PH

Kimyada, pH (veya ; pee-AYCH), sulu çözeltilerin asitliğini veya bazlığını ölçmek için kullanılan logaritmik bir ölçeği belirtir. Daha yüksek konsantrasyonlarda hidrojen (H⁺) katyonları ile karakterize edilen çözeltiler asidiktir ve bazik veya alkali çözeltilerle karşılaştırıldığında daha düşük pH değerleri sergiler. Her ne kadar 'pH' sembolü orijinal mucidine atfedilebilirse de, 'H' tartışmasız bir şekilde hidrojeni ifade etmektedir, 'p' harfinin tam başlangıç ​​anlamı tartışma konusu olmaya devam etmektedir; daha sonra çeşitli bilimsel alanlarda uygulanabilir daha geniş bir teknik yorumu benimsemiştir.

PH ölçeği logaritmik olarak çalışır ve bir çözelti içindeki hidrojen katyonu aktivitesinin ters bir ölçümünü sağlar.

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}}\thickapprox -\log _{10}([{\ce {H+}}]/{\text{M}})$

Burada [H⁺], çözelti içindeki H⁺'ın (M = mol/L olarak ifade edilir) denge molar konsantrasyonunu temsil eder. 25°C'de (77°F), pH değeri 7'nin altında olan çözeltiler asidik olarak sınıflandırılırken, pH değeri 7'yi aşan çözeltiler bazik olarak kabul edilir. 25 °C'de pH'ı 7 olan çözeltiler nötrdür; bu, saf suya benzer şekilde H⁺ iyonlarının ve OH⁻ iyonlarının eşdeğer konsantrasyonunu belirtir. Nötr pH değeri sıcaklığa bağlıdır ve sıcaklık 25°C'nin üzerine çıktığında 7'nin altına düşer. pH ölçeği tipik olarak 0 ila 14 aralığında sunulurken, pH değerleri yüksek konsantrasyonlu güçlü asitler için 0'ın altına veya yüksek konsantrasyonlu güçlü bazlar için 14'ün üzerine çıkabilir.

PH ölçeğinin kalibrasyonu, pH değerleri uluslararası fikir birliğiyle belirlenen bir dizi standart çözeltiye dayanır. Birincil pH standartları, bir hidrojen elektrotu ile gümüş klorür elektrotu gibi bir referans elektrot arasındaki potansiyel farkının ölçülmesini içeren, transferanslı bir konsantrasyon hücresi kullanılarak oluşturulur. Sulu çözeltinin pH'ı, bir pH metre ile birleştirilmiş bir cam elektrot kullanılarak veya alternatif olarak renk değiştiren bir gösterge kullanılarak belirlenebilir. pH ölçümleri, diğer birçok uygulamanın yanı sıra kimya, tarım bilimi, tıp ve su arıtma gibi çeşitli alanlarda büyük öneme sahiptir.

Tarih

1909'da Danimarkalı kimyager Søren Peter Lauritz Sørensen, Carlsberg Laboratuvarı'nda pH kavramını ilk kez "p_H•" gösterimini kullanarak oluşturdu; burada H^•, küçük 'p' harfinin alt simgesiydi. Bu kavram 1924'te revize edildi ve elektrokimyasal hücrelerden türetilen tanımlar ve ölçümlerle uyum sağlamak üzere çağdaş pH gösterimine dönüştü.

p sayısıyla ilgili olarak, 'hidrojen iyon üssü' ifadesini ve p_H• sembolünü öneriyorum. Sonuç olarak, bir çözeltinin hidrojen iyonu üssü (p_H•) için karşılık gelen hidrojen iyonu normallik faktörünün Briggs logaritmasının negatif değeri anlaşılmalıdır.

Sørensen "p" harfini seçmesinin ardındaki mantığı hiçbir zaman açıkça belirtmedi ve bu harfin kesin etimolojisi akademik tartışma konusu olmaya devam ediyor. pH ölçümü için potansiyel farklılıklara dayanan bir yöntem tanımladı; burada "p", hidrojen iyonu konsantrasyonundaki 10'un negatif gücünü ifade eder. p harfinin olası yorumları arasında Fransızca puissance terimi, Almanca Potenz veya Danca potens terimi yer alır ve bunların tümü "güç" veya alternatif olarak "potansiyel" anlamına gelir. Bu terimler, Sørensen'in yayınlarının ana dilleri olan Fransızca, Almanca ve Danca'da p harfiyle başlamaktadır; Carlsberg Laboratuvarı'nın Fransızca konuşulan ortamını, Almancanın bilimsel söylemdeki yaygınlığını ve Sørensen'in Danimarka vatandaşlığını yansıtmaktadır. Ayrıca Sørensen, çalışmasının diğer bölümlerinde de benzer şekilde q harfini kullanmış ve bilimsel gösterimde (örneğin, e4 ve e5) sıklıkla gözlemlenen bir eşleştirme olan test çözümüne "p" ve referans çözümüne "q" harfinin keyfi olarak atanabileceğini öne sürmüştür. Bazı akademik kaynaklar "pH"nin Latince pondus hidrojenii (hidrojen miktarı) veya potentia hidrojeni (hidrojenin gücü) ifadelerinden türediğini öne sürse de, Sørensen'in kendi belgelenmiş çalışmaları bu iddiaları desteklemiyor.

Çağdaş kimyasal terminolojide "p" öneki "negatif ondalık logaritması" anlamına gelir ve şu terimlerle tutarlı bir şekilde uygulanır: asit ayrışma sabitleri için pK_a olarak. Sonuç olarak pH, "H⁺ iyon konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasını" temsil ederken, pOH "OH^- iyon konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasını" ifade eder.

