In der Chemie ist pH (Potenzieller Wasserstoff) ein Maß der Säure oder Basizität einer wässrigen Lösung. Reines Wasser, ist mit einem pH in der Nähe von 7.0 daran neutral. Lösungen mit einem pH, wie man sagt, sind weniger als 7 acidic und Lösungen mit einem pH, der größer ist als 7, sind grundlegend oder alkalisch. PH-Maße sind in Medizin, Biologie, Chemie, Landwirtschaft, Forstwirtschaft, Nahrungsmittelwissenschaft, Umweltwissenschaft, Meereskunde, Hoch- und Tiefbau und vielen anderen Anwendungen wichtig.

In einer Lösung kommt pH näher, aber ist p [H] nicht gleich, der negative Logarithmus (stützen Sie 10) der Mahlzahn-Konzentration von aufgelösten hydronium Ionen ; ein niedriger pH zeigt eine hohe Konzentration von hydronium Ionen an, während ein hoher pH eine niedrige Konzentration anzeigt. Diese Verneinung des Logarithmus vergleicht die Zahl von Plätzen hinter dem dezimalen Punkt, so, zum Beispiel, sollte 0.1 Mahlzahn-Salzsäure naher pH 1 und 0.0001 Mahlzahn sein, sollte HCl naher pH 4 (die Basis 10 Logarithmen 0.1 und 0.0001 sein, 1, und 4, beziehungsweise seiend). Reines (de-ionized) Wasser ist neutral, und kann entweder als eine sehr schwache Säure oder als eine sehr schwache Basis betrachtet werden, ihm einen pH 7 (an), oder 0.0000001 M H gebend. Der pH hat keine obere oder niedrigere Grenze und kann niedriger sein als 0 oder höher als 14, obwohl mit Wasser er durch die Säure und Basizität von Wasser beschränkt wird. Für eine wässrige Lösung, einen höheren pH zu haben, muss eine Basis darin aufgelöst werden, der weg viele dieser seltenen Wasserstoffionen bindet. Wasserstoffionen in Wasser können einfach als H oder als hydronium (HO) oder höhere Arten (z.B, HO) geschrieben werden, um für solvation verantwortlich zu sein, aber alle beschreiben dieselbe Entität. Der grösste Teil der Süßwasserkörperoberfläche der Erde ist ein bisschen acidic wegen des Überflusses und der Absorption des Kohlendioxyds; tatsächlich, seit Millennien in der Vergangenheit, haben die meisten Süßwasser-Körper ein bisschen acidic pH gehabt.

Jedoch ist pH nicht genau p [H], aber zieht einen Tätigkeitsfaktor in Betracht. Das vertritt die Tendenz von Wasserstoffionen, mit anderen Bestandteilen der Lösung aufeinander zu wirken, die unter anderem das elektrische gelesene Potenzial mit einem PH-Meter betrifft. Infolgedessen kann pH durch die Ionenstarke einer Lösung — zum Beispiel betroffen werden, der pH von 0.05-M-Kalium-Wasserstoff phthalate Lösung kann sich durch nicht weniger als 0.5 PH-Einheiten als eine Funktion des zusätzlichen Kaliumchlorids ändern, wenn auch das zusätzliche Salz weder acidic noch grundlegend ist.

Wasserstoffion-Tätigkeitskoeffizienten können direkt durch keine thermodynamisch gesunde Methode gemessen werden, so basieren sie auf theoretischen Berechnungen. Deshalb wird die PH-Skala in der Praxis als nachweisbar auf eine Reihe von Standardlösungen definiert, deren pH durch das internationale Übereinkommen gegründet wird. Hauptnummer-Vergleichswerte werden durch die Zelle von Harned, eine Wasserstoffgaselektrode mit der Tagung der Ätzlaugen-Guggenheim bestimmt.

Geschichte

Das Konzept von p [H] wurde zuerst vom dänischen Chemiker Søren Peder Lauritz Sørensen am Carlsberg Laboratorium 1909 eingeführt und zum modernen pH 1924 revidiert, nachdem es offenbar geworden ist, dass die elektromotorische Kraft in Zellen von Tätigkeit aber nicht Konzentration von Wasserstoffionen abhängt. In den ersten Zeitungen hatte die Notation den "H" als eine Subschrift zum Kleinbuchstaben "p", wie so: p.

Die Bedeutung des "p" im "pH" ist unbekannt. Einige Verweisungen weisen darauf hin, dass es für "Macht" eintritt, beziehen sich andere auf den deutschen Potenz (Bedeutung "der Macht"), andere beziehen sich auf französischen puissance (auch Bedeutung "der Macht", die auf der Tatsache gestützt ist, dass das Carlsberg Laboratorium französisch sprechend war); andere beziehen sich auf "das Potenzial".

Gemäß dem Carlsberg Fundament tritt pH "für Macht von Wasserstoff" ein. Eine allgemeine in Schulen verwendete Definition ist "Prozentsatz". Jens Norby hat eine Zeitung veröffentlicht 2000 behauptend, dass "p" eine Konstante ist und "für negativen Logarithmus" eintritt; "H" tritt dann für Wasserstoff ein. Andere Vorschläge sind im Laufe der Jahre aufgetaucht, dass der "p" für die lateinischen Begriffe pondus Hydrogenies, potentia Hydrogenies oder potenzieller Wasserstoff eintritt.

Es wird auch darauf hingewiesen, dass Sørensen die Briefe "p" und "q" (allgemein paarweise angeordnete Briefe in der Mathematik) verwendet hat, um einfach die Testlösung (p) und die Bezugslösung (q) zu etikettieren.

Definitionen

Mathematische Definition

pH wird als ein negativer dezimaler Logarithmus der Wasserstoffion-Tätigkeit in einer Lösung definiert.

:

wo + die Tätigkeit von Wasserstoffionen in Einheiten von mol/L (Mahlzahn-Konzentration) ist. (So sind die Einheiten des pH Klotz (L/mol), obwohl das selten ausführlich angezeigt wird.) Tätigkeit hat einen Sinn der Konzentration, jedoch ist Tätigkeit immer weniger als die Konzentration und wird als eine Konzentration (mol/L) von einem mit dem Tätigkeitskoeffizienten multiplizierten Ion definiert. Der Tätigkeitskoeffizient für verdünnte Lösungen ist eine reelle Zahl zwischen 0, und 1 (für konzentrierte Lösungen kann größer sein als 1), und er hängt von vielen Rahmen einer Lösung, wie Natur des Ions, der Ion-Kraft, der Temperatur usw. ab. Für einen starken Elektrolyt nähert sich die Tätigkeit eines Ions seiner Konzentration in verdünnten Lösungen. Tätigkeit kann experimentell mittels einer mit dem Ion auswählenden Elektrode gemessen werden, die gemäß der Gleichung von Nernst zur Wasserstoffion-Tätigkeit antwortet. pH wird mittels einer Glaselektrode allgemein gemessen, die mit einem Milli-Voltmeter mit dem sehr hohen Eingangsscheinwiderstand verbunden ist, der den potenziellen Unterschied oder elektromotorische Kraft, E zwischen einer Elektrode misst, die zur Wasserstoffion-Tätigkeit und einer Bezugselektrode, wie eine calomel Elektrode oder eine Silberchlorid-Elektrode empfindlich ist. Ganz häufig wird Glaselektrode mit der Bezugselektrode und einem Temperatursensor in einem Körper verbunden. Die Glaselektrode kann (zu 95-99.9-%-Genauigkeit) durch die Gleichung von Nernst beschrieben werden:

:

wo E ein gemessenes Potenzial ist, ist E das Standardelektrode-Potenzial, d. h. das Elektrode-Potenzial für den Standardstaat, in dem die Tätigkeit diejenige ist. R ist die Gaskonstante, T ist die Temperatur in kelvins, F ist Faraday unveränderlich, und n ist die Zahl von Elektronen übertragen (Ion-Anklage), ein in diesem Beispiel. Das Elektrode-Potenzial, E, ist zum Logarithmus der Wasserstoffion-Tätigkeit proportional.

Diese Definition ist allein ganz unpraktisch, weil die Wasserstoffion-Tätigkeit das Produkt der Konzentration und eines Tätigkeitskoeffizienten ist. Um richtige Ergebnisse zu bekommen, muss die Elektrode mit Standardlösungen der bekannten Tätigkeit kalibriert werden.

