Kalkulačka pH - z koncentrace H+ nebo hodnoty pH

Co je to pH?

pH, zkratka pro "potenciál vodíku", je bezrozměrná veličina, která popisuje kyselost nebo zásaditost vodného roztoku. Formalně představil dánský chemik Søren Peder Lauritz Sørensen v roce 1909, když pracoval v Carlsberg Laboratory v Kodani, pH změnil způsob, jakým vědci kvantifikují kyselost-základ charakter roztoku. Koncept nahradil dřívější, méně přesné metody a dal chemikům univerzální, logaritmickou škálu, která komprimuje širokou škálu vodíkových iontů do kompaktní číselné osy 0 až 14.

Matematicky je pH definováno jako záporný logaritmus aktivity vodíkových iontů v bázi 10:pH = -log10(a_H⁺)U zředěných roztoků, kde se koeficienty aktivity blíží jednotce, se toto zjednodušuje napH ~ -log10[H+], kde [H+] je molární koncentrace v mol L−1. Vzhledem k tomu, že stupnice je logaritmická, každý krok s celým číslem představuje desetnásobnou změnu koncentrace H+. Například citronová šťáva s pH 2 obsahuje 100 000krát více vodíkových iontů na litr než čistá voda s pH 7.

pH přesně 7,00 při 25 stupních C odpovídá neutrálnosti - bodu, kde [H+] se rovná [OH−] při 1,0 x 10−7 mol L−1 každý. Rychlé roztoky s pH < 7 jsou kyselé (přebytečný H+), a ty s pH > 7 jsou základní nebo alkalické (přebytečný OH−). Je důležité si uvědomit, že neutrální bod se mění s teplotou: při 37 stupních C (tělesná teplota) se iontový produkt vody K_wa neutrální pH klesá na přibližně 6, 8.

Matematiky pH

Skala pH je odvozená z rovnováhy autoionizace vody:2 H2O H3O+ + OH−Rovnovážná konstanta pro tuto reakci je iontový produkt vody, K_w= [H+][OH−], což se rovná 1,01 x 10−14 při 25 °C. Od K_wtaké definujeme pOH = -log10[OH−], a při 25 stupních C vztahpH + pOH = 14,00Drží.

Pro přepočet známé koncentrace vodíkových iontů na pH použijte přímo vzorec. Pro [H+] = 4,7 x 10−4 mol L−1: pH = -log10(4,7 x 10−4) = -(-3,328) = 3,33. Obrácená konverze je stejně jednoduchá: [H+] = 10^{- pH}. Pro pH 5,20: [H+] = 10−5·20 = 6,31 x 10−6 mol L−1.

Debye-Hückelova teorie nebo její rozšířené formy (Daviesova rovnice, Pitzerův model) odhadují γ pro ionty v roztoku, ale v praxi zůstává zlatým standardem pro běžné měření pH skleněný pH-měrník kalibrovaný proti NIST-stopovatelným pufrům při pH 4,005, 6,865 a 9,180 (v teplotě 25 °C).

Referenční hodnoty stupnice pH

Pochopení pH každodenních látek poskytuje intuitivní představu o měřítku. Kyselina z baterie se nachází v blízkosti extrémně kyselého konce, zatímco čistič kanalizace pro domácnost zaujímá extrémně základní konec.

Je třeba poznamenat, že pH sodných nápojů obvykle klesá mezi 2,5 a 4,0, což je důvod, proč je častá konzumace spojena s erozí zubní skloviny.

Jak měřit pH v laboratoři

Pro měření pH se používají tři primární metody, z nichž každá má své výhody a omezení:

1. pH-měr se skleněnou elektrodou.Nejpřesnější rutinní metoda. Tenká skleněná membrána odděluje vnitřní referenční roztok od zkušebního roztoku. Po celé membráně se vyvíjí potenciální rozdíl úměrný rozdílu [H+]. Moderní kombinované elektrody integrují skleněné a referenční elektrody do jediné sondy. Přesnost +/-0,01 pH jednotek je standardní; výzkumné přístroje dosahují +/-0,001. Kalibrace se dvěma nebo třemi nárazníky je nezbytná před každým sezením.

2. indikátorové barvy.Chemické indikátory, jako je fenolftalein, bromothymol modrá a univerzální indikátor mění barvu při charakteristických rozsazích pH. Univerzální indikátor papíru (pH pruhy) dává rychlý odhad na +/-0,5 jednotek.

3. Iontově selektivní transistor s polním efektem (ISFET).Senzory na bázi polovodičů, které detekují aktivitu H+ na povrchu bránového izolátoru. ISFET jsou miniaturovatelné, robustní a nevyžadují vnitřní referenční kapalinu, což je ideální pro monitorování procesů v řadě a aplikace mikrofluidů.

Při měření pH je kritická teplotní kompenzace, protože K_wVětšina moderních měřičů obsahuje automatickou kompenzaci teploty (ATC) prostřednictvím vestavěného termistoru. Údržba elektrod - správné skladování v 3 M KCl, pravidelné čištění roztokem pepsinu / HCl pro sondy s bílkovinami a výměna každých 12 - 18 měsíců - zajišťuje spolehlivé údaje.

pH v biologii a medicíně

Živé organismy jsou mimořádně citlivé na pH, protože řídí konformaci enzymů, membránový potenciál a účinnost metabolických cest. Například lidská krev je udržována mezi pH 7,35 a 7,45 sofistikovaným nárazníkovým systémem ovládaným kyselinou uhličitou / bikarbonátem (H2CO3/HCO3−). Odchylky za tímto úzkým oknem - acidóza (pH < 7,35) nebo alkaloza (pH > 7,45) - spouštějí kompenzační mechanismy v plicích (přizpůsobení vydechu CO2) a ledvinách (modulace reabsorpce HCO3−). pH krve pod 6,8 nebo nad 7,8 je obecně neslučitelné s životem.

