Co to jest pH ?

Jest to wykładnik stężenia jonów wodorowych; ujemny logarytm dziesiętny z wartości liczbowej stężenia molowego jonów wodorowych, pH = -log [H+]; charakteryzuje odczyn roztworu; w umownie przyjętej skali roztwory kwaśne mają pH < 7, zasadowe pH > 7, obojętne pH = 7 np. woda destylowana ma pH równe 7, chociaż w rzeczywistości będzie ono zwykle niższe ze względu na zakwaszający efekt dwutlenku węgla - gazu zawartego w powietrzu, który dobrze rozpuszcza się w wodzie.
Jednomolowy roztwór kwasu solnego ma pH równe 0, natomiast jedno-molowy roztwór wodorotlenku sodu ma pH równe 14.
Tak więc roztwory kwaśne to te o pH mniejszym niż 7 a zasadowe te o pH większym niż 7.
pH Coca Coli to ok. 2, a pH wody z ogórków to ok 1. Sucha skóra niemowlaka ma pH ok. 6.5 - czyli jest lekko kwaśna. ;

Określenia pH można dokonać za pomocą pehametru lub odpowiednich wskaźników.

Wskaźniki kwasowości, czyli substancje, których kolor zależy od pH roztworu.
Do popularnych wskaźników należą:

błękit bromotymolowy
czerwień metylowa
fenoloftaleina
lakmus
oranż metylowy

W praktyce używa się zwykle papierków nasączonych mieszaniną substancji wskaźnikowych, które zmieniają kolor w szerokim zakresie pH.
Dokładniejszych pomiarów pH dokonuje się metodą potencjometryczną. Wykorzystuje się w niej fakt, że, zgodnie z teorią sformułowaną przez Nernsta, siła elektromotoryczna ogniwa o identycznych elektrodach, lecz umieszczonych w roztworach o różnych stężeniach jonów wodorowych, jest proporcjonalna do logarytmu stosunku tych stężeń. Tak więc, zanurzając jedną elektrodę w roztworze o znanym pH, jesteśmy w stanie obliczyć pH drugiego roztworu.

Elektroda szklana, najbardziej popularna elektroda jonoselektywna, służąca do pomiaru pH roztworu. Membrana (w kształcie kulistej bańki) wykonana jest z odpowiedniego szkła przenikalnego tylko dla jonów hydroniowych.
Wewnątrz bańki szklanej znajduje się roztwór o określonej aktywności tych jonów, do którego wprowadzona jest elektroda kalomelowa lub chlorosrebrowa, spełniająca rolę kontaktu elektrycznego. Stosunek aktywności jonów wodorowych po obydwu stronach bańki szklanej (określony poprzez pomiar siły elektromotorycznej) pozwala wyznaczyć pH roztworu.
Elektroda szklana jest odporna na działanie metali ciężkich, utleniaczy i reduktorów, może być także stosowana w roztworach niewodnych.

pH nie jest miarą kwasowości...

Ujemny znak logarytmu w definicji pH przyjęto pierwotnie dla uniknięcia operowania liczbami ujemnymi. Niestety, zmieniło to sens tak sformułowanej wielkości. Im większe stężenie kwasu (i jonów wodorowych), tym niższe pH. pH jest więc raczej miarą zasadowości niż kwasowości roztworu! To pomieszanie pojęć można zauważyć w wielu podręcznikach chemii analitycznej. Wykresy zmian pH rysowane są często ?do góry nogami?. Jest to drobny, ale irytujący błąd; strzałka na osi ?pH? wskazuje bowiem kierunek wzrastania opisanych na osi wartości liczbowych.