Die betriebliche Definition des pH wird durch Internationalen Normalen ISO 31-8 wie folgt offiziell definiert: Für eine Lösung X, messen Sie zuerst die elektromotorische Kraft E der galvanischen Zelle

:reference electrode|concentrated Lösung von KCl || Lösung X|HPt

und dann auch messen Sie die elektromotorische Kraft E von einer galvanischen Zelle, die sich von über einem einzigem durch den Ersatz der Lösung X des unbekannten pH, pH (X), durch eine Lösung S eines bekannten Standard-pH, pH (S) unterscheidet. Der pH X ist dann

:

Der Unterschied zwischen dem pH der Lösung X und dem pH der Standardlösung hängt nur vom Unterschied zwischen zwei gemessenen Potenzialen ab. So wird pH bei einem Potenzial erhalten, das mit einer gegen einen oder mehr PH-Standards kalibrierten Elektrode gemessen ist; eine PH-Meter-Einstellung wird solch angepasst, dass das Meter-Lesen für eine Lösung eines Standards dem Wert-pH (S) gleich ist. Wert-pH (S) für eine Reihe von Standardlösungen S, zusammen mit weiteren Details, wird in den IUPAC Empfehlungen gegeben. Die Standardlösungen werden häufig als Standardpufferlösung beschrieben. In der Praxis ist es besser, zwei oder mehr Standardpuffer zu verwenden, um kleine Abweichungen aus dem Nernst-Gesetz ideality in echten Elektroden zu berücksichtigen.

Bemerken Sie, dass, weil die Temperatur in den Definieren-Gleichungen vorkommt, der pH einer Lösung temperaturabhängig ist.

Das Maß von äußerst niedrigen PH-Werten, wie einige sehr acidic Mine-Wasser, verlangt spezielle Verfahren. Die Kalibrierung der Elektrode in solchen Fällen kann mit Standardlösungen konzentrierter Schwefelsäure getan werden, deren PH-Werte mit dem Verwenden von Rahmen von Pitzer berechnet werden können, um Tätigkeitskoeffizienten zu berechnen.

pH ist ein Beispiel einer Säure-Funktion. Wasserstoffion-Konzentrationen können in nichtwässrigen Lösungsmitteln gemessen werden, aber das führt tatsächlich zu einer verschiedenen Säure-Funktion, weil der Standardstaat für ein nichtwässriges Lösungsmittel vom Standardstaat für Wasser verschieden ist. Supersäuren sind eine Klasse von nichtwässrigen Säuren, für die die Säure-Funktion von Hammett, H, entwickelt worden ist.

der pH in seiner üblichen Bedeutung ist ein Maß von Säure von (verdünnten) wässrigen Lösungen nur. Kürzlich ist das Konzept der "vereinigten PH-Skala" auf der Grundlage vom absoluten chemischen Potenzial des Protons entwickelt worden. Dieses Konzept schlägt den "Vereinigten pH" als ein Maß von Säure vor, die auf jedes Medium anwendbar ist: Flüssigkeiten, Benzin und sogar Festkörper.

p [H]

Das war die ursprüngliche Definition von Sørensen, der zu Gunsten vom pH 1924 ersetzt wurde. Jedoch ist es möglich, die Konzentration von Wasserstoffionen direkt zu messen, wenn die Elektrode in Bezug auf Wasserstoffion-Konzentrationen kalibriert wird. Eine Weise zu tun ist das, das umfassend verwendet worden ist, eine Lösung der bekannten Konzentration einer starken Säure mit einer Lösung der bekannten Konzentration von starkem Alkali in Gegenwart von einer relativ hohen Konzentration des Hintergrundelektrolyts zu titrieren. Da die Konzentrationen von Säure und Alkali bekannt sind, ist es leicht, die Konzentration von Wasserstoffionen zu berechnen, so dass das gemessene Potenzial mit Konzentrationen aufeinander bezogen werden kann. Die Kalibrierung wird gewöhnlich mit einem Omi-Anschlag ausgeführt. Die Kalibrierung yieds ein Wert für das Standardelektrode-Potenzial, E, und ein Steigungsfaktor, f, so dass die Gleichung von Nernst in der Form

:

kann verwendet werden, um Wasserstoffion-Konzentrationen von experimentellen Maßen von E abzuleiten. Der Steigungsfaktor ist gewöhnlich ein bisschen weniger als ein. Ein Steigungsfaktor von weniger als 0.95 zeigt an, dass die Elektrode richtig nicht fungiert. Die Anwesenheit des Hintergrundelektrolyts stellt sicher, dass der Wasserstoffion-Tätigkeitskoeffizient während des Titrierens effektiv unveränderlich ist. Da es unveränderlich ist, kann sein Wert auf einen durch das Definieren des Standardstaates als seiend die Lösung gesetzt werden, die den Hintergrundelektrolyt enthält. So soll die Wirkung, dieses Verfahren zu verwenden, Tätigkeit gleich dem numerischen Wert der Konzentration machen.

