PH

Acizi și baze
Scara de pH (și pOH)
Acidimetrie  • Amfoter  • Constantă de disociere  • pH  • Reacție acido-bazică  • Soluție tampon  • Teoria acido-bazică
Acizi
Brønsted Carboxilic Lewis Anorganic Organic Tare Superacid
Baze
Brønsted Lewis Anorganică Organică Tare Superbază
v d m

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

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):

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

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:

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

Măsurare

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:

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

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

${\displaystyle K_{w}=a_{{\rm {H}}^{\ }}a_{{\rm {OH}}^{-}}=10^{-14}}$ (*)

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

Aplicând logaritmii rezultă relațiile:

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

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

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

Vezi și

• Aciditate
• Constantă de aciditate
• Electrod ion-selectiv
• Număr de transport ionic

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