Tekst źródłowy strony Skala pH

{| class="infobox"
{{infobox tytuł|kolor=#fff|Przykładowe wartości pH}}
|-
! style="border-bottom: 1px solid #aaa;"| Substancja ||style="border-bottom: 1px solid #aaa;"| ''pH''
|-
| [[Stężenie molowe|1 M]] [[kwas solny]] ||bgcolor=#660000 style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 0
|-
| 0,1 M kwas solny ||bgcolor=#990000 style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 1
|-
| [[Sok trawienny|Sok żołądkowy]] ||bgcolor=#CC0000 style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 1,5 – 2
|-
| Sok [[cytryna zwyczajna|cytrynowy]] ||bgcolor=#FF3300 style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 2,4
|-
| [[Coca-Cola]] ||bgcolor=#FF3300 style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 2,5
|-
| [[Ocet]] ||bgcolor=#FF6600 style="text-align:center;" | 2,9
|-
| [[Sok pomarańczowy]] ||bgcolor=#FF9900 style="text-align:center;" | 3,5
|-
| [[Piwo]] ||bgcolor=#FFCC00 style="text-align:center;" | 4,5
|-
| [[Kawa]] ||bgcolor=#FFFF00 style="text-align:center;" | 5,0
|-
| [[Herbata]] ||bgcolor=#CCFF00 style="text-align:center;" | 5,5
|-
| [[Kwaśny deszcz]] ||bgcolor=#CCFF00 style="text-align:center;" | &lt; 5,6
|-
| [[Mleko]] ||bgcolor=#66CC00 style="text-align:center;" | 6,5
|-
| style="background: #FFFFFF; border-top: 1px solid #aaa; border-bottom: 1px solid #aaa;"| Chemicznie czysta [[woda]] ||bgcolor=#33CC00 style="border-top: 1px solid #aaa; border-bottom: 1px solid #aaa;text-align:center;"| '''7'''
|-
| [[Ślina]] człowieka ||bgcolor=#33CC00 style="text-align:center;" | 6,5 – 7,4
|-
| [[Krew]] ||bgcolor=#00CC33 style="text-align:center;" | 7,35 – 7,45
|-
| [[Woda morska]] ||bgcolor=#009966 style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 8,0
|-
| [[Mydła|Mydło]] ||bgcolor=#006699 style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 9,0 – 10,0
|-
| [[Woda amoniakalna]] ||bgcolor=0033CC style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 11,5
|-
| [[Wodorotlenek wapnia]] ||bgcolor=#0000CC style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 12,5
|-
| [[Stężenie molowe|1 M]] [[roztwór]] [[Wodorotlenek sodu|NaOH]] ||bgcolor=#000099 style="color:#FFFFFF;text-align:center;"| 14
|}

'''Skala pH''' – ilościowa skala [[moc kwasu|kwasowości]] i [[moc zasady|zasadowości]]
[[roztwór|roztworów]] wodnych [[związek chemiczny|związków chemicznych]].
Skala ta jest oparta na [[aktywność molowa|aktywności]] [[jon wodorowy|jonów wodorowych]] H<sup>+</sup> w roztworach wodnych{{refn|grupa=uwaga|W rzeczywistości wolne jony wodorowe H<sup>+</sup> (czyli [[proton]]y, ''p'') nie występują w roztworach wodnych, gdyż są [[solwatacja|solwatowane]] do [[Jon hydroniowy|jonów hydroniowych]] {{chem2|H3O+}}.}}.

Formalnie pH definiuje się jako:

: pH = –log<sub>10</sub>[''a''(H<sup>+</sup>)]

czyli minus [[logarytm]] dziesiętny aktywności jonów wodorowych ''a''(H<sup>+</sup>).

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik [[Søren Peder Lauritz Sørensen|Søren Sørensen]] w 1909 r.<ref>{{Cytuj pismo |nazwisko = Sörensen |imię = S.P.L. |tytuł = Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen |url = http://publikationen.ub.uni-frankfurt.de/opus4/frontdoor/deliver/index/docId/17417/file/E001399646.pdf |czasopismo = Biochemische Zeitschrift |wolumin = 21 |wydanie = |strony = 131–200 |rok = 1909 |język = de |data dostępu = 2015-08-19}} Fragmenty publikacji dotyczące pH w j. ang.: [http://www.chemteam.info/Chem-History/Sorenson-article.html Enzyme Studies II. The Measurement and Meaning of Hydrogen Ion Concentration in Enzymatic Processes. Strony 131–134 i 159–160].</ref> Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia [[jon wodorowy|jonów wodorowych]] (H<sup>+</sup>).

