pH

A pH (pondus Hidrogenii, hidrogénion-kitevő) egy 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.

$\mathrm{pH = - \log_{10} [H_3O^+] = - \lg[H_3O^+] \!}$

vagy egyszerűbben:

$\mathrm{pH} = - \log_{10} \mathrm{[H^+]} = - \lg\mathrm{[H^+]} \!$

(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 egy egyensúlyi reakció, melynek során 10⁻⁷ mólnyi vízmolekula ad át protont egy másiknak (1 liter vízben, 25 °C -on):

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

Erre az egyensúlyi reakcióra felírható a K_víz egyensúlyi állandó:

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

A szögletes zárójellel a megfelelő ionok moláris koncentrációját jelöljük, ennek mértékegysége: mól/dm³; 1dm³ = 1liter.

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 (K_víz) állandó marad:

• savas közegben megnő az oxónium ionok 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 oxónium ionok 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 - értékek

A mindennapi életben leggyakrabban előforduló oldatok átlagos pH-értéke

Anyag	pH-érték	Kémhatás
Akkumulátorsav: H2SO4	1	savas
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	4,0
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
Víz (a víz keménységétől függően)	6,0–8,5	közel semleges
Emberi Nyál	6,5–7,4
Vér	7,4	lúgos
Tengervíz	7,5–8,4
Hasnyálmirigyváladék (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
Marószóda- NaOH	13,5–14

pH - mérés

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

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:

$\mathrm{pH = - \log_{10} (a_{H^+}) \!}$

A képletben $a_\mathrm{H^+}$ a hidrogénion-aktivitás. A hidrogénion-aktivitást a koncentrációból az aktivitási együttható ($f \!$) segítségével kaphatjuk meg. Az aktivitási együttható egy 0 és 1 közé eső viszonyszám, mely számos tényezőtől, köztük a hidrogénion-koncentrációtól függ.

$\mathrm a_\mathrm{H^+} = f \cdot \mathrm{[H^+]} \!$

$\mathrm{pH} = - \log_{10} (f \cdot \mathrm{[H^+]}) \!$

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.

$\mathrm f = 1 \!$

$\mathrm{pH} = - \log_{10} (f \cdot \mathrm{[H^+]}) = - \log_{10} (1 \cdot \mathrm{[H^+]}) \!$

$\mathrm{pH} = - \log_{10} \mathrm{[H^+]} = - \lg\mathrm{[H^+]} \!$

Története

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

$\mathrm{pH = - \log_{10} \left ( \frac{[H_3O^+]}{1\frac{mol}{dm^3}} \right ) }.\!$

Szobahőmérsékleten (~22 °C-on) 1 dm³ vegytiszta víz, autoprotolízisének köszönhetően dinamikus egyensúlyban 10⁻⁷ mol hidrogéniont (H⁺ vagy H₃O⁺) és – értelemszerűen – ugyanennyi hidroxidiont (OH⁻) tartalmaz:

$\mathrm{H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-}\!$

$\mathrm{[H_3O^+] = [OH^-] = 10^{-7}\frac{mol}{dm^3}}\!$

$\mathrm{pH = - \log_{10} \left ( \frac{10^{-7}\frac{mol}{dm^3}}{1\frac{mol}{dm^3}} \right ) = 7}\!$

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.

Lásd még

• Sav-bázis elméletek
• Sav, lúg
• Pufferoldat
• Indikátor

Források

• Acids, Bases and pH (A City University of New York honlapján)
• Activities of hydrogen ion (A Stetson University honlapján)
• Kémhatás, pH
• http://celebrate.digitalbrain.com/celebrate/community/celebrate/resources/Hungary/kemia/A%20kemhatas/home/
• 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