In de chemie is pH een logaritmische schaal die wordt gebruikt om de zuurgraad van een medium te bepalen. Dit is ongeveer de logaritme met negatief grondtal 10 van de molaire concentratie, gemeten in eenheden van mol per liter waterstofionen. Het kan ook een indicator van de zuurgraad van het milieu worden genoemd. Om precies te zijn, het is de negatieve logaritme met grondtal 10 van de activiteit van waterstofionen. Bij 25°C zijn oplossingen met een pH lager dan 7 zuur en oplossingen met een pH hoger dan 7 basisch. De neutrale pH-waarde is temperatuurafhankelijk en ligt onder de 7 naarmate de temperatuur stijgt. Zuiver water is neutraal, pH=7 (bij 25°C), noch zuur noch alkalisch. In tegenstelling tot wat vaak wordt gedacht, kan de pH-waarde lager zijn dan 0 of hoger dan 14 voor respectievelijk zeer sterke zuren en basen.
Toepassing
Metingen van de pH zijn belangrijk in agronomie, geneeskunde, scheikunde, waterbehandeling en vele andere gebieden.
De pH-schaal is relevant voor een reeks standaardoplossingen, waarvan de zuurgraad is vastgesteld door de internationaleAkkoord. Primaire pH-standaarden worden bepaald met behulp van een overdrachtsconcentratiecel door het potentiaalverschil tussen een waterstofelektrode en een standaardelektrode zoals zilverchloride te meten. De pH van waterige oplossingen kan worden gemeten met een glaselektrode en een pH-meter of -indicator.
Opening
Het pH-concept werd voor het eerst geïntroduceerd door de Deense chemicus Søren Peter Laurits Sørensen in het Carlsberg-laboratorium in 1909 en herzien tot het huidige pH-niveau in 1924 om definities en metingen in termen van elektrochemische cellen mogelijk te maken. In de vroege werken had de notatie de letter H in kleine letters p, wat betekent: pH.
Oorsprong van de naam
De exacte betekenis van de p wordt betwist, maar volgens de Carlsberg Foundation betekent pH 'de kracht van waterstof'. Er is ook gesuggereerd dat de p staat voor het Duitse woord potenz ("kracht"), andere verwijzen naar het Franse puisance (ook wat "kracht" betekent, gebaseerd op het feit dat het Carlsberg-laboratorium Frans was). Een andere suggestie is dat p verwijst naar de Latijnse term pondus hydroii (hoeveelheid waterstof), potentio hydroii (capaciteit van waterstof) of potentiële hydroli (waterstofpotentiaal). Er wordt ook gesuggereerd dat Sørensen de letters p en q (meestal geconjugeerde letters in de wiskunde) eenvoudigweg heeft gebruikt om testoplossing (p) en referentieoplossing (q) aan te duiden. Momenteel staat p in de scheikunde voor de decimale logaritme en wordt het ook gebruikt in de term pKa, die wordt gebruikt voor dissociatieconstanten van de zuurgraad van een medium.
Amerikaanse bijdragen
Bacterioloog Alice Evans, bekend om de invloed van haar werk op zuivelproducten en voedselveiligheid, loofde William Mansfield Clark en zijn collega's voor het ontwikkelen van methoden voor het meten van pH in de jaren 1910, die vervolgens een grote impact hadden op laboratorium- en industriële gebruik. In haar memoires vermeldt ze niet hoeveel of hoe weinig Clarke en zijn collega's wisten van het werk van Sorensen in de jaren daarvoor. Reeds in die tijd waren wetenschappers actief bezig met het bestuderen van de kwestie van de zuurgraad / alkaliteit van het milieu.