== Pomiar pH ==
Ze względu na to, że aktywności jonów wodorowych nie można obliczyć bezpośrednio, powyższa definicja ma charakter formalny. Dla celów pomiarowych norma [[Międzynarodowa Organizacja Normalizacyjna|ISO]] i [[Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej|Unia Chemii Czystej i Stosowanej]] (IUPAC) definiują tę pH następująco<ref>ISO-31-8: Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. [[Międzynarodowa Organizacja Normalizacyjna|International Organization for Standardization]], 1992.</ref><ref name="iupac2">{{GoldBook|P04524|nazwa=pH}}</ref>:

: Wartość pH roztworu X, w którym jest zanurzone standardowe [[ogniwo galwaniczne]] zdefiniowane przez [[Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej|IUPAC]], i dla którego zmierzono wartość pierwszej [[siła elektromotoryczna|siły elektromotorycznej]] ''E''<sub>X</sub>, wynosi<ref name="iupac">{{Cytuj pismo |autor = A. K. Covington, R. G. Bates, R. A. Durst |tytuł = Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology |url = http://www.iupac.org/publications/pac/1985/pdf/5703x0531.pdf |czasopismo = Pure Appl. Chem. |wydanie = 3 |wolumin = 57 |strony = 531–542 |data = 1985 |doi = 10.1351/pac198557030531}}</ref>:
:: <math>\text{pH(X)} = \text{pH(S)} + \frac{(E_{\text{S}} - E_{\text{X}})F}{RT \ln 10}</math>
: ''gdzie''
: ''F'' – [[Stała Faradaya]]
: ''R'' – uniwersalna [[stała gazowa]]
: ''T'' – [[temperatura]] w [[Kelwin|skali Kelvina]].
: ''E''<sub>S</sub> i pH(S) – odpowiednio siła elektromotoryczna ogniwa standardowego zanurzonego w roztworze wzorcowym (np.: w wodzie destylowanej) i pH tego roztworu w danej temperaturze podane w tabeli IUPAC<ref name="iupac" />.

Z definicji tej wynika, że pH roztworów jest jednostką bezwymiarową i ma charakter jedynie porównawczy, nie przekładający się bezpośrednio na stężenie czy aktywność jonów hydroniowych ani żadnych innych. Definicja ta jest np. wykorzystywana przy przygotowywaniu skal dla papierków uniwersalnych oraz [[pH-metr]]ów.

W pewnym wąskim zakresie rozcieńczonych roztworów o stężeniach mniejszych niż 0,1 mol/dm³, których pH mieści się w zakresie od 2 do 12 można jednak przyjąć, że mierzone metodami galwanometrycznymi pH spełnia równanie<ref name="iupac2" />:

: <math>\text{pH} = -\log_{10}\left[\frac{\gamma_1 [\text{H}^+] }{ \text{1 mol L}^{-1} } \right] \pm 0,02</math>

gdzie [H<sup>+</sup>] odpowiada stężeniu jonów hydroniowych, a ''γ''<sub>1</sub> to [[współczynnik aktywności]] tych jonów, a zatem przynajmniej w tym wąskim zakresie pH definicja „szkolna” i „precyzyjna” są z sobą w zgodzie{{fakt|data=2010-11}}.

== Praktyczny sens skali pH ==
W chemicznie czystej wodzie cząsteczki (H<sub>2</sub>O) ulegają samorzutnej [[autodysocjacja wody|autodysocjacji]], co prowadzi do powstawania jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i OH<sup>−</sup>:

