pH
pH (z języka niemieckiego potenz hydrogenii, czyli „potencjał jonowy wodoru”) – miara kwasowości lub zasadowości roztworu wodnego, wyrażana w jednostkach logarytmicznych. Skala pH jest powszechnie stosowana w chemii, biologii, geologii oraz w przemyśle spożywczym i farmaceutycznym.
Definicja
pH definiuje się jako ujemny logarytm dziesiętny aktywności jonów wodorowych (H⁺) w roztworze:
pH = -log₁₀ a_{H⁺}
W praktyce, przy niskich stężeniach, aktywność a_{H⁺} zastępowana jest przez molarne stężenie [H⁺] (mol·dm⁻³).
Historia
W 1906 roku duński chemik Søren Peter Lauritz Sørensen wprowadził termin pH w publikacji poświęconej badaniom kwasowości roztworów. Jego praca umożliwiła standaryzację pomiarów kwasowości, co przyczyniło się do rozwoju elektrochemii i analityki chemicznej.
Skala pH
Skala pH jest logarytmiczna i rozciąga się od 0 do 14 w warunkach wody czystej w temperaturze 25 °C. Wartości poniżej 7 oznaczają roztwory kwasowe, powyżej 7 – roztwory zasadowe. Woda czysta ma pH≈7.
Metody pomiaru
- Elektroda szklana – najczęściej stosowana metoda w laboratoriach i w przemyśle.
- Indykatory kolorowe – np. fenoloftaleina, bromotymolowy niebieski.
- Metoda potencjometryczna – pomiar napięcia między elektrodą wskaźnikową a odniesieniową przy użyciu potencjometru.
- Metoda spektrofotometryczna – wykorzystuje absorpcję światła przez barwniki pH‑czułe.
Zastosowania
pH jest krytycznym parametrem w wielu dziedzinach:
- Rolnictwo – kontrola kwasowości gleby (np. w kwasie ziemnym).
- Medycyna – ustalanie pH krwi i moczu (norma krwi: pH 7,35–7,45).
- Technologia – monitorowanie pH w procesach przemysłowych, np. w produkcji papieru lub styczenia aluminium.
- Ekologia – ocena jakości wód powierzchniowych i wód gruntowych.
- Spożycie – kontrola kwasowości w przetworach, napojach i pieczeniu.
Czynniki wpływające na pH
Na wartość pH wpływają:
- Stężenie i rodzaj kwasu oraz zasady w roztworze.
- Temperatura – wzrost temperatury zwykle obniża pH wody czystej, ponieważ zwiększa stałą dysocjacji wody (K_w).
- Obecność jonów buforowych, np. wodorofosforany w organizmach.
- Rozcieńczanie i rozpuszczalność gazów, np. dwutlenku węgla (CO₂) rozpuszczającego się w wodzie.
Wzory i równania
Podstawowe równania związane z pH:
| Wzór | Opis |
|---|---|
| pH = -log₁₀[H⁺] | Definicja pH przy niskich stężeniach. |
| pOH = -log₁₀[OH⁻] | Definicja pOH (zasadowość). |
| pH + pOH = 14 (przy 25 °C) | Związek między pH a pOH w wodzie. |
| K_w = [H⁺][OH⁻] = 1·10⁻¹⁴ | Stała jonowa wody przy 25 °C. |
Przykłady pH różnych substancji
- Woda destylowana – pH ≈ 7
- Kwas solny (0,1 M) – pH ≈ 1
- Ocet (5 % kwasu octowego) – pH ≈ 2,9
- Żelazna woda mineralna – pH ≈ 8,5
- Krew ludzka – pH 7,35–7,45
Jednostki i notacja
Wartość pH jest jednostkowa, ale w zapisie używa się litery „p” i małej litery „H”. Inne podobne miary obejmują:
- pOH – logarytm ujemny stężenia jonów wodorotlenkowych.
- pK_a – ujemny logarytm stałej dysocjacji kwasu.
- pK_b – ujemny logarytm stałej dysocjacji zasady.
Wzorce i normy
Międzynarodowe normy określające metody pomiaru pH są zawarte w dokumentach ISO 10523 oraz ASTM D1293. Normy definiują kalibrację elektrod, wymogi temperatury oraz procedury kontroli jakości.
Powiązane pojęcia
Więcej informacji można znaleźć w następujących artykułach encyklopedycznych: