PH

Η ενεργός οξύτητα ή pH (προφέρεται πεχά) είναι ένας εύχρηστος τρόπος έκφρασης της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου ή πιο σωστά, των κατιόντων υδροξωνίου (H₃O⁺) σε ένα υδατικό διάλυμα.
Πιο συγκεκριμένα, ως "pH" συμβολίζεται ο αρνητικός δεκαδικός λογάριθμος της συγκέντρωσης των ιόντων υδροξωνίου (κατιόντα υδρογόνου) στο διάλυμα. Δηλαδή:

${\displaystyle \mathrm {pH} =-\log[{{\textrm {H}}^{+}}]}$

Για άλλες χρήσεις, δείτε: PH (αποσαφήνιση).

Για pk_a, δείτε: Σταθερά διάστασης οξέος.

Ακριβέστερος είναι ο ορισμός που δίνεται με χρήση της ενεργότητας, ${\displaystyle a_{{\textrm {H}}^{+}}}$, των ιόντων Η⁺ :

${\displaystyle \mathrm {pH} =-\log(a_{{\textrm {H}}^{+}})=\log \left({\frac {1}{a_{{\textrm {H}}^{+}}}}\right)}$

Η ενεργότητα είναι πάντα μικρότερη από τη συγκέντρωση και ορίζεται ως η συγκέντρωση (σε mol/L) ενός ιόντος πολλαπλασιασμένη με το συντελεστή ενεργότητας.

• Το pH αποτελεί μέτρο οξύτητας ή αλκαλικότητας μιας χημικής ουσίας, εξ ου και αναφέρεται ως ενεργός οξύτητα.

Η έννοια και η κλίμακα του pH επινοήθηκε το 1909 από το Δανό χημικό Σέρενσεν (Sören Peter Lauritz Sörensen), επικεφαλής του χημικού τμήματος του εργαστηρίου Κάρλσμπεργκ.

Η χρήση του pH

Τιμές του pH για διαλύματα συνηθισμένων ουσιών

Ουσία/Διάλυμα	pH
Διάλυμα υδροχλωρίου (HCl) 1 M	0
Γαστρικό υγρό	1,5
Χυμός λεμονιού	2,4
Coca-Cola	2,5
Ξύδι	2.9
Χυμός πορτοκαλιού	3
Μπύρα	4,5
καφές	5,0
Τσάι	5,5
όξινη βροχή	< 5,6
Γάλα	6,5
Καθαρό νερό	7,0
Σάλιο υγιούς ατόμου	6,5-7,4
Αίμα	7,35 – 7,45
Θαλασσινό νερό	8,0
Σαπούνι	9,0 – 10,0
αμμωνία εμπορίου	11,5
χλωρίνη	12
Διάλυμα NaOH 1 Μ	14

Στους 25 °C, η κλίμακα pH κυμαίνεται από 0 έως 14 και χρησιμοποιείται ευρέως για τον προσδιορισμό της οξύτητας ενός διαλύματος. Διαλύματα για τα οποία η τιμή του pH είναι μικρότερη από 7 χαρακτηρίζονται ως όξινα, ενώ διαλύματα με pH μεγαλύτερο από 7 χαρακτηρίζονται αλκαλικά. Tέλος, τα διαλύματα με pH=7 ονομάζονται ουδέτερα. Στο διπλανό πίνακα εμφανίζονται οι τιμές του pH για τα διαλύματα ορισμένων ουσιών που χρησιμοποιούνται συχνά.

Για τα περισσότερα διαλύματα η τιμή του pH βρίσκεται κάπου ανάμεσα στο 0 και το 14, ακριβέστερα μεταξύ 1 και 13 αφού οι μετρήσεις pH στα άκρα της κλίμακας εμπεριέχουν μεγάλο βαθμό αβεβαιότητας. Παρόλ' αυτά, ιδιαίτερα όξινα ή αλκαλικά διαλύματα είναι δυνατόν θεωρητικά να έχουν pH μικρότερο από 0 ή μεγαλύτερο από 14. Κάτι τέτοιο δεν αντιτίθεται στο μαθηματικό ορισμό του pH, το οποίο ως λογαριθμική συνάρτηση μπορεί θεωρητικά να παίρνει οσοδήποτε μικρές και οσοδήποτε μεγάλες τιμές. Για παράδειγμα, όξινο διάλυμα με συγκέντρωση των ιόντων υδροξωνίου ίση με 3 mol/L, ([H₃Ο⁺] = 3 M) θα πρέπει να έχει pH = -0,48. Εντούτοις, αρνητικές τιμές pH αντιτίθενται στον "χημικό" ορισμό του pH και δε μπορούν να μετρηθούν με πεχάμετρο επειδή τέτοια πολύ πυκνά διαλύματα περιέχουν λίγο νερό και συνεπώς δεν είναι πλέον "υδατικά διαλύματα".

