Wyobraź sobie, że jesteś naukowcem jak Søren Sørensen i szukasz sposobu na określenie odczynuodczynodczynu rozcieńczonych roztworów kwasów. Jak wyglądałby eksperyment, pozwalający na wyjaśnienie pojęcia pH? Zastanów się, jakie zjawiska zachodzą w roztworach wodnych kwasów i zasad? Czy znasz pojęcie dysocjacji elektrolitycznejdysocjacja elektrolityczna (jonowa)dysocjacji elektrolitycznej? Zapoznaj się z informacjami dotyczącymi pojęcia pH, a w razie wątpliwości skorzystaj ze słownika. Następnie wykonaj polecenie, a poprawne rozwiązanie sprawdź w odpowiedzi.

Sørensen do wyjaśnienia pojęcia pH wykorzystał założenia elektrochemiielektrochemiaelektrochemii. Po wprowadzeniu do roztworu elektrolituelektrolitelektrolitu o znanym stężeniu elektrody wodorowej (tzw. elektroda wskaźnikowa), naukowiec sprawdzał jej potencjałpotencjał elektrodypotencjał wobec elektrody kalomelowejelektroda kalomelowaelektrody kalomelowej (tzw. elektroda porównawcza). Założył, że potencjał elektrody wodorowej zależy jedynie od stężenia jonów wodorowych w badanym roztworze, co ostatecznie doprowadziło go do równania:

Gdzie:

• R - uniwersalna stała gazowa przyjmuje wartość 8,3144598(48) $\left[\frac{\mathrm{J}}{\mathrm{mol}·\mathrm{K}}\right]$;

• T - temperatura w skali Kelwina $\left[\mathrm{K}\right]$;

• F - stała Faradaya - stała fizyczna oznaczająca ładunek elektryczny przypadająćy na jeden mol elektronów, przyjmuje wartość 9,648533289(59) · 10Indeks górny 4  Indeks górny koniec⁴  $\left[\frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}}\right]$;

• [HIndeks górny +⁺] - stężenie jonów wodorowych;

• log - symbol logarytmu.

Ze wzoru naukowiec wywnioskował, że potencjał elektrody wodorowejelektroda wodorowaelektrody wodorowej jest w istocie wprost proporcjonalny do -log[HIndeks górny +⁺]. Określił to wyrażenie jako wykładnik stężenia jonów wodorowych i nadał im symbol pH. Tak powstało równanie:

Z punktu widzenia matematyki pH określane jest jako ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów ${\mathrm{H}}^{+}$ $\left(-lo{g}_{10}\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]\right)$. Przy wyznaczaniu pH roztworów należy brać pod uwagę również jony wodorowe powstałe z autodysocjacji wody. Gdy jon wodorowy zwiąże jedną cząsteczkę wody, tworząc jon hydroniowy ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$, równanie dysocjacji wody przyjmuje postać:

a wzór na pH można zapisać jako:

Podobnie możemy obliczyć wykładnik ze stężenia jonów wodorotlenkowych (pOH):

Ze stężeniem jonów hydroniowych związane jest bezpośrednie pojęcie odczynu, który charakteryzuje roztwory wodne. Środowiska wodne mogą posiadać odczyn kwasowy, obojętny i zasadowy. Zakres pH, który obejmuje dany odczyn, przedstawiono na rysunku poniżej.

RnURP55vLGZbW

Na ilustracji jest skala pH oraz przykłady produktów o różnym pH. Po lewej stronie wartości oraz kolory odczynów. Odczyn obojętny wynosi 7, 8. Od siedmiu do zera wzrasta kwasowość. OD dziewięciu do czternastu wzrasta zasadowość. Przykłady: kwas akumulatorowy 0, ocet 2, oranżada pomiędzy 2,5 a 3,5, kawa 5 , krew 7,4, woda morska 8, soda kuchenna 9,5, roztwór amoniaku od 10,5 do 11,5, wybielacz 13,5, udrażniacz rur 14.

Jak wynika z powyższej ilustracji, pojęcie pH w istotny sposób uprościło zapis potęgowy stężeń roztworów o wysokim rozcieńczeniu. Obecnie do wyznaczania pH służy zazwyczaj elektroda szklanaelektroda szklana kombinowanaelektroda szklana kombinowana, której potencjał jest wprost proporcjonalny do wartości pH. Podczas pomiaru skład roztworu pozostaje stały, co jest ważną zaletą tej metody.