Sütçülük ve gıda güvenliğine katkılarıyla tanınan Amerikalı bir bakteriyolog olan Alice Catherine Evans, pH ölçüm metodolojilerinin 1910'lardaki gelişimini William Mansfield Clark ve arkadaşlarına bağladı. Kendisi de dahil olmak üzere işbirlikçileri. Bu yöntemler daha sonra laboratuvar ve endüstriyel uygulamalarda önemli bir etki yarattı. Ancak Evans'ın anısı, Clark ve meslektaşlarının Sørensen'in daha önceki araştırmalarına ilişkin farkındalığının kapsamını belirtmiyor. Şöyle belirtti:

Bakteriyel metabolizmaya ilişkin bu araştırmalar sırasında Dr. Clark, asidin bakteri çoğalması üzerindeki etkisine odaklandı. Hidrojen-iyon konsantrasyonu olarak ifade edilen asit yoğunluğunun büyümeyi etkileyen kritik faktör olduğunu tespit etti. Bununla birlikte, geçerli asitlik ölçüm teknikleri, asitin yoğunluğundan ziyade miktarını ölçmektedir. Daha sonra Dr. Clark, çalışma arkadaşlarıyla birlikte hidrojen iyonu konsantrasyonunu belirlemek için kesin yöntemler geliştirdi. Bu yenilikler, küresel olarak biyolojik laboratuvarlarda asit içeriği değerlendirmesi için daha önce kullanılan kesin olmayan titrasyon yöntemlerinin yerini almıştır. Dahası, bu yeni yöntemlerin çok sayıda endüstriyel ve diğer süreçlerde geniş çapta uygulanabilirliği kanıtlandı ve bunların yaygın şekilde benimsenmesi sağlandı.

İlk elektronik pH ölçüm tekniği, 1934 yılında Kaliforniya Teknoloji Enstitüsü'nde profesör olan Arnold Orville Beckman tarafından tasarlandı. Bu buluş, yerel bir narenciye yetiştiricisi olan Sunkist'in, bitişikteki meyve bahçelerinden toplanan limonların pH'ını değerlendirmek için gelişmiş ve hızlı bir yöntem arayan özel bir talebi üzerine ortaya çıktı.

Tanım

pH

Bir çözeltinin pH'ı resmi olarak hidrojen iyonu aktivitesinin tersinin ondalık logaritması olarak tanımlanır ve a_H+ olarak gösterilir. Matematiksel olarak bu ilişki şu şekilde ifade edilir:

pH = −<!-- − --> günlük §1920§ ⁡<!-- ⁡ --> ( bir H + ) = günlük §5253§ ⁡<!-- ⁡ --> ( §6465§ bir H + ) {\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H+}}}}\right)

Daha kesin olarak, hidrojen iyonu aktivitesi Henrian standart durumunun birim molalitesine göre tanımlanır ve aşağıdaki denklemle ifade edilebilir: ${\displaystyle a_{H^{+}}=a_{H+}^{(m)}=\gamma _{H^{+}}^{(m)}\cdot m_{H^{+}}$ , burada ${\displaystyle m_{H+}$ hidrojen iyonlarının molalitesini belirtir.

Örneğin, bir çözelti 5×10⁻⁶ hidrojen iyonu aktivitesi sergiliyorsa, pH'ı şu şekilde olabilir: aşağıdaki formül kullanılarak hesaplanır:

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(5\times 10^{-6})=5.3$

PH kavramı, pH ölçümü için kullanılan iyon seçici elektrotların iyonik aktiviteye duyarlı olması nedeniyle ortaya çıktı. E olarak gösterilen elektrot potansiyeli, hidrojen katyonu için Nernst denklemine uygundur ve şu şekilde ifade edilir:

E = E §1415§ + R T F ln ⁡ ( a H + ) = E §6364§ − R T   ln ⁡ §8586§ F pH ≈ E §104105§ − 2.303   R T F pH {\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{F}}\ln(a_{{\ce {H+}}})=E^{0}-{\frac {RT\ \ln {10}}{F}}{\ce {pH}}\approx E^{0}-{\frac {2.303\ RT}{F}}{\ce {pH}}}

Bu bağlamda, E ölçülen potansiyeli, E§45§ standart elektrot potansiyelini, R molar gaz sabitini, T termodinamik sıcaklığı ve F Faraday sabitini temsil eder. H⁺ için elektron transferi tek bir elektronu içerir. pH, aktiviteye dayalı olarak kavramsallaştırıldığında, elektrot potansiyeli pH ile orantılılık gösterir.

Uluslararası Standart ISO 31-8, pH ölçümüne yönelik kesin metodolojiyi ana hatlarıyla belirtir. Bu, bir referans elektrotu ile hidrojen iyonu aktivitesine yanıt veren bir elektrot arasında üretilen elektromotor kuvveti (e.m.f.) belirlemek için bir galvanik hücrenin oluşturulmasını içerir. Her iki elektrot da aynı sulu çözeltiye batırılır. Tipik referans elektrotları gümüş klorür veya kalomel elektrotları içerirken hidrojen iyonu seçici elektrot geleneksel olarak standart bir hidrojen elektrotudur.

Hücre konfigürasyonu şu şekilde temsil edilir: Referans elektrot | KCl'nin konsantre çözeltisi || test çözümü | H₂ | Pt.

Başlangıçta hücre, kesin olarak bilinen hidrojen iyonu aktivitesine sahip bir çözelti ile yüklenir ve onun E_S olarak adlandırılan elektromotor kuvveti kaydedilir. Daha sonra, aynı hücrenin pH değeri bilinmeyen bir çözelti içerdiği durumdaki elektromotor kuvveti E_X ölçülür.

Bu ölçümler arasındaki ilişki aşağıdaki denklemle ifade edilir: pH ( X ) = pH ( S ) + E S −<!-- − --> E X z {\displaystyle {\ce {pH(X)}}={\ce {pH(S)}}+{\frac {E_{{\ce {S}}}-E_{{\ce {X}}}}{z}}.