: 2H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup>

Reakcja ta jest odwracalna i ma [[równowaga reakcji chemicznych|równowagę]] przesuniętą silnie w lewo, czyli w stronę wody niezdysocjowanej<ref group=uwaga>[[Stała dysocjacji]] wody wynosi dokładnie 1,011 ± 0,005 × 10<sup>−14</sup> w 25&nbsp;°C według tabeli IUPAC{{fakt|data=2015-08}}.</ref>. Stężenie jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> w czystej wodzie w temp. 25&nbsp;[[Skala Celsjusza|°C]] wynosi 10<sup>−7</sup> mol/l<ref group=uwaga>Zwykła [[woda destylowana]] zawiera rozpuszczony [[dwutlenek węgla]], co powoduje obniżenie jej pH do wartości ok. 5,5 – 6.</ref>, a jej pH = – log(10<sup>−7</sup>) = 7<ref group=uwaga>Według tabeli IUPAC pH czystej wody destylowanej to dokładnie 6,998 ±0,001 w temperaturze 25&nbsp;°C{{fakt|data=2015-08}}.</ref>. Ponieważ w czystej wodzie stężenie jonów wodorowych i [[Jon wodorotlenkowy|wodorotlenowych]] jest takie samo, woda (czysta) ma odczyn obojętny (pH wynosi 7). W roztworach o pH < 7 stężenie jonów wodorowych jest większe niż wodorotlenowych i roztwory takie mają odczyn [[kwasy|kwasowy]], natomiast w roztworach o pH > 7 większe jest stężenie jonów wodorotlenowych, więc roztwory takie mają odczyn [[zasady|zasadowy]].

Rozpuszczenie w wodzie silnego kwasu (np. HCl) prowadzi do jego dysocjacji:

: HCl + H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup>

Dla tak silnego kwasu jak HCl równowaga tej reakcji jest niemal całkowicie przesunięta w stronę prawą (a więc w stronę jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i Cl<sup>−</sup>) dlatego po dodaniu do wody takiej ilości HCl, aby w jednym litrze uzyskanego w ten sposób roztworu znajdował się 1 [[mol]] HCl otrzymuje się stężenie jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> równe 1 mol/l, co jak łatwo policzyć daje pH = 0<ref group=uwaga>W rzeczywistości ok. −0,1 w skali według definicji ISO.</ref>.

Z drugiej strony w roztworze, w którym znajduje się 1 mol NaOH w jednym litrze występuje stężenie jonów OH<sup>−</sup> równe 1 mol/l. Jony OH<sup>−</sup> przesuwają silnie równowagę reakcji dysocjacji wody powodując, że stężenie jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> spada do poziomu 10<sup>−14</sup> mol/l, a zatem do pH = 14. Wynika to stąd, iż stały musi pozostać [[iloczyn jonowy]] wody, czyli iloczyn stężeń jonów H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i OH<sup>−</sup>, równy 10<sup>−14</sup> (w 25&nbsp;°C)<ref group=uwaga>Czasami używa się też wartości pOH – analogicznego minus logarytmu stężenia jonów wodorotlenowych. Suma pH i pOH w danej temperaturze zawsze jest stała; w temperaturze 25&nbsp;°C wynosi ona 14.</ref>.

== Praktyczny zakres skali pH ==
Ze względu na to, że skala pH została zdefiniowana pierwotnie dla rozcieńczonych roztworów kwasów, zasad i soli jej zastosowanie poza zakresem od 0 do 14 jest rzadko spotykane i prowadzi do zaskakujących, sprzecznych z intuicją rezultatów. Wynika to z faktu, że w zakresie wyższych stężeń, odczyn roztworów nie jest już zupełnie logarytmiczną funkcją stężenia jonów hydroniowych, lecz raczej ich [[aktywność molowa|aktywności molowych]]. Na przykład roztwór [[kwas siarkowy|kwasu siarkowego]] o stężeniu 7,622 mol/dm³ ma pH mierzone metodami galwanometrycznymi równe –3,13, co formalnie powinno odpowiadać hipotetycznemu stężeniu ok. 1348,96 mol/dm³. Takie niskie pH stężonych roztworów kwasu siarkowego wynika z faktu, że teoretycznie obliczony [[współczynnik aktywności]] jonów hydroniowych w takim roztworze przyjmuje bardzo wysoką wartość, rzędu 165<ref>{{cytuj pismo |autor = Nordstrom, Darrell Kirk |autor2 = Alpers, Charles N. |autor3 = Ptacek, Carol J. |autor4 = Blowes, David W |tytuł = Negative pH and Extremely Acidic Mine Waters from Iron Mountain, California |url = http://digitalcommons.unl.edu/cgi/viewcontent.cgi?article=1488&context=usgsstaffpub|czasopismo = Environmental Science & Technology |wolumin = 34 |wydanie = 2 |strony = 254–258 |rok = 2000 |doi = 10.1021/es990646v}}</ref>.