Roztwór obojętny: pH = 6,85

W roztworze obojętnym (?neutralnym?) pH jest identyczne jak w czystej wodzie [?czystej? nie oznacza wziętej z butli ?woda destylowana?, stojącej w laboratorium. Taka woda zawiera nieznaczne ilości CO2 pochłoniętego z powietrza, który nadaje jej pH 4-5]. W czystej wodzie stężenie jonów wodorowych równe jest pierwiastkowi z iloczynu jonowego wody. Ale wartość liczbowa iloczynu jonowego wody nie jest równa dokładnie 10-14. Poza tym zależy ona zarówno od mocy jonowej roztworu, jak i od temperatury. Jeśli zatem w pewnych warunkach wartość iloczynu jonowego wody wyniesie 2x10-14, to stężenie jonów wodorowych równe będzie ok. 1,41x10-7, a w konsekwencji pH takiego (obojętnego!) roztworu, wynosić będzie 6,85. W temperaturze 80oC wartość iloczynu jonowego wody równa jest ok. 10-13. Ile wynosi pH neutralnego roztworu w tych warunkach? Jest interesujące, czy układ kompensujący zmiany temperatury, wmontowany w droższych modelach pH-metrów, uwzględnia tylko wpływ temperatury na wartość stałych w równaniu Nernsta, czy także uwzględnia zmienność wartości iloczynu jonowego wody? Również obecność obojętnych soli powoduje wzrost wartości Kw - na skutek efektu solnego. Zupełnie poprawnie: roztwór obojętny (neutralny) należy zdefiniować jako roztwór, w którym stężenia jonów wodorowych i jonów wodorotlenkowych są sobie równe. pH takiego neutralnego roztworu może więc być różne od 7,00.


W procesach chemicznych i analizach ważne znaczenie ma pomiar pH płynów. Chemicy określają w ten sposób zawartość jonów wodoru. Wodór (symbol chemiczny H) jest ważnym czynnikiem tworzącym kwasy. Symbolem na przykład kwasu solnego jest związek HCl - chlorek wodoru.
Im większa jest koncentracja jonów wodoru, tym bardziej wzrasta kwasowość roztworu. Według dokładnej definicji wartość pH jest równa ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu z koncentracji jonów wodorowych. Według definicji chemicznej określa się ją w molach na litr przy 20°C. Wartość pH = 2 oznacza np., że w jednym litrze znajduje się 10-2 moli jonów wodorowych. Z ujemnej potęgi wynika, że im bardziej kwaśny jest roztwór, tym mniejsza jest wartość pH. Fizykalne właściwości wody powodują, że skala pH może przyjmować tylko wartości od 0 do 14. Przy czym:

Wartoąć pH = 1 oznacza silny kwas,
7 - neutralny kwas,
14 - silną zasadę.

Zasada elektronicznego pomiaru wartości pH jest następująca. Zanurzenie elektrody pomiarowej do zakwaszonego roztworu wodnego powoduje powstanie siły elektromotorycznej (SEM) między tą elektrodą i roztworem, a wartość SEM jest bezpośrednią miarą koncentracji jonów wodoru. Elektroda pomiarowa składa się z rurki szklanej, zwanej elektrodą szklaną, i z zawartego w niej roztworu standardowego.

Do prawidłowego pomiaru SEM potrzebny jest jeszcze potencjał odniesienia. Do tego służy następna zanurzona elektroda. Ze względu na materiał, jakiego się używa na tę elektrodę, jest ona nazywana elektrodą kalomelową.

Elektrody szklana i kalomelowa, tzn. elektrody pomiarowa i odniesienia, tworzą wspólnie łańcuch pomiarowy do wzmacniacza pomiarowego pH. Ponieważ szkło jest izolatorem, łańcuch pomiarowy ma dużą rezystancję wewnętrzną, wynoszącą od 20 M do 2000 M. Powstająca SEM musi być z tego względu mierzona za pomocą wzmacniacza prądu stałego o bardzo dużej rezystancji wejściowej.

Odczyn Roztworu

Odczyn roztworu jest cechą roztworu określającą ,czy w roztworze znajduje się nadmiar jonów wodorowych H+ -odzczyn kwaśny ,czy nadmiar jonów wodorotlenkowych OH- - odczyn zasadowy ,czy też są one w równowadze ?odczyn obojętny.
Wodne roztwory kwasów wykazują odczyn kwaśny ,a wodne roztwory wodorotlenków (zasady)- odczyn zasadowy.
Jeśli zanurzony w wodnym roztworze substancji uniwersalny papierek wskaźnikowy zabarwi się na różowo ,można wywnioskować, że w tym roztworze jest więcej jonów H+ niż OH- .