Invloed van zuur
Dr. Clarks aandacht was gericht op het effect van zuur op de groei van bacteriën. En dankzij dit vulde hij het idee aan van de toenmalige wetenschap van de waterstofindex van de zuurgraad van het milieu. Hij ontdekte dat het de intensiteit van het zuur was in termen van de concentratie van waterstofionen die hun groei beïnvloedde. Maar bestaande methoden voor het meten van de zuurgraad van een medium bepaalden de hoeveelheid, niet de intensiteit van het zuur. Vervolgens ontwikkelde Dr. Clark met zijn collega's nauwkeurige methoden om de concentratie van waterstofionen te meten. Deze methoden hebben de onnauwkeurige titratiemethode voor zuurbepaling in biologische laboratoria over de hele wereld vervangen. Er is ook gevonden dat ze kunnen worden gebruikt in veel industriële en andere processen waarin ze veel worden gebruikt.
Praktisch aspect
De eerste elektronische pH-meetmethode werd in 1934 uitgevonden door Arnold Orville Beckman, een professor aan het California Institute of Technology. Het was op dit punt dat de lokale citrustelerSunkist wilde een betere methode om snel de pH te testen van de citroenen die ze van nabijgelegen boomgaarden hadden geoogst. Er werd altijd rekening gehouden met de invloed van de zuurgraad van het medium.
Bijvoorbeeld voor een oplossing met een waterstofionenactiviteit van 5 × 10–6 (op dit niveau is dit in feite het aantal mol waterstofionen per liter oplossing), krijgen we 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Een dergelijke oplossing heeft dus een pH van 5,3. Er wordt aangenomen dat de massa van een mol water, een mol waterstofionen en een mol hydroxide-ionen zijn respectievelijk 18 g, 1 g en 17 g, de hoeveelheid zuivere 107 mol (pH 7) water bevat ongeveer 1 g gedissocieerde waterstofionen (of, meer precies, 19 g H3O + hydroniumionen) en 17 g hydroxide-ionen.
De rol van temperatuur
Merk op dat pH temperatuurafhankelijk is. Bij 0 ° C is de pH van zuiver water bijvoorbeeld 7,47, bij 25 ° C is dit 7 en bij 100 ° C is dit 6,14.
Elektrodepotentiaal is evenredig met de pH wanneer pH wordt gedefinieerd in termen van activiteit. Nauwkeurige pH-meting wordt gepresenteerd in de internationale norm ISO 31-8.
Een galvanische cel is geconfigureerd om de elektromotorische kracht (EMF) te meten tussen de referentie-elektrode en de waterstofion-activiteitsdetectie-elektrode wanneer beide in dezelfde waterige oplossing worden ondergedompeld. De referentie-elektrode kan een zilverchloride-object of een calomel-elektrode zijn. Een waterstofion-selectieve elektrode is standaard voor deze toepassingen.
Om dit proces in de praktijk te brengen, wordt een glazen elektrode gebruikt in plaats van een omvangrijke waterstofelektrode. Hijheeft een ingebouwde referentie-elektrode. Het is ook gekalibreerd tegen bufferoplossingen met bekende waterstofionenactiviteit. IUPAC stelde voor om een set bufferoplossingen te gebruiken met bekende H+-activiteit. Er worden twee of meer bufferoplossingen gebruikt om rekening te houden met het feit dat de helling iets minder dan ideaal kan zijn. Om deze kalibratiebenadering te implementeren, wordt de elektrode eerst ondergedompeld in een standaardoplossing en wordt de pH-meterwaarde ingesteld op de waarde van de standaardbuffer.
Wat nu?
De aflezing van de tweede standaardbufferoplossing wordt vervolgens gecorrigeerd met behulp van hellingsregeling zodat deze gelijk is aan het pH-niveau voor die oplossing. Wanneer er meer dan twee bufferoplossingen worden gebruikt, wordt de elektrode gekalibreerd door de waargenomen pH-waarden in een rechte lijn af te zetten tegen standaardbufferwaarden. Commerciële standaard bufferoplossingen worden meestal geleverd met informatie over de waarde bij 25 °C en de correctiefactor die moet worden toegepast voor andere temperaturen.
Definitie kenmerk
De pH-schaal is logaritmisch en daarom is pH een dimensieloze grootheid, die vaak onder andere wordt gebruikt om de zuurgraad van de interne omgeving van de cel te meten. Dit was de oorspronkelijke definitie van Sorensen, die in 1909 werd vervangen.
