pH to skala określająca kwasowość lub zasadowość roztworu. Najczęściej przyjmuje się zakres od 0 do 14: roztwory bardziej kwaśne mają niższe pH, a roztwory zasadowe (alkaliczne) mają wyższe pH. Substancje obojętne (np. czysta woda w 25 °C) mają zazwyczaj pH równe 7. Kwasy mają pH poniżej 7, natomiast związki zasadowe mają pH większe niż 7.

Definicja i podstawowy wzór

pH jest miarą stężenia jonów wodoru (protonów, H+) w roztworze. Koncepcję pH wprowadził S.P.L. Sørensen w roku 1909. Skrót „p” pochodzi od niemieckiego potenz (moc, siła), a „H” oznacza jon wodorowy (H+).

Najczęściej podawanym wzorem jest:

pH = - log 10 [ H + ] {\i1} {\i1} {\i1}- {\i1}- {\i1}- log _{\i1}-left[{\i1}{\i1}^{\i1}- {\i1}left[{\i0}][mbox{\i0}] {\i1} {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}

[H+] oznacza rzeczywiste stężenie jonów H+ (często zapisywane także jako [H3O+], ponieważ protony występują w roztworze związane z cząsteczkami wody jako jony hydroniowe). Stężenie to mierzy się w molach na litr (molarność, M).

Aktywność jonów a formalna definicja

Dokładniejsza definicja pH używa pojęcia aktywności jonów H+ (oznaczanej zwykle aH+), ponieważ w roztworach o dużym stężeniu jonów interakcje między jonami zmieniają efektywną „siłę” jonów:

pH = - log 10 [ a H + ] {\i1} {\i1} {\i1}- {\i1}-log _{\i1}left[a_{\i0} {\i1}mathrm {\i0}} {\i1}right]{\i0} {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[a_{\mathrm {H^{+}} }\right]}

gdzie H + {\i1}wyraźny styl a_{\i0}mathrm {H^{\i0}}{\displaystyle a_{\mathrm {H^{+}} }}}}oznacza aktywność jonów H+. W praktyce, dla wielu roztworów rozcieńczonych aktywność jest zbliżona do molarnego stężenia, więc przybliżony wzór pH = −log10[H+] jest szeroko stosowany.

Zakres skali i przykłady

Chociaż typowy zakres pH podawany w podręcznikach to 0–14 (wynika to z odwrotności logarytmicznej stężeń przy 25 °C, gdzie [H+][OH−] ≈ 10−14), w praktyce możliwe są wartości poniżej 0 i powyżej 14 w bardzo silnych i stężonych roztworach. Przykładowe wartości pH:

  • sok żołądkowy ≈ 1–2,
  • ocet (kwas octowy ~5% ) ≈ 2–3,
  • woda dejonizowana w 25 °C ≈ 7 (obojętna),
  • krew człowieka ≈ 7,35–7,45 (ściśle regulowane),
  • woda morska ≈ 8,1,
  • roztwór amoniaku domowego ≈ 11–12.

Pomiar pH

pH można mierzyć na kilka sposobów:

  • elektronicznym pH-metrem (elektroda szklana) — najdokładniejsza metoda pomiaru pH laboratoryjnego i polowego,
  • paskami wskaźnikowymi lub papierkiem wskaźnikowym — szybka orientacja, mniejsza dokładność,
  • wskaźniki kolorymetryczne (np. uniwersalny wskaźnik, lakmus) — zmiana barwy w określonym zakresie pH,
  • metody titracyjne — określanie pH przy znanym dodawaniu kwasu/zasady, przydatne przy określaniu stężeń i punktów równoważnikowych.

Znaczenie w chemii, biologii i przemyśle

pH wpływa na wiele procesów chemicznych i biologicznych: rozpuszczalność związków, szybkość reakcji, formę jonową substancji (np. dysocjację kwasów i zasad), aktywność enzymów, a także jakość wody i gleby. W biochemii pH roztworu określa jonizację grup funkcyjnych białek i wpływa na ich strukturę oraz funkcję — stąd istotne są buforowe układy utrzymujące stabilne pH (np. układ buforowy w krwi).

Bufory i pKa

Bufory to mieszaniny słabego kwasu i jego sprzężonej zasady (lub odwrotnie), które przeciwdziałają zmianom pH po dodaniu niewielkich ilości kwasu lub zasady. Właściwości buforu opisuje stała dysocjacji kwasu (pKa); największa skuteczność buforowa występuje w zakresie ±1 pH od pKa związku.

Uwagi praktyczne i bezpieczeństwo

Należy pamiętać, że stężone kwasy i zasady (zwłaszcza o bardzo niskim lub bardzo wysokim pH) są żrące i wymagają odpowiednich środków ochrony osobistej (okulary, rękawice, odzież ochronna). Przy pracy z takimi roztworami stosuje się też odpowiednie procedury rozcieńczania i neutralizacji.

Substancje alkaliczne mają, zamiast dominujących jonów wodorowych, wyższe stężenie jonów wodorotlenkowych (OH−), które determinują ich zasadowy charakter.