En química, el pH és una escala logarítmica que s'utilitza per determinar l'acidesa d'un medi. Aquest és aproximadament el logaritme negatiu de base 10 de la concentració molar, mesurat en unitats de mols per litre d'ions d'hidrogen. També es pot anomenar un indicador de l'acidesa del medi. Més precisament, és el logaritme negatiu de base 10 de l'activitat dels ions hidrogen. A 25 °C, les solucions amb un pH inferior a 7 són àcides, i les solucions amb un pH superior a 7 són bàsiques. El valor de pH neutre depèn de la temperatura i és inferior a 7 a mesura que augmenta la temperatura. L'aigua pura és neutra, pH=7 (a 25°C), ni àcida ni alcalina. Contràriament a la creença popular, el valor del pH pot ser inferior a 0 o superior a 14 per a àcids i bases molt forts, respectivament.
Aplicació
Les mesures de pH són importants en agronomia, medicina, química, tractament d'aigües i moltes altres àrees.
L'escala de pH és rellevant per a un conjunt de solucions estàndard, l'acidesa de les quals està establerta per laacord. Els estàndards de pH primaris es determinen mitjançant una cèl·lula de concentració de transferència mesurant la diferència de potencial entre un elèctrode d'hidrogen i un elèctrode estàndard com el clorur de plata. El pH de les solucions aquoses es pot mesurar amb un elèctrode de vidre i un pH-metre o indicador.
Obertura
El concepte de pH va ser introduït per primera vegada pel químic danès Søren Peter Laurits Sørensen al laboratori de Carlsberg el 1909 i revisat al nivell de pH actual el 1924 per adaptar-se a definicions i mesures en termes de cèl·lules electroquímiques. A les primeres obres, la notació tenia la lletra H en minúscula p, que significa: pH.
Origen del nom
El significat exacte de la p està en qüestió, però segons la Fundació Carlsberg, pH significa "el poder de l'hidrogen". També s'ha suggerit que la p significa la paraula alemanya potenz ("poder"), altres es refereixen al francès puisance (també que significa "poder", basant-se en el fet que el laboratori de Carlsberg era francès). Un altre suggeriment és que p es refereix al terme llatí pondus hydroii (quantitat d'hidrogen), potentio hydroii (capacitat d'hidrogen) o potencial hydroli (potencial d'hidrogen). També es suggereix que Sørensen va utilitzar les lletres p i q (normalment lletres conjugues en matemàtiques) simplement per indicar la solució de prova (p) i la solució de referència (q). Actualment, en química, p representa el logaritme decimal, i també s'utilitza en el terme pKa, utilitzat per a les constants de dissociació de l'acidesa d'un medi.
Contribucions nord-americanes
La bacteriòloga Alice Evans, coneguda per la influència del seu treball sobre els productes lactis i la seguretat alimentària, va acreditar a William Mansfield Clark i als seus col·legues per desenvolupar mètodes per mesurar el pH a la dècada de 1910, que posteriorment van tenir un ampli impacte en el laboratori i la indústria. utilitzar. A les seves memòries, no esmenta quant o poc sabien Clarke i els seus col·legues del treball de Sorensen els anys anteriors. Ja en aquell moment, els científics estaven estudiant activament el tema de l'acidesa/alcalinitat del medi ambient.
Influència de l'àcid
L'atenció del Dr. Clark es va dirigir a l'efecte de l'àcid sobre el creixement bacterià. I gràcies a això, va complementar la idea de la ciència aleshores de l'índex d'hidrogen de l'acidesa del medi ambient. Va trobar que era la intensitat de l'àcid en termes de concentració d'ions d'hidrogen la que afectava el seu creixement. Però els mètodes existents per mesurar l'acidesa d'un medi determinaven la quantitat, no la intensitat de l'àcid. Després, amb els seus col·legues, el Dr. Clark va desenvolupar mètodes precisos per mesurar la concentració d'ions d'hidrogen. Aquests mètodes han substituït el mètode de valoració imprecís per a la determinació d'àcids en laboratoris biològics d'arreu del món. També s'ha trobat que es poden utilitzar en molts processos industrials i altres en els quals s'utilitzen àmpliament.
Aspecte pràctic
El primer mètode electrònic de mesura de pH va ser inventat per Arnold Orville Beckman, professor de l'Institut Tecnològic de Califòrnia, l'any 1934. Va ser en aquest moment que el cítric localSunkist volia un mètode millor per provar ràpidament el pH de les llimones que collien dels horts propers. Sempre es va tenir en compte la influència de l'acidesa del medi.
Per exemple, per a una solució amb una activitat d'ions d'hidrogen de 5 × 10–6 (en aquest nivell, aquest és, de fet, el nombre de mols d'ions d'hidrogen per litre de solució), obtenim 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Així, aquesta solució té un pH de 5,3. Es creu que les masses de un mol d'aigua, un mol d'ions d'hidrogen i un mol d'ions d'hidròxid són respectivament 18 g, 1 g i 17 g, la quantitat de 107 mols purs (pH 7) d'aigua conté aproximadament 1 g d'ions d'hidrogen dissociats (o, més precisament, 19 g d'H3O + ions hidroni) i 17 g d'ions hidròxid.