Jednak niewielka liczba cząsteczek wody ulega dysocjacji. Oznacz to ,że zawsze w roztworze wodnymwystępuje pewna liczba (choć bardzo niewielka) jonów wodorowych H+ i wodorotlenkowych OH- ,niezależnie od odczytu roztworu.
Przyjęto ,że liczbę jonów wodorowych w roztworze będzie się określać za pomocą tzw. skali pH
Skala pH mieści się w granichach od 0-14 ,a została wprowadzona w 1909 roku przez Soerena Petera Soerensena (1868-1939) ,duńskiego biochemika i fizykochemika.
Ogólnie wartości pH i odpowiadający im odczyn roztworu przedstawia tabelka:

PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Odczyn roztworu Kwaśny obojętny Zasadowy

Np. jeżeli w roztworze pH wynosi 9 ,oznacza to ,że jest więcej jonów wodorotlenkowych OH- niż jonów wodorowych H+ .Roztwór ten ma więc odczyn zasadowy.

Celem określenia pH roztworu stosuje się tzw. wskaźniki pH ,czyli substancje ,których barwa zmienia się na odpowiedniki kolor w zależności od odczynu roztworu .Wskaźnikami są między innymi oranż metylowy i fenoloflateina .Przez odpowiednie mieszanie wskaźników pH można otrzymywać wskaźniki uniwersalne ,które zależnie od pH roztworu przybierają charakterystyczną barwę .Przez nasycenie pasków bibułki roztworami takich wskaźników i wysuszenie ich otrzymuje się papierki uniwersalne ,stosowane często w laboratoriach chemicznych do szybkiego określenia pH danego roztworu .Papierki te połączone są często razem w książeczkę ,na której okładce podana jest jest barwa skala. Odczyn roztworu określa się ,zanurzając pasek bibułki w badanym roztworze i porównując uzyskany kolor z barwą dołączonej skali .

Wskaźniki uniwersalne ,które obejmują szeroki zakres pH (około 10 jednostek pH), pozwalają jedynie na oszacowanie wartości pH (z dokładnością do 0,5 jednostek pH). Znacznie dokładniej pH roztworu można zmierzyć za pomcą urządzenia zwanego pehametrem.
Indykatory

To wskaźniki odczynu , takie jak lakmus, błękit tymolowy, wywar z czerwonej kapusty, oranż metylowy, fenoloftaleina itp., służące do orientacyjnego badania pH, są związkami o dość skomplikowanej budowie, która można przedstawić schematycznie jako H-R, jeżeli indykator jest słabym kwasem, lub R-OH, jeżeli indykator jest słaba zasadą. Po wprowadzeniu do roztworu wodnego następuje jego częściowa dysocjacja i ustala się stan równowagi pomiędzy cząsteczkami i jonami.
W przypadku oranżu metylowego anion R- nadaje roztworowi barwę żółtą, a niezdysocjowane cząsteczki HR, barwę czerwoną.
W obecności kwasów kationy wodoru przesuwają równowagę w lewo i widoczna jest tylko barwa czerwona. W obecności zasad jony OH- łączą się z jonami H+ co, zgodnie z regułą le Chateliera, przesuwa równowagę w prawo, wywołując żółte zabarwienie roztworu. Podobnie zachowują się inne wskaźniki, ale ich barwy są cechą indywidualną.

Obecnie są na rynku papierki uniwersalne, nasączone mieszanina różnych wskaźników. Każdej wartości pH odpowiada inne zabarwienie papierka. Dołączony jest wzorzec z zabarwieniem dla każdej wartości pH.

