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^+] \!}

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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 Kvíz egyensúlyi állandó:
Kvíz = [H3O+][OH] = 10−7mol/dm³ · 10−7mol/dm³ = 10−14(mol/dm³)²
A szögletes zárójellel a megfelelő ionok moláris koncentrációját jelöljük, ennek mértékegysége: mol/dm³; 1 dm³ = 1 liter.
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 (Kvíz) 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 és pOH

pH-értékek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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
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
Hasnyálmirigy-váladék (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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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

Indikátorok: Timolkék, metilnarancs, brómkrezolzöld, metilvörös, lakmusz, brómtimolkék, fenolftalein, timolftalein, alizarinsárga R
Különböző indikátorok színspektruma
pH indikátorok
Digitális pH-mérés:
4,96-os pH érték
Lúgos pH
Igényes pH-mérés laboratóriumban

Pontos definíció[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A pH fogalmát Søren Peter Lauritz Sørensen (18681939) 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 ) }.\!

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Források[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Hivatkozások[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  1. Biochemische Zeitschrift: 21 p131-200 1909.