El paper de la temperatura
Tingueu en compte que el pH depèn de la temperatura. Per exemple, a 0 °C el pH de l'aigua pura és de 7,47, a 25 °C és de 7 i a 100 °C és de 6,14.
El potencial de l'elèctrode és proporcional al pH quan el pH es defineix en termes d'activitat. La mesura precisa del pH es presenta a l'estàndard internacional ISO 31-8.
Una cèl·lula galvànica està configurada per mesurar la força electromotriu (EMF) entre l'elèctrode de referència i l'elèctrode de detecció de l'activitat dels ions d'hidrogen quan tots dos estan immersos en la mateixa solució aquosa. L'elèctrode de referència pot ser un objecte de clorur de plata o un elèctrode de calomel. Un elèctrode selectiu d'ions d'hidrogen és estàndard per a aquestes aplicacions.
Per posar en pràctica aquest procés, s'utilitza un elèctrode de vidre en lloc d'un elèctrode d'hidrogen voluminós. Ellté un elèctrode de referència integrat. També es calibra amb solucions tampó amb activitat d'ions d'hidrogen coneguda. La IUPAC va suggerir utilitzar un conjunt de solucions tampó amb activitat H+ coneguda. S'utilitzen dues o més solucions amortidors per explicar el fet que el pendent pot ser lleugerament inferior a l'ideal. Per implementar aquest enfocament de calibratge, primer s'immereix l'elèctrode en una solució estàndard i la lectura del mesurador de pH s'estableix en el valor del tampó estàndard.
Què hi ha després?
La lectura de la segona solució tampó estàndard es corregeix després utilitzant el control de pendent perquè sigui igual al nivell de pH d'aquesta solució. Quan s'utilitzen més de dues solucions de tampó, l'elèctrode es calibra ajustant els valors de pH observats a una línia recta contra els valors de tampó estàndard. Normalment, les solucions tampons estàndard comercials es proporcionen amb informació sobre el valor a 25 °C i el factor de correcció que s'ha d'aplicar per a altres temperatures.
Característica de definició
L'escala de pH és logarítmica i, per tant, el pH és una magnitud adimensional, sovint utilitzada, entre altres coses, per mesurar l'acidesa de l'entorn intern de la cèl·lula. Aquesta va ser la definició original de Sorensen, que va ser substituïda el 1909.
No obstant això, és possible mesurar directament la concentració d'ions d'hidrogen si l'elèctrode està calibrat en termes de concentracions d'ions d'hidrogen. Una manera de fer-ho, que s'ha utilitzat àmpliament, és valorar una solució de concentració conegudaàcid fort amb una solució d'una concentració coneguda d'un àlcali fort en presència d'una concentració relativament alta d'un electròlit de suport. Com que es coneixen les concentracions d'àcids i àlcalis, és fàcil calcular la concentració d'ions hidrogen de manera que el potencial es pugui relacionar amb el valor mesurat.
ElsEls indicadors es poden utilitzar per mesurar el pH amb el fet que el seu color canvia. La comparació visual del color de la solució de prova amb una escala de color estàndard permet mesurar el pH amb una precisió sencera. Les mesures més precises són possibles si el color es mesura de forma espectrofotomètrica mitjançant un colorímetre o un espectrofotòmetre. L'indicador universal està format per una barreja d'indicadors de manera que hi ha un canvi de color permanent d'uns pH 2 a pH 10. El paper indicador universal està fet de paper absorbent impregnat amb un indicador universal. Un altre mètode per mesurar el pH és utilitzar un mesurador de pH electrònic.
Nivells de mesura
La mesura del pH per sota d'uns 2,5 (uns 0,003 mols d'àcid) i per sobre d'uns 10,5 (uns 0,0003 mols d'àlcali) requereix procediments especials perquè la llei de Nernst es viola a aquests valors quan s'utilitza un elèctrode de vidre. Hi contribueixen diversos factors. No es pot suposar que els potencials de transició líquida siguin independents del pH. A més, un pH extrem significa que la solució està concentrada, de manera que els potencials de l'elèctrode es veuen afectats pel canvi de força iònica. A pH alt, pot ser l'elèctrode de vidresubjecte a un error alcalí a mesura que l'elèctrode es torna sensible a la concentració de cations com Na+ i K+ en solució. Hi ha elèctrodes dissenyats especialment disponibles que superen parcialment aquests problemes.
L'escorrentia de les mines o els residus de les mines poden donar lloc a valors de pH molt baixos.
L'aigua pura és neutra. No és àcid. Quan l'àcid es dissol a l'aigua, el pH serà inferior a 7 (25 °C). Quan un àlcali es dissol a l'aigua, el pH serà superior a 7. Una solució d'1 mol d'un àcid fort com l'àcid clorhídric té un pH de zero. Una solució d'un àlcali fort com l'hidròxid de sodi a una concentració d'1 mol té un pH de 14. Així, els valors de pH mesurats generalment estaran en el rang de 0 a 14, tot i que els valors i valors de pH negatius superiors a 14 són molt possibles.