Der Unterschied zwischen p [H] und pH ist ziemlich klein. Es ist dass pH = p [H] + 0.04 festgestellt worden. Es ist übliche Praxis, um den Begriff "pH" für beide Typen des Maßes zu gebrauchen.

pOH

pOH wird manchmal als ein Maß der Konzentration von Hydroxyd-Ionen, Oh, oder Alkalinität verwendet. pOH wird unabhängig nicht gemessen, aber wird aus pH abgeleitet. Die Konzentration von Hydroxyd-Ionen in Wasser ist mit der Konzentration von Wasserstoffionen durch verbunden

: [OH] = K / [H]

wo K die von Wasser unveränderliche Selbstionisierung ist. Einnahme von Logarithmen

:pOH = pK  pH.

Also, bei der Raumtemperatur pOH  14  pH. Jedoch ist diese Beziehung in anderen Verhältnissen, solcher als in Maßen der Boden-Alkalinität nicht ausschließlich gültig.

Anwendungen

Reines (neutrales) Wasser hat einen pH ungefähr 7 daran; dieser Wert ändert sich mit der Temperatur. Wenn eine Säure in Wasser aufgelöst wird, wird der pH weniger als 7 (wenn an) sein. Wenn eine Basis oder Alkali, in Wasser aufgelöst wird, wird der pH größer sein als 7 (wenn an). Eine Lösung einer starken Säure, wie Salzsäure, bei der Konzentration 1 mol/L hat einen pH 0. Eine Lösung eines starken Alkalis, wie Natriumshydroxyd, bei der Konzentration 1 mol/L, hat einen pH 14. So werden gemessene PH-Werte größtenteils in der Reihe 0 bis 14 liegen. Da pH eine logarithmische Skala ist, ist ein Unterschied einer PH-Einheit zu einem zehnfachen Unterschied in der Wasserstoffion-Konzentration gleichwertig.

Weil die Glaselektrode (und anderes Ion auswählende Elektroden) auf die Tätigkeit antwortet, sollte die Elektrode in einem Medium kalibriert werden, das demjenigen ähnlich ist, das wird untersucht. Zum Beispiel, wenn man den pH einer Meerwasser-Probe messen möchte, sollte die Elektrode in einem Lösungsähnlichkeitsmeerwasser in seiner chemischen Zusammensetzung, wie ausführlich berichtet, unten kalibriert werden.

Ein ungefähres Maß des pH kann durch das Verwenden eines PH-Hinweises erhalten werden. Ein PH-Hinweis ist eine Substanz, die Farbe um einen besonderen PH-Wert ändert. Es ist eine schwache saure oder schwache Basis, und der Farbwechsel kommt ungefähr 1 PH-Einheit entweder Seite seiner sauren Trennung unveränderlich, oder pK, Wert vor. Zum Beispiel ist der natürlich vorkommende Anzeigelackmus in acidic Lösungen rot (pH

Wie man

sagt, ist eine Lösung, deren pH 7 (daran) ist, neutral, d. h. es ist weder acidic noch grundlegend. Wasser ist einem Selbstionisationsprozess unterworfen.

:HO H + OH

Die Trennung unveränderlich, K, hat einen Wert von ungefähr 10, so, in der neutralen Lösung eines Salzes, sind sowohl die Wasserstoffion-Konzentration als auch Hydroxyd-Ion-Konzentration ungefähr 10 mol dm.