POH jest to wykładnik stężenia jonów OH- w roztworze.
PH + pOH = 14

PH= -log[H+]
POH= -log[OH-]


Teoria dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa dała podstawy do zdefiniowania kwasów i zasad. Ponieważ molowe ciepło zobojętnienia kwasu zasadą (57,8 kJ/mol) jest takie samo jak molowe ciepło łączenia się jonów wodorowych z jonami hydroksylowymi na wodę:

H++ OH? =H2O + Q Q= 57,8 kJ/mol



Arrhenius wysunął logiczny wniosek, że kwasy są to substancje, które w roztworze wodnym odszczepiają jon wodorowy:

HA ? H+ +A?



Zasadami według teorii Arrheniusa są substancje odszczepiające jon wodorotlenowy:
BOH ? B+ + OH?A reakcja zobojętnienia zasady kwasem jest w takim ujęciu reakcją tworzenia wody z jonów wodorowych i wodorotlenowych. Kwasowo- zasadowa teoria Arrheniusa dobrze wyjaśnia właściwości kwasów i zasad, nic więc dziwnego, że szybko i chętnie została zaakceptowana przez chemików.
Przez kilka dziesiątków lat była to najważniejsza teoria kwasów i zasad. Mimo niewątpliwych zalet i prostoty, teoria Arrheniusa w pewnych przypadkach okazuje się niewystarczająca do wyjaśnienia niektórych zjawisk chemicznych. Teoria ta nie wyjaśnia, dlaczego sole nie zawierające jonu wodorowego ani jonu wodorotlenowego zachowują się w wodzie jak kwasy lub zasada. Na przykład roztwory chlorku gliny (III), żelaza (III) i wielu innych soli powodują taką samą zmianę barwy lakmusu jak roztwory typowych kwasów. Roztwory tych soli rozkładają węglan wapnia wypierając CO2, a nawet rozpuszczają bardziej aktywne metale. Z drugiej strony roztwory węglanów, siarczków, octanów itp. soli wykazują w wodzie typowe właściwości zasadowe.
Teoria kwasów i zasad Arrheniusa stosuje się tylko do roztworów wodnych i wiele związków, określanych według teorii Arrheniusa jako kwasy i zasady, radykalnie zmienia swój charakter w innych rozpuszczalnikach, co jest sprzeczne z teorią Arreheniusa. Obojętny w roztworze wodnym mocznik okazuje się kwasem w ciekłym (bezwodnym) amoniaku, natomiast w bezwodnym kwasie octowym zachowuje się jak typowa zasada. Podobnie w ciekłym fluorowodorze kwas azotowy zmienia się w zasadę.


Odczyn pH niektórych środowisk naturalnych


sok żołądkowy ok. 2

sok pomarańczowy 3,2,

jogurt 4,2

kwaśne deszcze od 4,5

kawa naturalna 4,9

deszcz czysty ok. 6,0

mleko 6,5 śliina 6,8

surowica krwi 7,35 do 7,45

płyn mózgowo rdzeniowy 7,4 do7,6

woda morska 7,9 do 8,3

topień dysocjacji

Rys. 1 Przewodzenie prądu przez roztwory elektrolitów

Badania jakie prowadzono nad elektrolitami wykazały, że mimo takiego samego stężenia molowego różnych elektrolitów w roztworze, różnią się one zdolnością przewodzenia prądu elektrycznego. Za przykład może nam posłużyć badanie zdolności przewodzenia prądu elektrycznego przez roztwory kwasu HCl i kwasu octowego (CH3COOH). Do badania możemy wykorzystać zestaw przedstawiony na rys.1 z tą różnicą, gdzie w obwód włączony jest miliamperomierz. Porównujemy wartości natężeń prądów płynących w obwodzie. Tak przeprowadzone badanie wykazuje, że przez roztwór kwasu octowego płynie prąd o znacznie mniejszym natężeniu niż w roztworze HCl. Dowodzi to, że w roztworze kwasu octowego znajduje się znacznie mniej nośników prądu elektrycznego, którymi są jony. A to oznacza, że w roztworze kwasu octowego dysocjacji uległa znacznie mniejsza ilość cząsteczek. Takie elektrolity, które w roztworach wodnych dobrze przewodzą pršd elektryczny noszą nazwę elektrolitów mocnych a elektrolity, które przy tym samym stężeniu co elektrolity mocne wykazują znacznie słabsze przewodnictwo elektryczne nazywane są elektrolitami słabymi. Do elektrolitów mocnych należą prawie wszystkie sole oraz niektóre kwasy i zasady (H2SO4, HNO3, HCl, NaOH, KOH ). Elektrolitami słabymi są; kwasy - HF, HNO2, H2S, CH3COOH, H2CO3, zasady - Cu(OH)2, NH4OH.