Το pOH

Σπανιότερα, και σε αντιστοίχιση με την έννοια του pH, χρησιμοποιείται και η έννοια του pOH (προφέρεται 'πε-ο-χά'). Το pOH ορίζεται ως ο αρνητικός δεκαδικός λογάριθμος της συγκέντρωσης των ιόντων υδροξυλίου [ΟH^-] σε ένα υδατικό διάλυμα.

Δηλαδή: pOH = —log[OH^-]

Σε ένα υδατικό διάλυμα, πραγματοποιείται αυτοϊοντισμός του νερού. Με άλλα λόγια, ορισμένα μόρια νερού διασπώνται προς σχηματισμό ιόντων υδροξωνίου και υδροξυλίου:

2H₂Ο ↔ H₃Ο⁺ + OH^—

Ο αριθμός των σχηματιζόμενων ιόντων είναι μικρός. Αποδεικνύεται όμως ότι σε συγκεκριμένη θερμοκρασία το γινόμενο των συγκεντρώσεων [H₃Ο⁺] και [OH^—] είναι σταθερό. Για παράδειγμα, στους 25^οC το γινόμενο αυτό, το οποίο ονομάζεται σταθερά ιοντισμού του νερού και συμβολίζεται με K_w, είναι ίσο με 10^-14. Ισχύει δηλαδή: [H₃Ο⁺]·[OH^—] = 10^-14

Λογαριθμίζοντας την παραπάνω σχέση βρίσκουμε ότι ανάμεσα στο pH και το pOH σε ένα υδατικό διάλυμα στους 25 °C ισχύει:

pH + pOH = 14

Μέτρηση του pH

Οι βασικοί τρόποι με τους οποίους μπορεί να μετρηθεί το pH ενός διαλύματος είναι οι εξής:

Ένα πεχαμετρικό χαρτί, τοποθετημένο πάνω σε χρωματικό πίνακα

• Με τη χρήση δεικτών. Προσθέτοντας ένα δείκτη οξέος-βάσης στο διάλυμα. Οι δείκτες οξέος-βάσης (ονομάζονται και ηλεκτρολυτικοί ή πρωτολυτικοί δείκτες) είναι ουσίες των οποίων το χρώμα αλλάζει ανάλογα με το pH του διαλύματος στο οποίο προστίθενται.

Για παράδειγμα, ο δείκτης φαινολοφθαλεΐνη είναι άχρωμος όταν βρίσκεται μέσα σε διάλυμα με pH μικρότερο του 8,2 και κόκκινος όταν το διάλυμα έχει pH μεγαλύτερο του 8,2. Αντίθετα το βάμμα του ηλιοτροπίου είναι κόκκινο παρουσία οξέων και μπλε παρουσία αλκαλίων.

Η χρήση ενός μόνο δείκτη έχει περιορισμένες δυνατότητες, όσον αφορά την ακρίβεια στη μέτρηση του pH. Παρόλ' αυτά, η χρήση περισσοτέρων δεικτών (ή ενός δείκτη σε συνδυασμό με άλλες μεθόδους) μπορεί να οδηγήσει σε ιδιαίτερα ακριβείς μετρήσεις. Σε ορισμένες περιπτώσεις χρησιμοποιείται πεχαμετρικό χαρτί, δηλαδή ειδικό χαρτί διαποτισμένο με μείγμα δεικτών. Το πεχαμετρικό χαρτί εισάγεται στο υπό μελέτη διάλυμα, οπότε ανάλογα με το pH αποκτά συγκεκριμένο χρώμα. Η σύγκριση του χρώματος αυτού με ειδικούς χρωματικούς πίνακες οδηγεί σε μια καλή προσέγγιση για το pH του διαλύματος.

• Με τη χρήση ενός πεχάμετρου. Το πεχάμετρο είναι μία ειδική συσκευή που χρησιμοποιεί την αρχή της ποτενσιομετρικής μέτρησης του pH (ηλεκτρομετρική μέθοδος). Το πεχάμετρο βοηθά στην περίπτωση που απαιτείται ιδιαίτερη ακρίβεια στη μέτρηση του pH.

Σημειώσεις

1. ^ Πολλές φορές, αντί του όρου 'αλκαλικό', για το χαρακτηρισμό ενός τέτοιου διαλύματος χρησιμοποιείται ο όρος 'βασικό'.

Εξωτερικοί σύνδεσμοι

• Πολυμέσα σχετικά με το θέμα ㏗ στο Wikimedia Commons