Oldatok
savasságának (aciditás) és lúgosságának (alkalikusság)
mértékét kifejező logaritmikus skála. Közelítőleg az oldat hidrogénion koncentrációjának negatív logaritmusával egyenlő.
kémhatás
(pH, pH-skála, savasság, aciditás, lúgosság, alkalikusság, semleges, savas, lúgos kémhatás, bázisos, bázikus, oxóniumion, hidróniumion, hidroxóniumion)
Oldatok
savasságának (aciditás) és lúgosságának (alkalikusság)
mértékét kifejező logaritmikus skála.
Közelítőleg az oldat hidrogénion koncentrációjának
negatív logaritmusával egyenlő.
A képen egy univerzális indikátorpapír-tekercs oldalán a különböző pH értékekhez tartozó elszíneződésekkel.
Kicsit szemléletesebben az Érdekességeknél Környezetünk "savanyúsága" - Savak és lúgok címen foglalkozom a témával.
A víz esetében a hidrogén
(oxónium)- és hidroxidionok
koncentrációjának szorzata kb. 10-14
(szobahőmérsékleten), ebből következően
bármely vizes oldat pH-értéke 1 és 14
között kell hogy legyen.
A semleges kémhatású oldatok pH-értéke
7, 7 alatt az oldat savas, 7 felett lúgos
kémhatású.
A víz autoprotolíziséből H2O+ H2O <->
H3O+ + OH- következően a tiszta víz
is tartalmaz oxónium- és hidroxidionokat.
Például 25°C-on:
[H3O+] = [OH-] = 1x10-7 mol/dm3
Ezek koncentrációját a bevitt savak
és bázisok megváltoztatják.
A bevitt sav növeli az oxóniumion-koncentrációt,
ezzel - a kémiai egyensúly törvénye miatt - csökkenti a víz
autoprotolíziséből származó hidroxidion-koncentrációt.
A bevitt bázis növeli a hidroxidion-koncentrációt,
lúgos kémhatást okoz. Csökkenti a víz
autoprotolízisét, és ezzel visszaszorítja az oxóniumionok koncentrációját.
A 25°C-on fennálló összefüggés:
Kv= [H3O+].[OH-]= 1x10-14
Semleges kémhatású oldatban az ionszorzat: [H3O+]=[OH-]=1x10-7 mol/dm3,
Savas kémhatású oldatban: [H3O+] > [OH-], így [H3O+] > 1x10-7 mol/dm3,
Lúgos kémhatású oldatban: [H3O+]
< [OH-], így [H3O+] < 1x10-7
mol/dm3.
A lúgos kémhatású anyagokat bázisosnak, vagy bázikusnak
is nevezik.
A kémhatás egyszerűbb kifejezésére vezették be a pH fogalmát, amely az oldat hidrogén- (oxónium)ion-koncentrációjának negatív, tízes alapú logaritmusa:
| pH= -lg[H3O]+ |
pKv= pH+ pOH= 14 (25°C-on!)
Az oxóniumiont nevezik még hidróniumionnak vagy hidroxóniumionnak is. A különböző kémhatású oldatok pH-ja:
Pontosabban, a pH nem a hidrogénion koncentrációjájától, hanem az aktivitásától függ, amely azonban kísérletileg nem mérhető.
Gyakorlati célokra a pH-t, a vizsgálandó oldatban hidrogén elektróddal, mint félcellával határozzák meg, egy referencia elektródot (pl. kalomel elektród) használva másik félcellaként.
A pH ekkor (E-ER) F/2,303RT,
ahol
E - a cella elektromotoros ereje
ER- a referencia elektród standard potenciálja
F - a Faraday-állandó.
A gyakorlatban az üvegelektród (az ábrán) használata sokkal kényelmesebb, mint a hidrogén elektródé.