Stężenie jonów ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$ ma duże znaczenie jako wskaźnik kwasowości lub zasadowości roztworu. Z uwagi na niewielkie wartości stężeń molowych, dla wygody wprowadzono wykładnik stężenia jonów wodorowych, oznaczony jako pH. Operatorem, który określa obliczenie ujemnego logarytmu dziesiętnego, jest litera p.

Słownik

elektroda kalomelowa

elektroda kalomelowa

typ elektrody o budowie jak poniżej, w której rolę klucza elektrolitycznego pełni roztwór elektrolitu

R1GO42sfruQAa

Na ilustracji znajduje się elektroda. Elektroda ma kształt prostokąta, który jest zwężony na dole. W elektrodzie znajduje się prostokąt zbudowany z następujących warstw: od dołu - rtęć metaliczna, kalomel ${\mathrm{H}\mathrm{g}}_2{\mathrm{C}\mathrm{l}}_2$, roztwór chlorku potasu KCl - jest go najwięcej. W prostokącie umieszczony jest drucik platynowy zatopiony w szkle. Resztę wnętrza elektrody wypełnia klucz elektrolityczny.

elektroda wodorowa

elektroda wodorowa

gazowa elektroda redoks, która składa się z blaszki platynowej pokrytej czernią platynową, zanurzonej w roztworze jonów wodorowych, omywanej gazowym wodorem; przy stałym ciśnieniu gazowego wodoru jej potencjał zależy od aktywności jonów wodorowych w roztworze, wobec czego może służyć do jej wyznaczenia (a więc do wyznaczenia pH)

R1XJ7gacWsxxh

Na ilustracji znajduje się elektroda wodorowa. W płynie opisanym jako 1,0 mola na decymetr sześcienny ${\mathrm{H}}^{+}$ znajduje się blaszka - to platyna pokryta czernią platynową. Od blaszki strzałka w stronę roztworu z napisem ${\mathrm{H}}^{+}$. Blaszka znajduje się na końcu rurki, do której wpada ${\mathrm{H}}_2(\mathrm{g})$ 1 atmosfera. Do zlewki włożona jest przegroda - to klucz elektrolityczny.

elektroda szklana kombinowana

elektroda szklana kombinowana

elektroda pomiarowa, składająca się z elektrody szklanej pełniącej rolę elektrody wskaźnikowej, której potencjał zależy od pH badanego roztworu oraz elektrody odniesienia (porównawczej), której potencjał nie zależy od pH badanego roztworu. Rolę półogniwa odniesienia pełni elektroda chlorosrebrowa, która zanurzona jest w nasyconym roztworze chlorku potasu.

RWxWkAolv07AD

Schemat elektrody szklanej kombinowanej "szklano"-chlorosrebrowej (ogniwo pomiarowe). Od dołu elektroda składa się z cienkościennej bańki szklanej. Dolną część elektrody wypełnia 0,1 mola na decymetr sześcienny HCl. W samych środku jest pręt wykonany z Ag lub AgCl. Drugi pręt umieszczony po lewej stronie elektrody wykonany jest również z Ag lub AgCl - to elektroda odniesienia chlorosrebrowa. Poniżej tej elektrody na osłonie elektrody zaznaczono spiek. Górną część elektrody wypełnia KCl.

Bibliografia

Atkins P. W., Chemia fizyczna, Warszawa 2001.

Chemia fizyczna, praca zbiorowa, Warszawa 1980.

Douglas W., Skoog A., West D. M., Holler J. F., Crouch S. R., Podstawy chemii analitycznej, Warszawa 2006, t. 1, s. 232.

Hejwowska S., Marcinkowski R., Staluszka J., Chemia 3. Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2006.

Kortüm G., Elektrochemia, Warszawa 1966.

Litwin M., Styka‑Wlazło Sz., Szymońska J., To jest chemia 1, Warszawa 2013.

Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna 1. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, Warszawa 1997.

Pigoń K., Ruziewicz Z., Chemia fizyczna, Warszawa 1986.