pH

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök
"Surhet" omdirigerar hit. För smaken, se Sur (grundsmak).
Några olika pH-indikatorer

pH är ett logaritmiskt mått på surhet, det vill säga på aktiviteten av vätejoner (H+) i en lösning (egentligen oxoniumjoner, H3O+, en vattenmolekyl med en extra proton det vill säga en extra H+). Lösningar med låga pH-värden är sura, och de med höga kallas basiska. Lösningar som har pH 7 (vid 25 °C) kallas neutrala. Symbolen p i pH är en operatorbeteckning innebärande att man anger den negativa 10-logaritmen av vätejonaktiviteten; det vill säga

p\rm H = -\log_{10} \frac{[H^+]}{mol \cdot dm^{-3}}.

pH-skalan infördes av S. P. L. Sørensen 1909.

En stark syra med hög koncentration (egentligen aktivitet) har ett pH-värde nära 0; en stark bas med hög koncentration (egentligen aktivitet) har pH-värde nära 14. pH-skalan är dock inte begränsad till 0-14 och det finns till exempel riktigt starka syror med negativa pH-värden (under 0). Utifrån definitionen av pH får man:

  • Vid pH 1 är vätejonaktiviteten {H+} = 1·10-1.
  • Vid pH 7 är vätejonaktiviteten {H+} = 1·10-7.
  • Vid pH 14 är vätejonaktiviteten {H+} = 1·10-14.

pH-värdet mäts vanligen genom en kombinationselektrod. Det kan också grovt mätas med pH-indikatorer, kemiska föreningar som har olika färg vid olika pH.

För att mäta effekten av lågt pH-värde i vattendrag mäter man förutom vattnets pH, dessutom alltmer biologiska indikatorer. Det kan vara artsammansättning och diversitet av bottendjur (everterbrater), påväxtalger, fisk eller vattenväxter. Biologiska indikatorer är överlägsna när det gäller att se effekter av enstaka händelser (t.ex. plötsliga surstötar vid snösmältning som lätt kan missas mellan två vattenprovtagningar). Det beror på att organismerna är närvarande i vattnet hela tiden och påverkas av den allra sämsta vattenkvaliteten. Exempelvis kan nämnas mört, som inte fortplantar sig i sura miljöer eller snäckor och kräftdjur som behöver basiska ämnen för att bygga sina skal.

pOH[redigera | redigera wikitext]

Man kan även definiera pOH, som på motsvarande sätt är den negativa 10-logaritmen av hydroxidjonaktiviteten, {OH-}. Följaktligen gäller att

p\rm OH = -log_{10} \frac{[OH^-]}{mol \cdot dm^{-3}}.

Sambandet mellan pH och pOH styrs av vattnets autoprotolys, som innebär att en liten del av vattenmolekylerna alltid dissocieras och bildar vätejoner och hydroxidjoner enligt en särskild relation. Vid 25 °C (298,15 K) gäller att

p{\rm H} + p\rm OH = 14 \,.

pH = pOH, det vill säga då det finns lika mycket vätejoner som hydroxidjoner, säger man att pH är neutralt. Detta inträffar vid pH 7 då temperaturen är 25 °C och vid lägre pH-värde vid högre temperatur eftersom dissociationen är temperaturberoende, se vidare vattnets autoprotolys.

ph – "pH" med koncentrationer[redigera | redigera wikitext]

Ibland kan det vara relevant att använda koncentrationer i stället för aktiviteter när man anger mängden vätejoner; i samband med till exempel titreringar med syra kan det vara intressant att ha ett direkt mått på relationen mellan syraåtgång och koncentrationen vätejoner i lösningen. Därför definieras ph-värdet (h skrivs med liten bokstav för att skilja det från pH) enligt

ph = –log10 [H+]

där [H+] nu är koncentrationen vätejoner.

Det finns en viss skillnad mellan ph och pH, vilken beror på aktivitetskoefficienten för vätejoner, vilken i sin tur beror på jonstyrkan. I starkt utspädda lösningar är ph = pH. Som tabellen nedan visar är avvikelsen mellan ph och pH som störst vid ganska höga jonstyrkor.

ph vid olika jonstyrkor, då pH = 7,00
Jonstyrka (mol/dm3) ph
0 7,00
0,001 6,98
0,003 6,97
0,01 6,96
0,03 6,93
0,1 6,89
0,3 6,87
1 6,92

Endast pH är direkt mätbart (med elektroder med mera) medan ph inte är det.

Se även[redigera | redigera wikitext]