Het is echter mogelijk om de waterstofionenconcentratie direct te meten als de elektrode is gekalibreerd in termen van waterstofionenconcentraties. Een manier om dit te doen, die op grote schaal wordt gebruikt, is om een oplossing met een bekende concentratie te titrerensterk zuur met een oplossing van een bekende concentratie van een sterke alkali in aanwezigheid van een relatief hoge concentratie van een ondersteunende elektrolyt. Omdat de zuur- en alkaliconcentraties bekend zijn, is het gemakkelijk om de waterstofionenconcentratie te berekenen, zodat de potentiaal kan worden gerelateerd aan de gemeten waarde.
Indicatoren kunnen worden gebruikt om de pH te meten aan de hand van het feit dat hun kleur verandert. Visuele vergelijking van de kleur van de testoplossing met een standaard kleurenschaal maakt het mogelijk om de pH met gehele nauwkeurigheid te meten. Nauwkeurigere metingen zijn mogelijk als de kleur spectrofotometrisch wordt gemeten met een colorimeter of spectrofotometer. De universele indicator is opgebouwd uit een mengsel van indicatoren zodat er een blijvende kleurverandering is van ongeveer pH 2 naar pH 10. Universeel indicatorpapier is gemaakt van absorberend papier dat geïmpregneerd is met een universele indicator. Een andere methode voor het meten van de pH is het gebruik van een elektronische pH-meter.
Meetniveaus
Het meten van een pH onder ongeveer 2,5 (ongeveer 0,003 mol zuur) en boven ongeveer 10,5 (ongeveer 0,0003 mol alkali) vereist speciale procedures omdat de wet van Nernst bij dergelijke waarden wordt geschonden bij gebruik van een glaselektrode. Verschillende factoren dragen hieraan bij. Er kan niet worden aangenomen dat vloeistofovergangpotentialen onafhankelijk zijn van de pH. Extreme pH betekent ook dat de oplossing geconcentreerd is, dus de elektrodepotentialen worden beïnvloed door de verandering in ionsterkte. Bij hoge pH kan de glaselektrodeonderhevig aan alkalische fouten aangezien de elektrode gevoelig wordt voor de concentratie van kationen zoals Na+ en K+ in oplossing. Er zijn speciaal ontworpen elektroden beschikbaar die deze problemen gedeeltelijk verhelpen.
Afvloeiing van mijnen of mijnafval kan leiden tot zeer lage pH-waarden.
Puur water is neutraal. Het is niet zuur. Wanneer het zuur oplost in water, zal de pH lager zijn dan 7 (25°C). Wanneer een alkali oplost in water, zal de pH hoger zijn dan 7. Een 1 mol oplossing van een sterk zuur zoals zoutzuur heeft een pH van nul. Een oplossing van een sterke alkali zoals natriumhydroxide in een concentratie van 1 mol heeft een pH van 14. De gemeten pH-waarden zullen dus over het algemeen in het bereik van 0 tot 14 liggen, hoewel negatieve pH-waarden en waarden boven de 14 zijn heel goed mogelijk.
Veel hangt af van de zuurgraad van het oplossingsmedium. Omdat pH een logaritmische schaal is, is een verschil van één pH-eenheid gelijk aan tien keer het verschil in waterstofionconcentratie. Neutraliteit PH bereikt niet helemaal 7 (bij 25 °C), hoewel dit in de meeste gevallen een goede benadering is. Neutraliteit wordt gedefinieerd als de toestand waarin [H+]=[OH-]. Aangezien de zelfionisatie van water het product van deze concentraties [H+] × [OH-]=Kw houdt, is te zien dat bij neutraliteit [H+]=[OH-]=√Kw of pH=pKw / 2.
PKw is ongeveer 14, maar hangt af van de ionsterkte en temperatuur, dus de pH-waarde van het medium is ook van belang, die neutraal moet zijnpeil. Zuiver water en een oplossing van NaCl in zuiver water zijn neutraal omdat de dissociatie van water dezelfde hoeveelheid van beide ionen produceert. De pH van een neutrale NaCl-oplossing zal echter enigszins verschillen van de pH van neutraal zuiver water, aangezien de activiteit van waterstof- en hydroxide-ionen afhangt van de ionsterkte, dus Kw varieert met de ionsterkte.