Kaydedilen iki elektromotor kuvvet değeri arasındaki fark doğrudan pH ile ilişkilidir. Bu kalibrasyon tekniği standart elektrot potansiyelinin belirlenmesi gerekliliğini ortadan kaldırır. Orantılılık sabiti 1/z, teorik olarak şuna eşdeğerdir: ${\displaystyle {\frac {F}{RT\ln {10}}}\$, genellikle 'Nernstian olarak anılır eğim'.

Pratik olarak cam elektrot, daha az kullanışlı olan hidrojen elektrotunun yerini alır. Kombine cam elektrot, dahili bir referans elektrotu içerir. Kalibrasyon, Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliği (IUPAC) tarafından önerildiği gibi, bilinen hidrojen iyonu (H⁺) aktivitesine sahip tampon çözeltileri kullanılarak gerçekleştirilir. 'Eğimin' ideal değerinden olası sapmalarını hesaba katmak için çoklu tampon çözümleri kullanılır. Kalibrasyon için elektrot başlangıçta standart bir çözeltiye batırılır ve pH metre okuması, standart tamponun değerine uyacak şekilde ayarlanır. Daha sonra, ikinci bir standart tampon çözeltisinden okunan değer, 'eğim' kontrolü yoluyla bu çözeltinin pH'ına karşılık gelecek şekilde ayarlanır. IUPAC tavsiyelerinde kapsamlı bilgi mevcuttur. İkiden fazla tampon çözeltisi kullanılıyorsa, elektrot, gözlemlenen pH değerlerinin standart tampon değerlerine göre doğrusal olarak uydurulmasıyla kalibre edilir. Ticari olarak temin edilebilen standart tampon çözeltileri genellikle 25 °C için veri sağlar ve değişen sıcaklıklar için bir düzeltme faktörü içerir.

Logaritmik yapısı göz önüne alındığında, pH ölçeği boyutsuz bir miktarı temsil eder.

p[H] gösterimine de bazen rastlanır.

1909'da Sørensen tarafından önerilen orijinal tanımın yerini daha sonra 1924'te pH ölçeği aldı. Çağdaş kimyada [H], hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu temsil eder ve [H⁺] olarak sembolize edilir. Daha kesin olarak, seyreltik çözeltiler için, H⁺'in (a_H+) termodinamik aktivitesi, [H⁺]/c§1819§ oranıyla değiştirilmelidir; burada c§2223§, 1 mol/L'lik standart durum konsantrasyonunu belirtir. Bu boyutsuz oran, logaritmasının tanımlanmasına olanak sağlar.

Hidrojen katyonlarının konsantrasyonu, hidrojen iyonu konsantrasyonları için özel olarak kalibre edilmiş bir elektrot kullanılarak doğrudan ölçülebilir. Yaygın bir teknik, bilinen konsantrasyondaki güçlü bir asit çözeltisinin, tipik olarak önemli bir arka plan elektroliti varlığında, bilinen konsantrasyondaki güçlü bir baz çözeltisiyle titre edilmesini içerir. Asit ve bazın konsantrasyonları belirlenerek hidrojen katyonu konsantrasyonu hesaplanabilir ve gözlemlenen potansiyel bu konsantrasyonlarla ilişkilendirilebilir. Kalibrasyon sıklıkla, hidrojen katyonlarının aktivitesini sayısal konsantrasyonlarına etkili bir şekilde eşitleyen bir yöntem olan Gran grafiği kullanılarak gerçekleştirilir.

Cam elektrotlar, diğer iyon seçici elektrotlarla birlikte, incelenen numuneye çok yakın bir ortamda kalibrasyon gerektirir. Örneğin, bir deniz suyu numunesinin pH'ını belirlerken elektrotun, kimyasal bileşimi deniz suyunu yansıtan bir çözelti içinde kalibre edilmesi gerekir.

p[H] ile pH arasındaki fark minimum düzeydedir ve ilişki genellikle pH = p[H] + 0,04 olarak anılır. Bununla birlikte "pH" terimi geleneksel olarak her iki ölçüm metodolojisini de ifade etmek için kullanılır.

pOH

pOH ölçeği bazen OH⁻ olarak gösterilen hidroksit iyonlarının konsantrasyonunu ölçmek için kullanılır. Tanım gereği pOH, hidroksit iyonu konsantrasyonunun (mol/L olarak ifade edilir) negatif baz-10 logaritmasını temsil eder. pOH değerleri pH ölçümlerinden hesaplanabilir ve bunun tersi de mümkündür. Sulu çözeltilerde hidroksit iyonlarının konsantrasyonu, aşağıdaki ilişki yoluyla hidrojen katyonlarının konsantrasyonuna bağlanır:

${\displaystyle [{\ce {OH^-}}]={\frac {K_{{\ce {W}}}}{[{\ce {H^+}}]}}$

burada K_W suyun kendi kendine iyonlaşma sabitini belirtir. Logaritma getirilerini uygulama:

${\displaystyle {\ce {pOH}}={\ce {p}}K_{{\ce {W}}}-{\ce {pH}}.$

Sonuç olarak, ortam sıcaklığında pOH yaklaşık 14 − pH değerine ulaşır. (Standart koşullar altında bu denklem tam olarak yaklaşık 24,87 °C'de geçerlidir.) Bununla birlikte, bu korelasyon tüm bağlamlarda, özellikle de toprak alkaliliği ölçümleri gibi uygulamalarda kesin geçerliliğini korumaz.

