PH

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

vagy egyszerűbben:

p H = − log 10 ⁡ [ H + ] = − lg ⁡ [ H + ] {\displaystyle \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

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

A szögletes zárójellel a megfelelő ionok moláris koncentrációját jelöljük, ennek szokásos mértékegysége: mol/dm³; az SI-mértékegység ezerszerese. 1 dm³ = 1 liter.
Ebből következik:
  • tiszta vízben és semleges kémhatású oldatokban:
  • [H3O+] = [OH−] = 10−7 mol/dm³
  • pH = −lg10−7 = 7
Savak és lúgok híg vizes oldatában az egyensúly eltolódik, de a kétféle ion moláris koncentrációjának szorzata (Kvíz) állandó marad:
  • savas közegben megnő az oxóniumionok moláris koncentrációja:
- például egy erős savból készült 0,1 mol/dm³ koncentrációjú oldatban (25 °C-on):
[H3O+] = 10−1 mol/dm³
[OH−] = 10−13 mol/dm³
pH = −lg[H3O+] = −lg10−1 = 1
  • tehát [H3O+] > [OH−], vagyis [H3O+] > 10−7 mol/dm³.
  • pH < 7
  • lúgos közegben lecsökken az oxóniumionok moláris koncentrációja:
- például egy erős lúgból készült 0,1 mol/dm³ koncentrációjú oldatban (25 °C-on):
[H3O+] = 10−13 mol/dm³
[OH−] = 10−1 mol/dm³
pH = −lg[H3O+] = −lg10−13 = 13
  • tehát [H3O+] < [OH−], vagyis [H3O+] < 10−7 mol/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 a pOH-t is. Ennek változása ellentétes a pH változásával.

pH és pOH

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
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

pH-mérés

A pH értéket indikátorokkal, vagy digitális pH-mérőkkel lehet meghatározni:

Bővebben: Sav-bázis indikátor
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

Pontos definíció

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 ⋅ [ H + ] {\displaystyle \mathrm {a} _{\mathrm {H^{+}} }=f\cdot \mathrm {[H^{+}]} \!}
p H = − log 10 ⁡ ( f ⋅ [ H + ] ) {\displaystyle \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-koncentráció megegyezik a hidrogénion-aktivitással. A pH tehát közvetlenül számolható a koncentrációból.

f = 1 {\displaystyle \mathrm {f} =1\!}
p H = − log 10 ⁡ ( f ⋅ [ H + ] ) = − log 10 ⁡ ( 1 ⋅ [ H + ] ) {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}(f\cdot \mathrm {[H^{+}]} )=-\log _{10}(1\cdot \mathrm {[H^{+}]} )\!}
p H = − log 10 ⁡ [ H + ] = − lg ⁡ [ H + ] {\displaystyle \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 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 [ γ ± ⋅ c ( H + ) / ( m o l   d m − 3 ) ] ± 0 , 02 {\displaystyle pH=-\mathrm {l} g\left[\gamma _{\pm }\centerdot c(H^{+})/(\mathrm {mol\ dm^{-3}} )\right]\pm 0,02}

p H = − l g [ γ ± ⋅ m ( H + ) / ( m o l   k g − 1 ) ] ± 0 , 02 {\displaystyle 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 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[1] 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 }}}}

Története

A pH fogalmát Søren Peter Lauritz Sørensen (1868–1939) dán biokémikus vezette be,[2] melyet ő még a vizes oldatbeli oxóniumion mol/dm³-ben kifejezett egyensúlyi koncentrációjával ([H3O+]) definiált:

p H = − log 10 ⁡ ( [ H 3 O + ] 1 m o l d m 3 ) . {\displaystyle \mathrm {pH=-\log _{10}\left({\frac {[H_{3}O^{+}]}{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^{-}} \!}
[ H 3 O + ] = [ O H − ] = 10 − 7 m o l d m 3 {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]=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.

Nem vizes oldatokban

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.

Jegyzetek

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

Források

  • Acids, Bases and pH (A City University of New York honlapján)
  • Activities of hydrogen ion Archiválva 2008. április 24-i dátummal a Wayback Machine-ben (A Stetson University honlapján)
  • Kémhatás, pH
  • https://web.archive.org/web/20090228061714/http://celebrate.digitalbrain.com/celebrate/community/celebrate/resources/Hungary/kemia/A%20kemhatas/home/
  • https://web.archive.org/web/20101224102826/http://www.sulinet.hu/tart/fncikk/Kidb/0/24833/index.html
  • http://termtud.akg.hu/okt/7/viz/9kemhatas.htm
  • http://termtud.akg.hu/okt/7/viz/9kemhatas.htm
  • Online pH calculator
  • Viz pH teszt, YouTube

Kapcsolódó szócikkek

Nemzetközi katalógusok
  • Kémia Kémiaportál • összefoglaló, színes tartalomajánló lap