Lumen žaludku funguje při pH 1,5 - 3,5, generovaný kyselinou chlorovodíkovou vylučovanou z parietálních buněk prostřednictvím protonového čerpadla H+/K+-ATPázy. Tato extrémní kyselost má tři funkce: aktivaci pepsinogenu na pepsin pro trávení bílkovin, zabíjení požitých patogenů a denaturaci potravinových bílkovin k odhalení peptidových vazeb. Inhibitory protonového čerpadla (PPI) jako je omeprazol zvyšují pH žaludku k léčbě onemocnění, jako je gastroesophageální refluxní choroba (GERD).

V buněčné biologii je intracelulární pH těsně regulováno kolem 7,2 výměnníky Na+/H+, výměnníky Cl−/HCO3− a V-typu H+-ATPázami. Lysosomy, recyklační centra buňky, udržují vnitřní pH 4,5 - 5,0 pro aktivaci kyselých hydrolaz. Rakovinné buňky často vykazují obrácený gradient pH - zvýšené intracelulární pH a kyselé extracelulární mikroprostředí - což podporuje invazi a rezistenci na léky, což je jev intenzivně studovaný v nádorové biologii.

V zemědělství a půdních vědách pH půdy určuje dostupnost živin. Většina plodin se daří v půdě pH 6,0 - 7,5. Pod pH 5,5 se stává problémem toxicita hliníku; nad pH 8,0 se stávají méně dostupnými železo a mangan. Vápno (CaCO3) zvyšuje pH půdy, zatímco elementární síra nebo síran hlinitý jej snižuje.

Puffery, titrace a kontrola pH

Bufferový roztok odolává změnám pH při přidání malého množství kyseliny nebo báze. Buffery se skládají ze slabé kyseliny a její konjugované báze (např. kyselina octová / acetát sodný) nebo slabé báze a její konjugované kyseliny (např. amoniak / chlorid amoniaku).

pH = pK_a+ log10 (([A−]/[HA])

Nárazník je nejúčinnější, když pH ~ pK_a(v rozmezí +/-1 pH jednotky), kde poměr [A−]/[HA] je mezi 0,1 a 10. Pufrovací kapacita, definovaná jako moly silné kyseliny nebo báze potřebné ke změně pH o jednu jednotku na litr, závisí na celkové koncentraci pufru a na tom, jak blízko je pH k pK_a.

Při titraci kyseliny a báze je pH průběžně monitorováno při přidávání titrantu k analytu. Ekvivalenční bod - kde se moly kyseliny rovnají molům báze - je detekován ostrým zkreslením titrační křivky. Pro titrace silné kyseliny a silné báze je ekvivalenční pH 7,00; pro titraci slabé kyseliny a silné báze je nad 7 (vzniká konjugovaná báze); a pro titraci slabé báze a silné kyseliny je pod 7. Výběr indikátoru musí odpovídat pH ekvivalenčního bodu: fenolftalein (pH 8,2 - 10) pro titrace slabé kyseliny, methyl oranžový (pH 3,1 - 4,4) pro titrace slabé báze.

Kontrola průmyslového pH je zásadní v oblasti úpravy vody (udržování pH 6,5 - 8,5 pro bezpečnou pitnou vodu), hospodaření s bazénem (pH 7,2 - 7,8 pro účinnost chloru), akvakultury (přiměřenost pH specifické pro daný druh) a chemické výroby, kde výnosy reakcí a čistota produktu závisí na přesném pH.

pH v environmentálních vědách

Monitorování pH prostředí sleduje zdraví vodních ekosystémů, dopad znečištění a změny způsobené klimatickými změnami. pH povrchu oceánu kleslo z přibližně 8,21 v předindustriální době na přibližně 8,10 dnes - zvýšení [H+] o 26% - proces nazývaný okyselení oceánu způsobený absorpcí antropogenního CO2.

Sladkovodní ekosystémy jsou podobně citlivé. Většina druhů ryb snáší pH 6,5 - 9,0; pod pH 5, mobilizace hliníku z sedimentů se stává toxickou pro žábrovou tkáň. Kyselý důlní odtok, který vzniká, když sulfidové minerály v vystavené hornině reagují s vodou a kyslíkem, může snížit pH proudu na 2 - 3, ničí vodní život kilometrů po proudu.

Atmosférická chemie spojuje pH s kvalitou ovzduší._xČistá dešťová voda má pH ~ 5,6 (uhličitá kyselina); kyselý déšť může dosáhnout pH 4,0 nebo nižší. Mezinárodní regulace (např. změny amerického zákona o čistém ovzduší, směrnice EU o národních emisních stropech) významně snížila závažnost kyselých dešťů od 80. let 20. století a mnoho postižených jezer ve Skandinávii a Severní Americe prokázalo částečné zotavení.