Ölçüm

pH Göstergeleri

Bir çözeltinin pH'ı, çözeltinin pH'ına bağlı olarak renk değişimi sergileyen maddeler olan göstergeler kullanılarak belirlenebilir. En yakın tam sayıya kadar doğru olan ilk pH tahminleri, test çözeltisinin rengini standart bir renk tablosuyla karşılaştırarak elde edilebilir. Daha fazla hassasiyet için, rengin niceliğini belirlemek amacıyla kolorimetrik veya spektrofotometrik yöntemler kullanılabilir. Çoklu göstergelerin bir karışımını içeren evrensel bir gösterge, geniş bir pH aralığı boyunca, tipik olarak yaklaşık pH 2 ila pH 10 arasında sürekli bir renk değişimi spektrumunu kolaylaştırır. Evrensel gösterge kağıdı, böyle bir evrensel göstergeyle doyurulmuş emici malzemeden oluşur. Alternatif olarak elektronik pH ölçer, pH'a duyarlı elektrot ile referans elektrot arasındaki voltaj farkını ölçerek doğrudan ölçüm sunar.

Sulu Olmayan Çözümler

Sulu olmayan çözeltilerde pH değerleri ölçülebilir olsa da bu ölçümler, sulu pH değerleriyle karşılaştırıldığında farklı bir ölçekte çalışır. Bu farklılık, hidrojen iyonu aktivitelerinin belirlenmesinde kullanılan standart durumların farklı olmasından kaynaklanmaktadır. a_H⁺ olarak gösterilen hidrojen iyonu aktivitesi resmi olarak aşağıdaki denklemle ifade edilir:

${\displaystyle a_{{\ce {H+}}}=\exp \left({\frac {\mu _{{\ce {H+}}}-\mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }}{RT}}\right)$

Bu ifadede, μ_H⁺ hidrojen katyonunun kimyasal potansiyelini temsil ederken ${\displaystyle \mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }$ seçilen standart durum içindeki kimyasal potansiyelini belirtir. Ayrıca, R molar gaz sabitini, T ise termodinamik sıcaklığı belirtir. Sonuç olarak, lyonium iyonları gibi solvatlanmış proton türlerindeki farklılıklar nedeniyle pH değerlerinin bu farklı ölçekler arasında doğrudan karşılaştırılması mümkün değildir. Bu, hidronyum/liyonyum iyonları için transfer aktivite katsayısını içeren bir ölçeği gerektirir.

PH, asitlik fonksiyonunun önemli bir örneği olarak hizmet ederken, buna benzer başka fonksiyonlar da formüle edilmiştir. Özellikle H§23§ olarak adlandırılan Hammett asitlik fonksiyonu, süper asitleri içeren uygulamalar için özel olarak tasarlanmıştır.

Birleşik Mutlak pH Ölçeği

2010 yılında, birleşik mutlak pH ölçeği adı verilen yeni bir pH ölçümü metodolojisi tanıtıldı. Bu çerçeve, spesifik pH spektrumlarına bakılmaksızın, çeşitli çözümlere tek bir referans standardının uygulanmasını kolaylaştırır. Birleşik mutlak pH ölçeğinin temeli, Lewis asit-baz teorisiyle tanımlandığı gibi, hidrojen katyonunun mutlak kimyasal potansiyeline dayanır. Faydası sıvılar, gazlar ve katılar dahil olmak üzere maddenin çeşitli hallerine kadar uzanır. Bu birleşik ölçeğin temel faydaları arasında gelişmiş tutarlılık, gelişmiş doğruluk ve çok sayıda örnek kategorisinde geniş uygulanabilirlik yer almaktadır. Hassasiyeti ve uyarlanabilirliği, pH belirlemeleri için evrensel bir referans standardı olma işlevinden kaynaklanmaktadır. Bununla birlikte, bu yaklaşımın benimsenmesi, uygulamadaki karmaşıklıklar, veri uyumluluğundaki zorluklar, doğası gereği karmaşıklık ve olası finansal sonuçlar gibi çeşitli engelleri de beraberinde getiriyor.

Aşırı pH Ölçüm Koşulları

Son derece asidik veya alkalin koşullar altında, özellikle pH 2,5'in altında (yaklaşık 0,003 mol/dm³ asit) veya pH 10,5'in üzerinde (yaklaşık 0,0003 mol/dm³ alkalinin üzerinde) pH değerlerinin belirlenmesi zorlaşır. Bu zorluk, Nernst denkleminin bir cam elektrotla uygulandığında bu tür aşırı koşullar altında geçerliliğini kaybetmesinden kaynaklanmaktadır. Bu soruna birden fazla faktör katkıda bulunmaktadır. İlk olarak, sıvı bağlantı potansiyelleri pH bağımlılığı sergileyebilir. İkinci olarak, konsantre çözeltilerin yüksek iyonik güç özelliği elektrot potansiyellerini etkileyebilir. Ayrıca, yüksek pH seviyelerinde, cam elektrot bir "alkalin hatası" yaşayabilir; burada Na⁺ ve K⁺ gibi çözeltide bulunan diğer katyonların konsantrasyonuna karşı hassasiyet gelişir. Bu ölçüm zorluklarını hafifletmek için özel elektrot tasarımları geliştirilmiştir.

Madencilik faaliyetlerinden veya maden atıklarından kaynaklanan atık sular, -3,6'ya kadar düşük değerlere ulaşan son derece düşük pH seviyeleri üretebilir.

PH Uygulamaları

25 °C'de saf suyun pH değeri 7'dir, bu da onun nötr olduğunu gösterir. Bir asidin suda çözünmesi pH değerinin 7'nin altında olmasına neden olurken, bir bazın veya alkalinin eklenmesi 7'yi aşan bir pH verir. Örneğin, hidroklorik asit gibi güçlü bir asit, 1 mol/L konsantrasyonda 0 pH kaydeder. Bunun tersine, sodyum hidroksit gibi güçlü bir alkali, aynı konsantrasyonda pH'ın 14 olduğunu gösterir. pH'ın logaritmik ölçekte çalıştığı göz önüne alındığında, pH'taki tek birimlik değişiklik on katına karşılık gelir. hidrojen iyonu konsantrasyonunda değişiklik.

