılmalıdır.

Kuvvetli asitler ve bazlar

Kuvvetli asitler ve bazlar , pratik amaçlar için suda tamamen ayrışan bileşiklerdir. Normal şartlar altında bu, asidik çözeltideki hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun asit konsantrasyonuna eşit alınabileceği anlamına gelir. Daha sonra pH, eksi konsantrasyon değerinin logaritmasına eşittir. Hidroklorik asit (HCl), güçlü bir asit örneğidir. 0.01 M'lik bir HCl çözeltisinin pH'ı −log 10'a (0.01) eşittir , yani pH = 2. Sodyum hidroksit , NaOH, güçlü bir baz örneğidir. 0.01M'lik bir NaOH çözeltisinin p[OH] değeri −log 10'a (0.01) eşittir , yani p[OH] = 2'dir. Yukarıdaki p[OH] tanımından bu, pH'ın eşit olduğu anlamına gelir. yaklaşık 12. Daha yüksek konsantrasyonlarda sodyum hidroksit çözeltileri için kendi kendine iyonlaşma dengesi hesaba katılmalıdır.

Konsantrasyonlar aşırı derecede düşük olduğunda kendi kendine iyonlaşma da dikkate alınmalıdır. Örneğin, 5×10 -8 M konsantrasyonda bir hidroklorik asit çözeltisini düşünün. Yukarıda verilen basit prosedür, pH'ının 7,3 olduğunu düşündürür. Bu, bir asit çözeltisinin pH'ının 7'den düşük olması gerektiğinden açıkça yanlıştır. Sistemin hidroklorik asit ve amfoterik madde su karışımı olarak işlenmesi, pH'ı 6.89'dur.

Zayıf asitler ve bazlar

Zayıf bir asit veya zayıf bir bazın eşlenik asidi aynı formalizm kullanılarak işlenebilir.

İlk olarak, bir asit ayrışma sabiti aşağıdaki gibi tanımlanır. Elektrik yükleri, genellik adına sonraki denklemlerden çıkarılmıştır.

ve değerinin deneyle belirlendiği varsayılır. Bu durumda, hesaplama ile belirlenecek [HA], [H + ] ve [A ] olmak üzere üç bilinmeyen konsantrasyon vardır . İki ek denklem gereklidir. Bunları sağlamanın bir yolu , iki "reaktif" H ve A açısından kütle korunumu yasasını uygulamaktır .

C, analitik konsantrasyon anlamına gelir . Bazı metinlerde, bir kütle dengesi denklemi, bir yük dengesi denklemi ile değiştirilir. Bu, bunun gibi basit durumlar için tatmin edicidir, ancak aşağıdakiler gibi daha karmaşık durumlara uygulanması daha zordur. Birlikte denklemi K tanımlamakla a , üç bilinmeyenli üç denklem şimdi vardır. Bir asit suda çözüldüğünde C A = C H = C a , asidin konsantrasyonu, yani [A] = [H]. Biraz daha cebirsel işlemden sonra hidrojen iyonu konsantrasyonunda bir denklem elde edilebilir.

Bu ikinci dereceden denklemin çözümü , hidrojen iyonu konsantrasyonunu ve dolayısıyla p[H] veya daha gevşek bir ifadeyle pH'ı verir. Bu prosedür, sisteme bazı ek (güçlü) asit veya alkalin eklendiğinde, yani C A ≠ C H olduğunda pH'ı hesaplamak için de kullanılabilen bir ICE tablosunda gösterilmektedir .

Örneğin, bir 0.01 M solüsyonun pH değeri ne benzoik asit , pKa bir 4.19 =?

  • Aşama 1:
  • Adım 2: İkinci dereceden denklemi kurun.
  • Adım 3: İkinci dereceden denklemi çözün.

Alkali çözeltiler için, hidrojen için kütle dengesi denklemine ek bir terim eklenir. Hidroksit ilavesi hidrojen iyonu konsantrasyonunu azalttığından ve hidroksit iyon konsantrasyonu, kendi kendine iyonlaşma dengesi tarafından şuna eşit olacak şekilde sınırlandırılmıştır:

Bu durumda elde edilen [H] denklemi kübik bir denklemdir.

Genel yöntem

Poliprotik asitler gibi bazı sistemler elektronik tablo hesaplamalarına uygundur. Üç veya daha fazla reaktifle veya A p B q H r gibi genel formüllerle birçok kompleks oluşturulduğunda , bir çözeltinin pH'ını hesaplamak için aşağıdaki genel yöntem kullanılabilir. Örneğin, üç reaktifle her denge, bir denge sabiti β ile karakterize edilir.

Ardından, her reaktif için kütle dengesi denklemlerini yazın:

Her bir kararlılık sabitinin aktivitelerin değil, konsantrasyonların bir bölümü olarak tanımlanması dışında, bu denklemlerde yaklaşıklık bulunmadığına dikkat edin. Etkinlikler kullanılacaksa çok daha karmaşık ifadeler gerekir.

[A], [B] ve [H] olmak üzere üç bilinmeyende doğrusal olmayan 3 eşzamanlı denklem vardır. Denklemler lineer olmadığından ve konsantrasyonlar 10'un birçok kuvveti arasında değişebildiğinden, bu denklemlerin çözümü kolay değildir. Ancak, bu hesaplamaları yapmak için kullanılabilecek birçok bilgisayar programı mevcuttur. Üçten fazla reaktif olabilir. Bu formalizmi kullanarak hidrojen iyonu konsantrasyonlarının hesaplanması, potansiyometrik titrasyon ile denge sabitlerinin belirlenmesinde kilit bir unsurdur .

Ayrıca bakınız

Notlar

Referanslar

Dış bağlantılar