Der pH von reinem Wasser nimmt mit zunehmenden Temperaturen ab. Zum Beispiel ist der pH von reinem Wasser an 50 °C 6.55. Bemerken Sie jedoch, dass Wasser, das ausgestellt worden ist, um zu lüften, mild acidic ist. Das ist, weil Wasser Kohlendioxyd von der Luft absorbiert, die dann in kohlenstoffhaltige Säure langsam umgewandelt wird, die sich abtrennt, um Wasserstoffionen zu befreien:

:CO + HO HCO HCO + H

Beispiele

Berechnungen des pH

Starke Säuren und Basen

Starke Säuren und Basen sind diejenigen, die sich zu praktischen Zwecken, völlig abtrennen (zerfallen) in Wasser (in Ionen). Salzsäure (HCl) ist ein gutes Beispiel einer starken Säure.

Ein allgemein gestoßenes Problem ist, den pH einer Lösung einer gegebenen Konzentration einer starken Säure zu berechnen. Normalerweise wird die Konzentration der Säure im Vergleich zur Grundlinie-Konzentration von H Ionen in reinem Wasser sehr hoch sein, das 10 Mahlzahn ist. Unter diesen Bedingungen ist die H Ion-Konzentration sehr fast die der sauren Konzentration, und der pH wird einfach durch die Einnahme des negativen Logarithmus dieses Werts berechnet

Zum Beispiel, für eine 0.01M Lösung von HCl, kann die H Konzentration als 0.01M genommen werden, und der pH ist log (0.01). D. h. pH = 2.

Für sehr schwache Konzentrationen, d. h. Konzentrationen ringsherum 10M oder weniger wird die Grundlinie-Konzentration von H Ionen in reinem Wasser bedeutend, und muss in Betracht gezogen werden. Eine Methode der Lösung ist wie folgt. Am Gleichgewicht muss jede wässrige Lösung die Trennungsgleichgewicht-Gleichung für Wasser, befriedigen

:

Eine andere Einschränkung besteht darin, dass die nominelle Konzentration der Säure bewahrt werden muss. Die nominelle Konzentration wird C benannt, und ist im Wert von Säure gleichwertig, die zur Reaktion am Anfang hinzugefügt wird. Das ist als die Massengleichgewicht-Gleichung bekannt, und, kann geschrieben werden

:

Wo sich "HA" auf die Protonated-Form der Säure und "den A" zum verbundenen Grundanion bezieht.

Bemerken Sie, dass für eine gegebene Reaktion C unveränderlich ist. Diese Gleichung sagt bloß, dass die Moleküle von Säure entweder protonated oder ionisiert sein können, aber dass die Gesamtzahl dasselbe bleiben wird.

Für eine starke Säure, die,>> [HA], und [HA] völlig abgesondert wird, kann Begriff fallen gelassen sein:

:

Eine andere Beziehung, die zufrieden sein muss, ist als der electroneutrality Grundsatz oder die Anklage-Gleichgewicht-Gleichung bekannt, und ist die Behauptung, dass die Gesamtanklage der Lösung Null sein muss. So muss die Summe aller negativen Ion-Anklagen der Summe der positiven Ion-Anklagen gleichkommen. Das, kann geschrieben werden

:

Für eine starke Säure kann man C im Platz verwenden, und [OH] von dieser Gleichung beseitigen, indem man den Wert einsetzt, ist auf die Gleichgewicht-Gleichung für Wasser, [OH] = K / [H] zurückzuführen gewesen. So,

:

Das in die Form einer quadratischen Gleichung, stellend

:

Der für [H] sogleich gelöst wird.

Zum Beispiel, um den pH einer Lösung 5×10M von HCl zu finden, bemerken Sie zuerst, dass diese Konzentration im Vergleich zur Grundlinie-Konzentration von [H] in Wasser (10) klein ist. So sollte die quadratische Gleichung, die oben abgeleitet ist, verwendet werden.

:::

Schwache Säuren und Basen

Das Problem würde in diesem Fall sein, den pH einer Lösung einer spezifischen Konzentration einer Säure zu bestimmen, wenn der pK oder K dieser Säure (saure Trennung unveränderlich) gegeben werden.