25 °C'de pH'ın 7 olması nötraliteye yönelik bir yaklaşım olarak yaygın olarak kullanılsa da çoğu uygulama için uygun olmasına rağmen tam olarak doğru değildir. Gerçek nötrlük, hidrojen katyonlarının konsantrasyonu ([H⁺]) hidroksit iyonlarının konsantrasyonuna ([OH⁻]) eşdeğer olduğunda veya ilgili aktiviteleri eşit olduğunda elde edilir. Suyun kendi kendine iyonlaşmasının bu konsantrasyonların çarpımını [H⁺] × [OH⁻] = K_w olarak koruduğu göz önüne alındığında, nötr durumdayken [H⁺] = [OH⁻] = √K_w, bu da pH = pK_w/2 anlamına gelir. pK_w'nin değeri yaklaşık 14'tür, ancak hem iyon gücünden hem de sıcaklıktan etkilenir, dolayısıyla nötrlüğün pH'ını etkiler. Suyun ayrışması her iki iyon türünden eşit miktarda elde edildiğinden, hem saf su hem de saf su içindeki sodyum klorür (NaCl) çözeltisi nötr kabul edilir. Bununla birlikte, nötr bir NaCl çözeltisinin pH'ı, nötr saf suyunkinden biraz farklı olacaktır çünkü hidrojen ve hidroksit iyonlarının aktivitesi iyonik kuvvete bağlıdır ve K_w'nin iyonik kuvvetle birlikte dalgalanmasına neden olur.

Atmosferik koşullara maruz kaldığında saf su hafif bir asitlenme sergiler. Bu fenomen, suyun havadaki karbondioksiti emmesi ve karbondioksitin daha sonra kademeli olarak bikarbonat ve hidrojen katyonlarına dönüşerek etkili bir şekilde karbonik asit oluşturması nedeniyle ortaya çıkar.

${\displaystyle {\ce {CO2 + H2O <=> HCO3^- + H^+}}$

Toprak pH'ı

Amerika Birleşik Devletleri Tarım Bakanlığı Doğal Kaynakları Koruma Servisi (eski adıyla Toprak Koruma Servisi), toprağın pH aralıklarını şu şekilde sınıflandırır:

Üst toprak pH'ı, toprağın ana materyali, erozyon süreçleri, iklim koşulları ve hakim bitki örtüsü dahil olmak üzere çeşitli faktörlerden etkilenir. Avrupa'da üst toprak pH'ının son zamanlarda kartografik bir temsili, Akdeniz, Macaristan, Doğu Romanya ve Kuzey Fransa gibi bölgelerde alkali toprakların varlığını göstermektedir. Bunun tersine İskandinav ülkeleri, Portekiz, Polonya ve Kuzey Almanya'da daha asidik toprak koşulları gözlemleniyor.

Bitkilerde pH

Botanik organizmalar, doğal pH göstergeleri olarak işlev gören amber çiçeği, kırmızı lahana (antosiyanin) ve üzümde (kırmızı şaraba katkıda bulunan) bulunanlar gibi pH'a bağımlı pigmentlere sahiptir. Narenciye meyveleri öncelikle sitrik asitin varlığından dolayı asidik su sergilerken, diğer çeşitli karboksilik asitler de çeşitli yaşam sistemlerinde yaygındır. Ayrıca, adenosin trifosfat (ATP) dahil olmak üzere fosfat türevlerinin protonasyon durumu pH seviyelerine bağlıdır. Oksijen taşınması için hayati önem taşıyan bir enzim olan hemoglobin, aynı zamanda Kök etkisi olarak bilinen bir olgu olan pH duyarlılığını da gösterir.

Okyanustaki pH

Deniz suyu pH'ı okyanus karbon döngüsünde kritik bir belirleyicidir. Ampirik veriler, pH değerlerinde bir düşüşle karakterize edilen sürekli bir okyanus asitlenme sürecini göstermektedir: 1950'den 2020'ye kadar okyanus yüzeyinin ortalama pH'ı yaklaşık 8,15'ten 8,05'e düşmüştür. Antropojenik karbon dioksit emisyonları, okyanus asitlenmesinin temel nedenini oluşturur; atmosferik CO₂ konsantrasyonu Mauna Loa gözlemevinde 2025 yılında 430 ppm olarak kaydedilmiştir. 2024'te, NOAA Küresel İzleme Laboratuvarı yıllık atmosferik CO₂ 3,75 ppm CO§4_{5§ artış. Atmosferdeki CO§67§ okyanus suları tarafından emilir ve karbonik asit oluşumuna yol açar (H§89§CO§1011§). Bu asit daha sonra bir bikarbonat iyonuna (HCO⁻
§1819§) ve bir hidrojen katyonuna (H⁺) ayrışır. Serbest hidrojen katyonlarının (H⁺) artan konsantrasyonu sonuç olarak okyanusun pH'ını düşürür.}

Oşinografide Üç pH Ölçeği

Deniz suyunda pH'ın belirlenmesi, karmaşık kimyasal bileşimi nedeniyle karmaşıktır ve kimyasal oşinografide üç farklı pH ölçeğinin kullanılmasını gerektirir. Pratik olarak bu üç deniz suyu pH ölçeği, pH değerlerinde 0,10'a kadar farklılıklar gösterir. Bu tür tutarsızlıklar, özellikle okyanus karbonat sistemiyle ilgili olarak pH ölçümleri için gereken tipik hassasiyetten çok daha fazladır. Serbest ölçek, sülfat ve florür iyonlarının etkisini göz ardı ettiği için hem toplam hem de deniz suyu ölçeklerinden önemli ölçüde farklıdır. Bunun aksine, toplam ve deniz suyu ölçekleri, öncelikle florür iyonunun nispeten küçük rolü nedeniyle yalnızca marjinal farklılıklar gösterir.