Wielkością opisującą w sposób ilościowy dysocjację elektrolitów w roztworze jest stopień dysocjacji. Pojęcie to po raz pierwszy wprowadził Arrhenius i jest ono często wykorzystywane do porównywania mocy elektrolitów.

Stopień dysocjacji elektrolitu określa się stosunkiem liczby moli cząsteczek zdysocjowanych na jony do liczby moli cząsteczek substancji rozpuszczonej.

gdzie: () - stopień dysocjacji, x - liczba moli cząsteczek zdysocjowanych na jony, n - liczba moli cząsteczek substancji rozpuszczonej

Wartość stopnia dysocjacji jest mniejsza lub równa jedności, można ją również wyrażać w procentach. Jeżeli stopień dysocjacji jest równy lub bliski jedności, wtedy elektrolit jest prawie całkowicie zdysocjowany na jony a przewodnictwo elektryczne takiego roztworu jest znaczne. Okazuje się, że całkowicie dysocjują elektrolity mocne ( = 1) natomiast elektrolity słabe mają  < 1. Dla elektrolitów słabych, wartości stopnia dysocjacji wynoszą kilka procent.
Stopień dysocjacji zależy:

• od rodzaju elektrolitu i rodzaju rozpuszczalnika

• od stężenia roztworu

• nieznacznie od temperatury

• od obecności innych elektrolitów w roztworze

Rodzaj elektrolitu. Podstawowym czynnikiem decydującym o wartości stopnia dysocjacji jest siła wiązania w cząsteczce, która podlega dysocjacji. Przykładem może być cząsteczka HF. Mimo że wiązanie H-F jest znacznie bardziej polarne jak wiązanie H-Cl, HF jest słabym elektrolitem a HCl jest mocnym elektrolitem. Częściowo odpowiedzialne za to jest bardzo silne wišzanie H-F, w wyniku czego wodór oddziela się z trudnością.
Rodzaj rozpuszczalnika. Zmiana rozpuszczalnika może w sposób znaczący wpłynąć na wartość stopnia dysocjacji. Na przykład, w porównywalnych warunkach, HCl w wodzie jest w 100% zdysocjowany, a w benzenie dysocjacja HCl jest mniejsza niż 1%.
Stężenie roztworu. Pomiary wykazały, że stopień dysocjacji wzrasta z rozcieńczeniem elektrolitu i w roztworach bardzo rozcieńczonych wszystkie elektrolity wykazują stopień dysocjacji zbliżony do jedności, tzn. niemal wszystkie cząsteczki lub zgrupowania jonów substancji rozpuszczonej ulegają zdysocjowaniu na jony.

Stała dysocjacji

Dysocjację słabych elektrolitów można traktować jako odwracalną reakcje chemiczną. Słaby elektrolit, o wzorze ogólnym AB, ulega w roztworze wodnym dysocjacji według równania:

AB <=> A⁺ + B^-

W stanie równowagi równanie można wyrazić zależnością:

gdzie:
K_c -nosi nazwę stałej dysocjacji,
[A⁺], [B^-] - stężenia molowe jonów
[AB] - stężenie molowe cząsteczek niezdysocjowanych

Stała K_c jest wielkością praktycznie biorąc stałą w określonej temperaturze, niezależną od stężenia. Dlatego może służyć jako miara mocy elektrolitów. Im elektrolit jest mocniejszy, tym wartość stałej K_c jest większa.