Planten
Afhankelijke plantpigmenten die als pH-indicatoren kunnen worden gebruikt, worden in veel planten aangetroffen, waaronder hibiscus, rode kool (anthocyanine) en rode wijn. Citrusvruchtensap is zuur omdat het citroenzuur bevat. Andere carbonzuren worden in veel levende systemen aangetroffen. Melkzuur wordt bijvoorbeeld geproduceerd door spieractiviteit. De protoneringstoestand van fosfaatderivaten, zoals ATP, hangt af van de zuurgraad van het pH-medium. De werking van het hemoglobine-zuurstofoverdrachtsenzym wordt beïnvloed door de pH in een proces dat bekend staat als het worteleffect.
Zeewater
In zeewater is de pH doorgaans beperkt tot tussen 7,5 en 8,4. Het speelt een belangrijke rol in de koolstofcyclus in de oceaan en er zijn aanwijzingen voor aanhoudende verzuring van de oceaan veroorzaakt door de uitstoot van kooldioxide. Het meten van de pH wordt echter gecompliceerd door de chemische eigenschappen van zeewater, en er zijn verschillende pH-schalen in de chemische oceanografie.
Speciale oplossingen
Als onderdeel van de operationele definitie van de zuurgraad (pH) schaal, definieert IUPAC een reeks bufferoplossingen in het pH-bereik (vaak aangeduid alsNBS of NIST). Deze oplossingen hebben een relatief lage ionsterkte (≈0.1) in vergelijking met zeewater (≈0.7) en worden daarom niet aanbevolen voor gebruik bij de karakterisering van de pH van zeewater, omdat verschillen in ionsterkte veranderingen in de elektrodepotentiaal veroorzaken. Om dit probleem op te lossen is een alternatieve serie buffers ontwikkeld op basis van kunstmatig zeewater.
Deze nieuwe serie lost het probleem op van verschillen in ionsterkte tussen monsters en buffers, en de nieuwe pH-schaal voor gemiddelde zuurgraad wordt de gewone schaal genoemd, vaak aangeduid als pH. De totale schaal werd bepaald met behulp van een medium dat sulfaationen bevat. Deze ionen ondergaan protonering, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, dus de totale schaal omvat de invloed van zowel protonen (vrije waterstofionen) als waterstofsulfide-ionen:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
De alternatieve vrije schaal, vaak de pHF genoemd, laat deze overweging weg en richt zich uitsluitend op [H+]F, waardoor het in principe een eenvoudigere weergave is van de waterstofionconcentratie. Alleen [H+] T kan worden bepaald, dus [H+] F moet worden geschat met [SO2-4] en de stabiliteitsconstante HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Het is echter moeilijk om KS in zeewater te schatten, waardoor het nut van een eenvoudigere vrije schaal wordt beperkt.
Een andere schaal, bekend als de zeewaterschaal, vaak aangeduid als pHSWS, houdt rekening met de verdere protonbinding tussen waterstofionen en fluoride-ionen, H+ + F- ⇌HF. Het resultaat is de volgende uitdrukking voor [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Het voordeel van deze extra complexiteit hangt echter af van het fluorgeh alte van het medium. In zeewater worden sulfaationen bijvoorbeeld in veel hogere concentraties (> 400 keer) gevonden dan de concentraties van fluor. Als gevolg hiervan is voor de meeste praktische doeleinden het verschil tussen de gewone schaal en de zeewaterschaal erg klein.
De volgende drie vergelijkingen vatten de drie pH-schalen samen:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
Vanuit praktisch oogpunt verschillen de drie pH-schalen van een zure omgeving (of zeewater) in hun waarden tot 0,12 pH-eenheden, en de verschillen zijn veel groter dan gewoonlijk vereist is voor de nauwkeurigheid van pH-metingen, in het bijzonder met betrekking tot de oceaan van het carbonaatsysteem.