IUPAC, pH ölçeğinin operasyonel tanımında, genellikle Ulusal Standartlar Bürosu (NBS) veya Ulusal Standartlar ve Teknoloji Enstitüsü (NIST) tarafından belirlenen, çeşitli pH değerlerine yayılan bir dizi tampon çözeltiyi belirtir. Bu çözeltiler, deniz suyuna (yaklaşık 0,7) göre nispeten düşük bir iyonik kuvvete (yaklaşık 0,1) sahiptir, bu da onları, elektrot potansiyelindeki değişikliklere neden olan iyonik kuvvet eşitsizlikleri nedeniyle deniz suyu pH'ını karakterize etmek için uygunsuz hale getirir. Bu sorunu çözmek için yapay deniz suyuyla formüle edilmiş alternatif bir tampon serisi geliştirildi. Bu yeni seri, numuneler ve tamponlar arasındaki iyonik güç farklılıklarını hafifletir ve sıklıkla pH_T olarak sembolize edilen, toplam ölçek adı verilen yeni bir pH ölçeği oluşturur. Toplam ölçeğin tanımı, sülfat iyonları içeren bir ortamı içerir. Bu iyonlar, H⁺ + SO²⁻
§1415§↔ HSO⁻
§2324§, böylece toplam ölçeğin hem protonların (serbest hidrojen katyonları) hem de hidrojen sülfat iyonlarının birleşik etkisini hesaba katmasını sağlar:

[H⁺]_T = [H⁺]_F + [HSO⁻
§18_19§]

Tersine, sıklıkla pH_F olarak adlandırılan serbest ölçek, bu faktörü göz ardı eder ve yalnızca teorik olarak hidrojen iyonu konsantrasyonunun daha basit bir temsilini sunan [H⁺]_F'ye odaklanır. Yalnızca [H⁺]_T doğrudan ölçülebilir olduğundan, [H⁺]_F, [SO²⁻
§2829§] ve HSO−
§3940§, K^*
_S:

[H⁺]_F = [H⁺]_T − [HSO⁻
§18_19§] = [H⁺]_T ( 1 + [SO²⁻
§35_36§] / K^*
_S )⁻¹

Bununla birlikte, deniz suyundaki K^*
_S'nin doğru tahmini zorluklar sunar ve bu nedenle, pratik uygulanabilirliği kısıtlar. diğer açılardan daha basit olan serbest ölçek.

Deniz suyu ölçeği olarak adlandırılan ve sıklıkla pH_SWS olarak sembolize edilen farklı bir ölçek, hidrojen katyonları ve florür iyonlarını içeren ek bir protonasyon dengesini içerir: H⁺ + F⁻ ⇌ HF. Bu, [H⁺]_SWS için sonraki ifadeye yol açar:

[H⁺]_SWS = [H⁺]_F + [HSO⁻
§18_19§] + [HF]

Bununla birlikte, bu tamamlayıcı karmaşıklığı birleştirmenin faydası, ortam içindeki florür konsantrasyonuna bağlıdır. Örneğin deniz suyunda sülfat iyonu konsantrasyonları florürün konsantrasyonlarını 400 kattan fazla önemli ölçüde aşar. Sonuç olarak, pratik uygulamaların çoğunda, toplam ve deniz suyu ölçekleri arasındaki eşitsizlik ihmal edilebilir düzeyde kalır.

Üç pH ölçeği, sonraki denklemlerle özetlenmiştir:

pH_F = −log₁₀[H⁺]_F

pH_T = −log₁₀([H⁺]_F + [HSO⁻
§1617§]) = −log§2122§[H⁺]_T

pH_SWS = −log₁₀(H⁺]_F + [HSO⁻
§1617§] + [HF]) = −log§2122§[v]_SWS

Gıda Ürünlerinde pH Düzeyleri

Gıda ürünlerinin pH değeri, onların lezzetini, dokusunu ve saklama süresini önemli ölçüde etkiler. Turunçgiller, domates ve sirke gibi asidik yiyecekler genellikle keskin ve keskin bir profille karakterize edilen 4,6'nın altında bir pH sergilerken, alkali yiyecekler acı veya sabunlu bir tada sahip olma eğilimindedir. Gıdalarda optimum pH'ın sürdürülmesi, zararlı mikroorganizmaların çoğalmasının engellenmesi açısından çok önemlidir. Ayrıca ıspanak ve karalahana gibi sebzelerin alkaliliği, mutfak hazırlığı sırasında dokusal özelliklerini ve renklerini etkileyebilir. Üstelik pH, pişirme sırasında yiyeceğin kahverengileşmesinden sorumlu olan kimyasal bir süreç olan Maillard reaksiyonunda da rol oynar ve böylece hem tat hem de görsel özellikleri etkiler.

Biyolojik Sıvılarda pH Düzenlemesi

Canlı organizmalarda, çeşitli vücut sıvılarının, hücresel bölümlerin ve organların pH'ı, asit-baz homeostazisi olarak adlandırılan bir durum olan asit-baz dengesini korumak için sıkı bir şekilde kontrol edilir. Kan pH'sının 7,35'in altında olmasıyla karakterize edilen asidoz, vücutta asit birikmesinden kaynaklanan asit-baz homeostazisinin baskın bozukluğunu temsil eder. Tersine, alkaloz, kan pH'sının anormal derecede yükselmesiyle tanımlanır.

Canlı organizmalarda, çeşitli vücut sıvılarının, hücresel bölmelerin ve organların pH'ı, asit-baz homeostazisi olarak bilinen asit-baz dengesi durumunu korumak için sıkı bir şekilde düzenlenir. Kan pH'sının 7,35'in altında olmasıyla tanımlanan asidoz, asit-baz dengesinin en sık görülen bozukluğudur ve vücutta asit fazlalığı olduğunda ortaya çıkar. Bunun aksine alkaloz, kan pH'sının aşırı yüksek olmasıyla karakterize edilir.