Depèn molt de l'acidesa del medi de solució. Com que el pH és una escala logarítmica, una diferència d'una unitat de pH és equivalent a deu vegades la diferència de concentració d'ions hidrogen. La neutralitat PH no arriba del tot a 7 (a 25 °C), encara que en la majoria dels casos és una bona aproximació. La neutralitat es defineix com la condició en què [H+]=[OH-]. Com que l'autoionització de l'aigua manté el producte d'aquestes concentracions [H+] × [OH-]=Kw, es pot veure que a la neutralitat [H+]=[OH-]=√Kw o pH=pKw / 2.
PKw és aproximadament 14, però depèn de la força iònica i de la temperatura, de manera que també importa el valor del pH del medi, que hauria de ser neutre.nivell. L'aigua pura i una solució de NaCl en aigua pura són neutres perquè la dissociació de l'aigua produeix la mateixa quantitat d'ambdós ions. Tanmateix, el pH d'una solució neutra de NaCl serà lleugerament diferent del pH de l'aigua pura neutra, ja que l'activitat dels ions d'hidrogen i hidròxid depèn de la força iònica, de manera que Kw varia amb la força iònica.
Plantes
Els pigments vegetals dependents que es poden utilitzar com a indicadors de pH es troben en moltes plantes, com ara l'hibisc, la col vermella (antocianina) i el vi negre. El suc de cítrics és àcid perquè conté àcid cítric. Altres àcids carboxílics es troben en molts sistemes vius. Per exemple, l'àcid làctic es produeix per l'activitat muscular. L'estat de protonació dels derivats del fosfat, com l'ATP, depèn de l'acidesa del medi pH. El funcionament de l'enzim de transferència d'oxigen de l'hemoglobina es veu afectat pel pH en un procés conegut com a efecte arrel.
Aigua de mar
A l'aigua de mar, el pH normalment es limita a entre 7,5 i 8,4. Té un paper important en el cicle del carboni a l'oceà, i hi ha proves de l'acidificació de l'oceà en curs causada per les emissions de diòxid de carboni. Tanmateix, mesurar el pH és complicat per les propietats químiques de l'aigua de mar i hi ha diverses escales de pH diferents en oceanografia química.
Solucions especials
Com a part de la definició operativa de l'escala d'acidesa (pH), la IUPAC defineix una sèrie de solucions tampó en el rang de pH (sovint anomenades com aNBS o NIST). Aquestes solucions tenen una força iònica relativament baixa (≈0,1) en comparació amb l'aigua de mar (≈0,7) i com a resultat no es recomana utilitzar-les en la caracterització del pH de l'aigua de mar perquè les diferències en la força iònica provoquen canvis en el potencial de l'elèctrode. Per resoldre aquest problema, s'ha desenvolupat una sèrie alternativa de tampons basats en aigua de mar artificial.
Aquesta nova sèrie resol el problema de les diferències de força iònica entre mostres i tampons, i la nova escala de pH per a l'acidesa mitjana s'anomena escala comuna, sovint anomenada pH. L'escala global es va determinar mitjançant un medi que contenia ions sulfat. Aquests ions experimenten protonació, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, de manera que l'escala total inclou la influència tant dels protons (ions d'hidrogen lliures) com dels ions de sulfur d'hidrogen:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
L'escala lliure alternativa, sovint anomenada pHF, omet aquesta consideració i se centra exclusivament en [H+]F, fent-la en principi una representació més senzilla de la concentració d'ions hidrogen. Només es pot determinar [H+] T, de manera que [H+] F s'hauria d'estimar utilitzant [SO2-4] i la constant d'estabilitat HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
No obstant això, és difícil estimar KS a l'aigua de mar, la qual cosa limita la utilitat d'una escala lliure més senzilla.
Una altra escala, coneguda com a escala d'aigua de mar, sovint anomenada pHSWS, té en compte els enllaços de protons addicionals entre els ions d'hidrogen i els ions de fluor, H+ + F- ⇌HF. El resultat és l'expressió següent per a [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
No obstant això, el benefici de considerar aquesta complexitat addicional depèn del contingut de fluor del medi. Per exemple, a l'aigua de mar, els ions sulfat es troben en concentracions molt més altes (> 400 vegades) que les concentracions de fluor. Com a conseqüència, per a la majoria de finalitats pràctiques, la diferència entre l'escala comuna i l'escala d'aigua de mar és molt petita.
Les tres equacions següents resumeixen les tres escales de pH:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- registre [H+]
Des d'un punt de vista pràctic, les tres escales de pH d'un ambient àcid (o aigua de mar) difereixen en els seus valors fins a 0,12 unitats de pH, i les diferències són molt més grans del que es requereix habitualment per a la precisió de Mesures de pH, en particular en relació amb el sistema de carbonats oceà.