Przykład dla kwasu octowego CH₃COOH, który jak wiemy jest zaliczany do słabych kwasów.

CH₃COOH <=> CH₃COO^- + H⁺

Odpowiednio dla elektrolitu mocnego wartość K_c > 1. Przyjęto umownie, że dla elektrolitów słabych wartości K_c wynoszą odpowiednio - 10^-7 < K_c < 10^-3.

Związek pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji ujmuje ogólnie tzw. prawo rozcieńczeń Oswalda

gdzie c - molowe stężenie wyjściowe [mol/dm³]

Dla elektrolitów słabych wartość stopnia dysocjacji jest bardzo mała. Wtedy wynik odejmowania [1- ] jest bliskie 1 i możemy zapisać:

Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest zatem odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego stężenia molowego tego elektrolitu i wprost proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego jego stałej dysocjacji. Prawo rozcieńczeń Oswalda słuszne jest jedynie w przypadku roztworów elektrolitów słabych i bardzo rozcieńczonych.

Temat: Iloczyn jonowy wody. pH roztworów.

Dla T=22+273 [K] (22⁰C) iloczyn jonowy^* wody jest wielkością stałą i wynosi 10^-14.

[H⁺] * [OH^-] = 10^-14

(* iloczyn jonowy - to iloczyn stężeń jonów na, które ulega dysocjacji dana substancja chemiczna; z uwzględnieniem współczynników chemicznych z równania dysocjacji.)

pH = -log[H⁺]

pOH = - log [OH^-]

pH + pOH = 14

stężenia jonów lub pH, pOH	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
[H^+]	10^0, 10^-1, 10^-2, 10^-3, 10^-4, 10^-5,10^-6	10^-7	10^-8,10^-9, 10^-10, 10^-11,10^-12,10^-13,10^-14
[OH^-]	10^-14,10^-13,10^-12,10^-11,10^-10,10^-9,10^-8	10^-7	10^-6, 10^-5,10^-4, 10^-3, 10^-2, 10^-1, 10^0
pH	0, 1, 2, 3, 4, 5, 6	7	8, 9, 10, 11, 12, 13, 14
pOH	14, 13, 12, 11, 10, 9, 8	7	6, 5, 4, 3, 2, 1, 0
lakmus	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
fenolo-ftaleina	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
oranż metylowy	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy

Wskaźniki chemiczne -

(indykatory)

słabe zasady lub kwasy organiczne, których forma zdysocjowana
i niezdysocjowana wyraźnie różnią się barwą
a proces zachodzi przy określonej wartości pH roztworu.

Hydroliza,

1) hydroliza soli, rozkład substancji pod wpływem wody. Hhydrolizie ulegają sole słabych kwasów i mocnych zasad, sole mocnych kwasów i słabych zasad oraz sole słabych kwasów i słabych zasad. Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad.

Po dysocjacji takiego związku jony soli pochodzące od słabego kwasu lub słabej zasady reagują z cząsteczkami wody, dzięki czemu następuje odtworzenie niezdysocjowanego słabego kwasu lub zasady, a w roztworze pojawia się nadmiar jonów OH^- lub H₃O⁺ (roztwór soli przybiera odczyn zasadowy lub kwaśny).

Stopień hydrolizy β zdefiniowany jest jako stosunek liczby zhydrolizowanych cząsteczek soli do liczby wszystkich rozpuszczonych cząsteczek soli. Stała hydrolizy soli mocnej zasady i słabego kwasu K_h jest równa: K_h=K_w/K_k, stała hydrolizy soli słabej zasady i mocnego kwasu jest równa: K_h=K_w/K_z, stała hydrolizy soli słabej zasady i słabego kwasu jest równa: K_h=K_w/K_z·K_k, gdzie: K_w - iloczyn jonowy wody, K_k - stała dysocjacji słabego kwasu, K_z - stała dysocjacji słabej zasady (Brönsteda teoria kwasów i zasad).

2) hydroliza związków organicznych, reakcje związków organicznych z wodą, katalizowane często przez kwasy i zasady.

---