Kanın tipik olarak biyolojik ve tıbbi bağlamlarda fizyolojik pH olarak tanımlanan bir değer olan 7,365'lik hafif alkali pH'ı korur. Diş plağının gelişimi, lokalize asidik koşullar oluşturabilir ve demineralizasyon yoluyla diş çürümesine yol açabilir. Ayrıca enzimler ve diğer proteinler aktiviteleri açısından optimal bir pH aralığı sergiler; bu aralıktan sapmalar inaktivasyona veya denatürasyona neden olabilir.

pH Hesaplamaları

Asit veya baz içeren çözeltilerin pH'ını belirlemek için, tüm bileşen kimyasal türlerin konsantrasyonlarını belirlemek amacıyla bir kimyasal türleşme hesaplaması kullanılır. Bu metodolojinin karmaşıklığı çözümün özelliklerine göre değişir. Sulu ortamlarda neredeyse tamamen ayrışmaya uğrayan güçlü asitler ve bazlar bu hesaplamaları basitleştirir. Tersine, zayıf asitlerin pH'ını belirlemek ikinci dereceden bir denklemin çözülmesini gerektirirken, zayıf bazlar kübik bir denklem gerektirir. Genel olarak bu tür hesaplamalar, doğrusal olmayan eşzamanlı denklemlerden oluşan bir sistemin çözümünü içerir.

Suyun kendisi hem zayıf asit hem de zayıf baz olarak işlev görür; sonuç olarak ayrışması, yüksek pH ve düşük çözünen madde konsantrasyonu koşulları altında dikkate alınmalıdır. Bu ayrışma aşağıdaki dengeye göre ilerler:

2 H₂O ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

ayrışma sabiti K_w ile şu şekilde tanımlanır:

${\displaystyle K_{\text{w}}={\ce {[H+][OH^{-}]}}$

Burada, [H⁺] sulu hidronyum iyonunun konsantrasyonunu, [OH⁻] ise hidroksit iyonunun konsantrasyonunu belirtir. Bu denge, yüksek pH seviyelerinde ve son derece düşük çözünen madde konsantrasyonlarına sahip çözeltilerde önemli hale gelir.

Güçlü Asitler ve Bazlar

Güçlü asitler ve bazlar, suda çözündüklerinde neredeyse tamamen ayrışmaya uğrayan kimyasal bileşiklerdir. Sonuç olarak, asidik bir çözeltide, hidrojen katyonlarının (H++) konsantrasyonu, başlangıçtaki asit konsantrasyonuna eşdeğer olarak tahmin edilebilir. Benzer şekilde, bazik bir çözeltide, hidroksit iyonlarının (OH^-) konsantrasyonu, başlangıçtaki baz konsantrasyonuna eşit olarak kabul edilebilir. Bir çözeltinin pH'ı resmi olarak H⁺ konsantrasyonunun negatif logaritması olarak tanımlanırken pOH, OH^- konsantrasyonunun negatif logaritması olarak tanımlanır. Örneğin, 0,01 M'lik bir hidroklorik asit (HCl) çözeltisinin pH'ı 2 (pH = -log₁₀(0,01)) sergilerken, 0,01 M'lik bir sodyum hidroksit (NaOH) çözeltisinin pOH'si 2'dir (pOH = -log₁₀(0,01)) ve bu da yaklaşık pH'a karşılık gelir: 12.

Bununla birlikte, suyun kendi kendine iyonlaşması, güçlü bir asit veya bazın konsantrasyonlarının olağanüstü derecede düşük veya yüksek olması durumunda dikkate alınmasını gerektirir. Örneğin, bir 5×10⁻⁸ M HC1 çözeltisi, yalnızca yukarıda belirtilen yöntemle hesaplanırsa, asidik yapısı 7'nin altında bir pH gerektirmesine rağmen hatalı bir şekilde 7,3 pH değeri verecektir. Bu senaryolarda, suyun amfoterik özellikleri dikkate alındığında sistem, asit veya baz ile suyun bir karışımı olarak modellenmelidir. Suyun kendi kendine iyonlaşmasının dahil edilmesi, çözeltinin gerçek pH'ının doğru şekilde belirlenmesine olanak tanır. Örneğin, bir §10^11§×§1213§−8 M HCl çözeltisi, HCl ve su karışımı olarak işlendiğinde pH değeri 6,89 olur. Benzer şekilde, yüksek konsantrasyonlardaki sodyum hidroksit çözeltilerine ilişkin hesaplamalarda suyun kendi kendine iyonlaşma dengesi de dikkate alınmalıdır.

Zayıf Asitler ve Bazlar

Zayıf bir asidi veya zayıf bir bazın eşlenik asidini analiz etmek için aynı formalistik yaklaşım uygulanabilir.

• Asit HA'nın ayrışması şu şekilde temsil edilir: ${\displaystyle {\ce {HA <=> H+ + A-}}$
• A tabanı için denge şu şekilde gösterilmektedir:

Başlangıçta asit ayrışma sabiti resmi olarak tanımlanır. Daha fazla genellik sağlamak için elektrik yükleri daha sonra denklemlerin dışında bırakılır.

${\displaystyle K_{a}={\frac {{\ce {[H] [A]}}}{{\ce {[HA]}}}}$

Bu sabitin değerinin ampirik olarak türetildiği varsayılmaktadır. Sonuç olarak, üç bilinmeyen konsantrasyon ([HA], [H⁺] ve [A⁻]) hesaplamalı belirleme gerektirir. Bunu çözmek için, kütlenin korunumu ilkesini iki kurucu tür olan H ve A'ya uygulayarak formüle edilebilecek iki ek denklem gereklidir.

