pH
A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából.
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^+] \!}](http://upload.wikimedia.org/math/f/e/0/fe0c79e5008bf604e034578e8c51a83d.png)
Tartalomjegyzék |
[szerkesztés] 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:
A képletben 
a hidrogénion-aktivitás. A hidrogénion-aktivitást a koncentrációból az aktivitási együttható (
) 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^+]} \!](http://upload.wikimedia.org/math/6/d/2/6d21196b5700598cec23a02e48564701.png)
![\mathrm{pH} = - \log_{10} (f \cdot \mathrm{[H^+]}) \!](http://upload.wikimedia.org/math/2/d/a/2da1f8639a8edea49fb86580216dd962.png)
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{pH} = - \log_{10} (f \cdot \mathrm{[H^+]}) = - \log_{10} (1 \cdot \mathrm{[H^+]}) \!](http://upload.wikimedia.org/math/8/6/0/860883836854630a08fd5a2283f6a948.png)
![\mathrm{pH} = - \log_{10} \mathrm{[H^+]} = - \lg\mathrm{[H^+]} \!](http://upload.wikimedia.org/math/6/b/4/6b47549dea8d204328eb3b9d313d8d3c.png)
[szerkesztés] Története
A pH fogalmát Søren Peter Lauritz Sørensen (1868–1939) dán biokémikus vezette be, [1] 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 ) }.\!](http://upload.wikimedia.org/math/e/7/c/e7c10d5dd711ecf3aedd8b38130cc8b2.png)
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_3O^+] = [OH^-] = 10^{-7}\frac{mol}{dm^3}}\!](http://upload.wikimedia.org/math/e/a/5/ea58ace9e7519b742651f6b6bc2206b9.png)
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.
[szerkesztés] 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.
[szerkesztés] Lásd még
[szerkesztés] Források
- Acids, Bases and pH (A City University of New York honlapján)
- Activities of hydrogen ion (A Stetson University honlapján)
[szerkesztés] Hivatkozások
- ^ Biochemische Zeitschrift: 21 p131-200 1909.