W praktyce, przy wysokich stężeniach silnych kwasów i zasad ich reakcja z wodą traci na znaczeniu, a zyskuje autodysocjacja samych kwasów i zasad. [[Stała równowagi]] reakcji autodysocjacji kwasów i zasad jest zatem bardziej uniwersalną miarą ich [[moc kwasu|mocy]] niż skala pH.

Z tych samych względów dla stężonych, wodnych układów kwasowo/zasadowych oraz dla roztworów kwasów i zasad w innych niż woda rozpuszczalnikach nie stosuje się skali pH, lecz minus logarytm ze stałej równowagi autodysocjacji kwasów i zasad, który jest oznaczany skrótami [[Moc kwasu|pK<sub>a</sub>]] i [[moc zasady|pK<sub>b</sub>]]. Związki chemiczne posiadające wyjątkowo małe pK<sub>a</sub> lub pK<sub>b</sub> są nazywane odpowiednio [[superkwas]]ami i [[superzasada]]mi.

== Oznaczanie kwasowości ==
Do określania pH używa się [[Chemiczne wskaźniki pH|wskaźników kwasowości]], czyli substancji, których kolor zależy od pH roztworu.
Do popularnych wskaźników należą:
* [[błękit tymolowy]], [[błękit bromotymolowy]],
* [[błękit metylenowy]],
* [[czerwień metylowa]],
* [[fenoloftaleina]],
* [[lakmus]],
* [[oranż metylowy]].

W praktyce używa się zwykle papierków nasączonych mieszaniną substancji wskaźnikowych, które zmieniają kolor w szerokim zakresie pH. Chemiczne wskaźniki pH stosuje się także w [[miareczkowanie|miareczkowaniu]] do dokładnego określania stężenia roztworów związków chemicznych wykazujących odczyn kwasowy lub zasadowy.

W warunkach domowych jako wskaźniki można wykorzystać niektóre substancje pochodzenia roślinnego, np. wywar z liści czerwonej [[kapusta|kapusty]], sok z [[bez czarny|czarnego bzu]] lub [[herbata|herbatę]] (po dodaniu zasady – np. sody – ciemnieje, po dodaniu kwasu – np. soku cytrynowego – robi się jaśniejsza).

Dokładniejszych pomiarów pH dokonuje się metodą [[potencjometria|potencjometryczną]], którą nazywa się [[pH-metr]]ią. Wykorzystuje się w niej fakt, że zgodnie z teorią sformułowaną przez [[Walther Nernst|Nernsta]], [[siła elektromotoryczna]] (SEM) [[ogniwo galwaniczne|ogniwa]] o identycznych [[elektroda]]ch, lecz umieszczonych w roztworach o różnych stężeniach jonów hydroniowych, jest proporcjonalna do logarytmu stosunku tych stężeń. Tak więc zanurzając jedną elektrodę w roztworze o znanym pH, a drugą w próbce, można na podstawie pomiaru SEM tak utworzonego ogniwa dokładnie ustalić pH próbki. Najdokładniejsze pomiary pH dokonuje się metodą [[miareczkowanie potencjometryczne|miareczkowania potencjometrycznego]], w której zobojętnia się mierzoną próbkę dokładnie odmierzanymi ilościami kwasu lub zasady, aż do uzyskania SEM = 0 ogniwa pH-metrycznego.

== Zobacz też ==
* [[funkcja kwasowości Hammetta]]
* [[moc kwasu]]
* [[pH-metr]]
* [[rH]]

== Uwagi ==
{{Uwagi}}

== Przypisy ==
{{Przypisy}}

== Linki zewnętrzne ==
* {{cytuj stronę |url = http://www.ph-meter.info/ |tytuł = Strona poświęcona konstrukcji przyrządów pomiarowych pH |język = en |data dostępu = 2016-11-11}}
* {{cytuj stronę |url = http://www.tomek.strony.ug.edu.pl/ph.htm |tytuł = „pH-owa” jednostka: pH |nazwisko = Pluciński |imię = Tomasz |data = 2002 |data dostępu = 2016-11-11}}
* {{cytuj stronę |url = http://www.aqion.onl |tytuł = pH Calculator |język = en |data dostępu = 2016-11-11}}

{{Kwasy i zasady}}

{{Kontrola autorytatywna}}

[[Kategoria:Chemia analityczna]]
[[Kategoria:Skale logarytmiczne|PH]]