${\displaystyle C_{{\ce {A}}}={\ce {[A]}}+{\ce {[HA]}}$

${\displaystyle C_{{\ce {H}}}={\ce {[H]}}+{\ce {[HA]}}$

C sembolü analitik konsantrasyonu belirtir. Bazı akademik kaynaklar kütle dengesi denklemi yerine yük dengesi denklemini kullansa da bu yaklaşım yalnızca basit senaryolar için uygundur ve karmaşık durumlarda daha karmaşık hale gelir. K_a'yı tanımlayan denklemle birleştirildiğinde, üç bilinmeyen değişkenli üç denklemden oluşan bir sistem kurulur. Sulu bir çözelti içinde çözünmüş bir asit için, C_A, C_H ve C_a'ya eşdeğerdir ve asidin konsantrasyonunu temsil eder; bu, [A]'nın [H]'ye eşit olduğunu ima eder. Daha sonraki cebirsel işlemler, özellikle hidrojen iyonu konsantrasyonu için bir denklem sağlar.

[ H ] §1617§ + K bir [ H ] −<!-- − --> K bir C bir = §5960§ {\displaystyle [{\ce {H}}]^{2}+K_{a}[{\ce {H}}]-K_{a}C_{a}=0

Bu ikinci dereceden denklemin çözülmesi hidrojen iyonu konsantrasyonunu verir; bundan p[H] veya daha geniş anlamda pH türetilebilir. Bu metodoloji, sisteme güçlü bir asit veya baz eklendiğinde, özellikle de C_A, C_H'ye eşit olmadığında pH'ın belirlenmesi için de geçerli olan bir ICE tablosu aracılığıyla örneklendirilmiştir.

Örneğin, pK_a değerinin şu şekilde olduğu göz önüne alındığında, 0,01 M'lik bir benzoik asit çözeltisi için pH'ın belirlenmesini düşünün. 4.19.

• 1. Adım: ${\displaystyle K_{a}=10^{-4.19}=6.46\times 10^{-5}$
• Adım 2: İkinci dereceden denklemi formüle edin. [ H ] §1617§ + 6,46 ×<!-- × --> §2829§ −<!-- − --> §3435§ [ H ] −<!-- − --> 6,46 ×<!-- × --> §5556§ −<!-- − --> §6162§ = §6768§ {\displaystyle [{\ce {H}}]^{2}+6,46\times 10^{-5}[{\ce {H}}]-6,46\times 10^{-7}=0
• Üçüncü adım, ikinci dereceden denklemin çözülmesini içerir ve şu miktarda hidrojen iyonu konsantrasyonu elde edilir: ${\displaystyle [{\ce {H+}}]=7.74\times 10^{-4};\quad \mathrm {pH} =3.11$ ve a pH 3,11.

Alkalin çözeltiler için, hidrojenin kütle dengesi denklemi ek bir terim içerir. Bunun nedeni, hidroksit iyonlarının eklenmesinin hidrojen iyonu konsantrasyonunu azaltması ve hidroksit iyonu konsantrasyonunun, şuna eşit olan kendi kendine iyonlaşma dengesi tarafından yönetilmesidir: Kw[H+]{\displaystyle {\frac {K_w}{{\ce {[H+]}}}}. Sonuç olarak, değiştirilmiş denklem şu şekilde sunulmuştur:

${\displaystyle C_{\ce {H}}={\frac {[{\ce {H}}]+[{\ce {HA}}]-K_{w}}{\ce {[H]}}}$

Genel Metodolojik Yaklaşım

Belirli sistemler, özellikle poliprotik asitleri içerenler, e-tabloya dayalı hesaplamalar için uygundur. Bununla birlikte, üç veya daha fazla reaktifle uğraşırken veya A_pB_qH_r gibi genel formüllerle çok sayıda kompleks oluşturulduğunda, çözeltinin pH'ını belirlemek için kapsamlı bir genel yöntem kullanılabilir. Örneğin, üç reaktif içeren sistemlerde her denge, belirli bir denge sabiti olan β ile tanımlanır.

${\displaystyle [{\ce {A}_{p}{\ce {B}} _{q}{\ce {H}_{r}]=\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}$

Daha sonra, her bir reaktife karşılık gelen kütle dengesi denklemlerini formüle edin.

295§ {\displaystyle {\begin{aligned}C_{\ce {A}}&=[{\ce {A}}]+\Sigma p\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {B}}&=[{\ce {B}}]+\Sigma q\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {H}}&=[{\ce {H}}]+\Sigma r\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}-K_{w}[{\ce {H}}]^{-1}\end{aligned}}

Bu denklemler, her stabilite sabitinin aktivitelerden ziyade konsantrasyonların oranı olarak tanımlanması dışında herhangi bir yaklaşım içermez.Etkinliklerden yararlanmak, çok daha karmaşık ifadelerin uygulanmasını gerektirir.

Sistem üç bilinmeyen değişkene sahip üç eşzamanlı denklemden oluşur: [A], [B] ve [H]. Bu denklemlerin doğrusal olmayan doğası ve konsantrasyonların birden fazla büyüklük mertebesine yayılma potansiyeli nedeniyle, bunların doğrudan çözümü önemli zorluklar doğurur. Bununla birlikte, bu hesaplamaları gerçekleştirmek için çok sayıda hesaplama programına erişilebilir. Metodoloji aynı zamanda üçten fazla reaktif içeren sistemleri de barındırabilir. Hidrojen iyonu konsantrasyonlarını hesaplamaya yönelik bu yaklaşım, potansiyometrik titrasyon yoluyla denge sabitlerinin belirlenmesinde temeldir.

pH göstergesi

• pH göstergesi
• Arteriyel kan gazı
• Kimyasal denge
• pK_a

Referanslar

pH'ın sözlük tanımı

• Vikisözlük'te pH kelimesinin sözlük tanımı
• pH ile ilgili medya
• PH ile ilgili öğrenme materyalleri