In diesem Fall wird die Säure nicht völlig abgesondert, aber der Grad der Trennung wird durch die Gleichgewicht-Gleichung für diese Säure gegeben:

:

Das Massengleichgewicht und die Anklage-Gleichgewicht-Gleichungen können hier ebenso angewandt werden, aber im Fall von einer schwachen Säure wird die Säure nicht völlig abgesondert, und so ist die Annahme>> [HA] nicht gültig. Deshalb ist die Massengleichgewicht-Gleichung

:

Wenn die Säure nicht sehr schwach ist, oder die Konzentration sehr verdünnt ist, ist es angemessen anzunehmen, dass die Konzentration von [H] viel größer ist als die Konzentration [OH]. Diese Annahme vereinfacht die Berechnung und kann nachgeprüft werden, nachdem das Ergebnis gefunden wird. Bemerken Sie, dass das zur Annahme gleichwertig ist, dass der PH-Wert niedriger ist als ungefähr 6. Mit dieser Annahme ist die Anklage-Gleichgewicht-Gleichung

:

Es gibt drei Gleichungen mit drei unknowns ([H], und [HA]), der für [H] gelöst werden muss. Die Massengleichgewicht-Gleichung erlaubt, für [HA] in Bezug auf [H] zu lösen:

:

Und dann stecken Sie diese in die Gleichgewicht-Gleichung für die Säure ein

:

Ordnen Sie das um, um es in der Form einer quadratischen Gleichung, zu stellen

:

Der EIS-Tisch — ein mnemonisches Gerät, für das Massengleichgewicht und die Anklage-Gleichgewicht-Gleichungen für eine gegebene Reaktion, durch die Erklärung der Bewegungen der sauren Moleküle und der Anklagen durchzuführen — kann verwendet werden, um von den Unterschieden in Konzentrationen vorher und nach der Reaktion zu bewerten. Die abgeleitete Gleichung durch das Verwenden des EIS-Tisches ist dasselbe als die quadratische Gleichung, die oben gegeben ist.

Denken Sie zum Beispiel ein Problem, den pH einer 0.01M Lösung von Benzoesäure, vorausgesetzt, dass, für diese Säure, K = 6.5×10 (pK = 4.19) zu finden.

Die Gleichgewicht-Gleichung für diese Reaktion ist

:

Man kann [OH] Konzentration vernachlässigen, hoffend, dass die Endantwort pH] = sein wird, und die Gleichgewicht-Gleichung wird

:

Die Massengleichgewicht-Gleichung ist

:

Das Lösen dafür trägt [HA]

:

und das Einstecken davon in die equilbrium Gleichung, läuft auf die quadratische Gleichung hinaus

::

Der die Antwort gibt

::

So die Annahme, dass pH] Konzentration gut ignoriert werden könnte.

pH in der Natur

vom pH abhängige Pflanzenpigmente, die als PH-Hinweise verwendet werden können, kommen in vielen Werken, einschließlich des Hibiskus, roten Kohls (anthocyanin) und roten Weins vor.

Meerwasser

Der pH des Meerwassers spielt eine wichtige Rolle im Kohlenstoff-Zyklus des Ozeans, und es gibt Beweise der andauernden durch Kohlendioxyd-Emissionen verursachten Ozeanansäuerung. Jedoch wird PH-Maß durch die chemischen Eigenschaften des Meerwassers kompliziert, und mehrere verschiedene PH-Skalen bestehen in der chemischen Meereskunde.

Als ein Teil seiner betrieblichen Definition der PH-Skala definiert der IUPAC eine Reihe von Pufferlösungen über eine Reihe von PH-Werten (häufig angezeigt mit NBS oder NIST Benennung). Diese Lösungen haben eine relativ niedrige Ionenstarke (~0.1) im Vergleich zu diesem des Meerwassers (~0.7), und werden demzufolge für den Gebrauch im Charakterisieren des pH des Meerwassers seit den Ionenstarke-Unterschied-Ursache-Änderungen im Elektrode-Potenzial nicht empfohlen. Um dieses Problem aufzulösen, wurde eine alternative Reihe von auf dem künstlichen Meerwasser gestützten Puffern entwickelt. Diese neue Reihe löst das Problem von Ionenstarke-Unterschieden zwischen Proben und den Puffern auf, und die neue PH-Skala wird die Gesamtskala, häufig angezeigt als pH genannt.

