pH

Pentru alte sensuri, vedeți PH (dezambiguizare).

pH-ul (puterea de hidrogen) reprezintă logaritmul zecimal cu semn schimbat al concentrației ionilor de hidrogen dintr-o soluție, indicând caracterul acid sau bazic al acesteia. Prin noțiunea de pH se exprimă cantitativ aciditatea (sau bazicitatea) unei substanțe, pe baza concentrației ionilor numiți hidroniu H₃O⁺. Pentru soluțiile foarte diluate se consideră că pH-ul nu mai este egal cu concentrația hidrogenului, ci cu concentrația molară a soluției.Ph-ul se calculează pentru soluțiile care sunt diluate sau care se găsesc în mediu fiziologic ,atunci când calculăm ph la un acid si avem concentrație de protoni egală cu 1/10^5 sau mai mica trebuie să iei în considerarea si concentrația de protoni adusă de apă ,constanta de aciditate a apei este de 1/10^7 dar pentru ca concentratia de protoni de la acidul din soluție este foarte mica singura varianta este să-l iei in considerare.

Atunci pentru a avea ph corect vei folosi ecuatia de gradul al doilea in care constanta de aciditate este diferita de 0.(atunci cand avem o concentratie care este mult mai mare decât constanta de aciditate, consideri că, constanta este 0 pentru ca ea nu va face o schimbare semnificativă).

Limite pH

0 ≤ pH < 7 => pH acid | soluție acidă

pH = 7 => pH neutru | soluție neutră

7 < pH ≤ 14 => pH bazic (alcalin) | soluție bazică (alcalină)

Indicatori acido-bazici

indicator	mediu neutru	mediu acid	mediu bazic
fenolftaleina	incoloră	incoloră	roșie carmin
metiloranj	oranj	roșu	galben
turnesol	violet	roșu	albastru

Formulă de calcul

Pentru definirea pH-ului se folosește scara logaritmică la reprezentarea activității ionului de hidrogen în soluție. pH-ul este egal cu logaritmul negativ al concentrației ionului de H⁺(H ⁺³O):

{\mbox{pH}}=-\lg {(a_{\mathrm {H^{+}} })}

a_H⁺ reprezintă activitatea ionilor de H⁺și nu este similară cu concentrația ionilor. Activitatea reprezintă concentrația efectivă a ionilor de hidrogen, și este de fapt capacitatea celorlaltor ioni de a bloca participarea ionului de H ⁺la diferite reacții chimice. În soluțiile diluate activitatea este aproximativ egală cu valoarea concentrației ionului H⁺(H₃O^-). Ținând cont de acestea pH-ul se exprimă adimensional:

{\mbox{pH}}\approx -\lg {\frac {[\mathrm {H^{+}} ]}{1~\mathrm {mol/L} }}=-\lg {\left|[\mathrm {H^{+}} ]\right|}

Măsurare

**Valori reprezentative ale pH-ului**
Tipuri de substanțe	pH
Acid clorhidric - HCl , 1M	0.2
Acid de baterie	0.5
Acidul gastric	1.5 – 2.0
Suc de lămâie	2.4
Cola	2.5
Oțet - CH₃COOH	2.9
Suc de portocală sau de măr	3.5
Bere	4.5
Ploaie acidă	<5.0
Cafea	5.0
Ceai	5.5
Lapte	6.5
Suc intestinal	6-7
Apă pură / distilata - H₂0	7.0
Saliva omului sănătos	6.5 – 7.4
Sânge	7.34 – 7.45
Apă de mare	8.0
Săpun de toaletă	9.0 – 10.0
Amoniac - NH₃	11.5
Înălbitor	12.5
Sodă caustică - NaOH	13.9

pH-ul poate fi măsurat prin:

Adăugarea unui indicator de pH în soluția de analizat. Culoarea luată de indicator variază în funcție de pH-ul soluției. Utilizarea indicatorilor pentru determinări calitative trebuie să țină cont de variația de culoare a acestuia, în funcție de pH-ul soluției (de preferat sunt indicatorii care variază pe un interval de pH cât mai mic).
Utilizarea unui aparat pH-metru cu electrozi pH selectivi: electrod de sticlă, electrod de hidrogen, electrod de chinhidronă.
Determinarea exactă a valorii pH-ului se face totuși prin metode combinate: utilizarea de indicatori împreună cu metode spectrofotometrice, pentru identificarea fiecărui constituent ce influențează pH-ul (culoarea indicatorului).

pOH

Opusul pH-ului este pOH-ul, care măsoară concentrația ionului OH, respectiv bazicitatea soluției. Ținând cont de disocierea apei:

H_{2}O\Longleftrightarrow H^{+}+OH^{-}

și de constanta acestui proces K_w (constanta de disociere a apei), vom avea

K_{w}=a_{{\rm {H}}^{\ }}a_{{\rm {OH}}^{-}}=10^{-14}

(*)

\lg K_{w}=\lg a_{{\rm {H}}^{+}}+\lg a_{{\rm {OH}}^{-}}

Aplicând logaritmii rezultă relațiile:

-14={\rm {lg}}\,a_{{\rm {H}}^{\rm {+}}}+\lg \,a_{{\rm {OH}}^{-}}

{\rm {pOH}}=-\lg \,a_{{\rm {OH}}^{-}}=14+\lg \,a_{{\rm {H}}^{+}}=14-{\rm {pH}}

Formulele sunt valabile pentru temperatura de 298,15 K (25 °C).

Vezi și

Bibliografie

I. Ion, A. Ion Chimie analitică. Echilibre chimice Editura Printech, București, 1999
Gabriela Alina Dumitrel, Doru Dumitrel Determinarea standardelor pH-metrice in diversi solventi neaposi sau micsti, Editura Politehnica, 2010

Legături externe

Articol despre PH, 9 octombrie 2010, Julian Chitta, Ziare.com