pH

A pH (pondus hidrogenii, latinul potentia hydrogeni, hidrogénion-kitevő) 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_{3}O^{+}]=-\lg[H_{3}O^{+}]\!}

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

$\mathrm {H_{2}O+H_{2}O\!\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}\!}$

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 szokásos mértékegysége: mol/dm³; az SI-mértékegység ezerszerese. 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 (K_víz) állandó marad:

savas közegben megnő az oxóniumionok 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 oxóniumionok 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	savas
Akkumulátorsav (kénsav): H₂SO₄	0-0,5
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	semleges
Víz (a víz keménységétől függően)	6,0–8,5
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
Marónátron - NaOH	13,5–14

pH-mérés

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

Bővebben: Sav-bázis indikátor

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 ( $f\!$ , vagy $\gamma _{\pm }$ ) 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^{+}]} \!

A pH mértékegységéről

A fenti képletek az ún. szabványos koncentráció mértékegységét tartalmazzák, amely az SI-egységnek ezredrésze: mol/dm³. Ebben további ellentmondás, hogy a koncentrációnál a nevezőben az egész oldat térfogata áll, míg a molalitásnál csak az oldószer tömege kerül a nevezőbe. A Green Book második kiadása egyenértékűként fogadta el kétféle mértékegységgel is (γ_± az ionos aktivitási együttható az IUPAC dokumentumban; azonos a fent alkalmazott f jelű fizikai mennyiséggel) :

$pH=-\mathrm {l} g\left[\gamma _{\pm }\centerdot c(H^{+})/(\mathrm {mol\ dm^{-3}} )\right]\pm 0,02$

$pH=-\mathrm {l} g\left[\gamma _{\pm }\centerdot m(H^{+})/(\mathrm {mol\ kg^{-1}} )\right]\pm 0,02$

A törtvonal értelme e képletekben az, hogy a fizikai mennyiség értékét osztjuk a mértékegységével, így annak mérőszámát kapjuk. Aktuálisan ez azt jelentette, hogy a koncentráció és a molalitás mérőszáma azonos, máskülönben nem eredményezhetnének azonos pH-értéket. Ne felejtsük el azt sem, hogy a képletben nem a koncentráció SI-mértékegysége szerepel, hanem annak ezredrésze, aktuálisan: mol/dm³, ami sérti a mértékegységrendszer koherenciáját. A dokumentumok erre a problémára egy másik megoldást is adnak; definiálják a szabványos koncentráció fogalmát a következőképpen: $c^{\ominus }=1\ \mathrm {mol\ dm^{-3}}$

A harmadik kiadás egyértelműen úgy határoz, hogy a hidrogénion-„koncentráció” mértékegységét a molalitás szabványos mértékegységében mért mérőszámból kell meghatározni. Ennek nagysága $m^{\ominus }=1\ \mathrm {mol/kg}$ . (A vizes oldatok sűrűségének mérőszáma kg/dm³-ben az egyhez közeli érték.) Ebből következően a logaritmus függvény argumentuma 1 mértékegységű szám: ${\frac {\mathrm {mol/kg} }{\mathrm {mol/kg} }}=1$ , így teljesül az a feltétel, hogy logaritmust csak dimenziómentes mérőszámból szabad számítani. A dokumentum kitér arra is, hogy a molalitás jeléül nem helyes az m betűt használni, mert összetéveszthető a tömeg jelével. Ezért javasolja inkább a b betű használatát.

A Green Book harmadik kiadása^[1] a következőképpen határozza meg a pH-t:

$pH=-\mathrm {l} g\ a_{\mathrm {H} +}=-\mathrm {l} g\ {\frac {m_{\mathrm {H} +}\centerdot \gamma _{m,{\mathrm {H} +}}}{m^{\ominus }}}$

Története

A pH fogalmát Søren Peter Lauritz Sørensen (1868–1939) dán biokémikus vezette be,^[2] melyet ő még a vizes oldatbeli oxóniumion mol/dm³-ben kifejezett egyensúlyi koncentrációjával ([H₃O⁺]) definiált:

\mathrm {pH=-\log _{10}\left({\frac {[H_{3}O^{+}]}{1{\frac {mol}{dm^{3}}}}}\right)} .\!

Szobahőmérsékleten (kb. 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_{2}O+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+OH^{-}} \!

\mathrm {[H_{3}O^{+}]=[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.

Jegyzetek

↑ Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. IUPAC. RSC Publishing, 2007. [2017. február 15-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2017. május 19.)
↑ Biochemische Zeitschrift: 21 p131-200 1909.

Források

Kapcsolódó szócikkek

Kémiaportál • összefoglaló, színes tartalomajánló lap

[Green_Book-1] Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. IUPAC. RSC Publishing, 2007. [2017. február 15-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2017. május 19.)

[2] Biochemische Zeitschrift: 21 p131-200 1909.

[1]

[2]