Die Gesamtskala wurde mit einem mittleren definiert, der Sulfat-Ionen enthält. Diese Ionen erfahren protonation, H + SO HSO, solch, dass die Gesamtskala die Wirkung von beiden Protonen (freie Wasserstoffionen) und Wasserstoffsulfat-Ionen einschließt:

: [H] = [H] + [HSO]

Eine alternative Skala, die freie Skala, hat häufig pH angezeigt, lässt diese Rücksicht weg und konzentriert sich allein auf [H], im Prinzip es eine einfachere Darstellung der Wasserstoffion-Konzentration machend. Nur [H] kann bestimmt werden, deshalb muss [H] mit [SO] und die Stabilität geschätzt werden, die von HSO, K unveränderlich ist:

: [H] = [H]  [HSO] = [H] (1 + [SO] / K)

Jedoch ist es schwierig, K im Meerwasser zu schätzen, das Dienstprogramm der sonst mehr aufrichtigen freien Skala beschränkend.

Eine andere Skala, die als die Meerwasser-Skala bekannt ist, hat häufig pH angezeigt, zieht eine weitere protonation Beziehung zwischen Wasserstoffionen und Fluorid-Ionen, H + F HF in Betracht. Auf den folgenden Ausdruck für [H] hinauslaufend:

: [H] = [H] + [HSO] + [HF]

Jedoch ist der Vorteil, diese zusätzliche Kompliziertheit zu denken, auf den Überfluss am Fluorid im Medium abhängig. Im Meerwasser, zum Beispiel, kommen Sulfat-Ionen bei viel größeren Konzentrationen (> 400mal) vor als diejenigen des Fluorids. Demzufolge, zu den meisten praktischen Zwecken, ist der Unterschied zwischen den Gesamtskalen und Meerwasser-Skalen sehr klein.

Die folgenden drei Gleichungen fassen die drei Skalen des pH zusammen:

:pH =  Klotz [H]

:pH =  Klotz ([H] + [HSO]) =  Klotz [H]

:pH =  Klotz ([H] + [HSO] + [HF]) =  Klotz [H]

In praktischen Begriffen unterscheiden sich die drei Meerwasser-PH-Skalen in ihren Werten durch bis zu 0.12 PH-Einheiten, Unterschiede, die viel größer sind als die Genauigkeit von PH-Maßen normalerweise erforderlich, insbesondere in Bezug auf das Karbonat-System des Ozeans. Da es Rücksicht des Sulfats und der Fluorid-Ionen weglässt, ist die freie Skala sowohl von den Gesamtskalen als auch von Meerwasser-Skalen bedeutsam verschieden. Wegen der Verhältnisunwichtigkeit vom Fluorid-Ion unterscheiden sich die Gesamtskalen und Meerwasser-Skalen nur sehr ein bisschen.

Lebende Systeme

sich aus Abnahme im Körper-pH ergebend.]]

Der pH von verschiedenen Zellabteilungen, Körperflüssigkeiten und Organen wird gewöhnlich in einem Prozess genannt saure Basis homeostasis dicht geregelt.

Der pH des Bluts ist gewöhnlich mit einem Wert des pH 7.365 ein bisschen grundlegend. Dieser Wert wird häufig physiologischen pH in der Biologie und Medizin genannt.

Fleck kann eine lokale acidic Umgebung schaffen, die auf Zahn-Zerfall durch demineralisation hinauslaufen kann.

Enzyme und andere Proteine haben eine optimale PH-Reihe und können inactivated oder denaturiert außerhalb dieser Reihe werden.

Die allgemeinste Unordnung in der sauren Basis homeostasis ist Azidose, was eine saure Überlastung im Körper bedeutet, der allgemein durch den pH definiert ist, der unten 7.35 fällt.

Im Blut kann pH vom bekannten Grundübermaß geschätzt werden (zu sein) und Bikarbonat-Konzentration (HCO) durch die folgende Gleichung:

Extreme des pH

pH wird normalerweise in einer Reihe 0-14 gemessen. Jedoch wegen des Weges wird pH berechnet, es ist möglich, negativen pH und pH oben 14 zu haben. Jedoch sollte es bemerkt werden, dass berichtete Werte außerhalb der Reihe 0-14 etwas umstritten sind, weil der Mess-pH außer dieser Reihe schwierig wird.

Entscheidungslauf von Gruben oder hat meiniger tailings kann einige von den meisten acidic pHs jemals erzeugen, berichtet; mit negativen pHs gemessen und hat in der Literatur so niedrig berichtet wie pH 3.6.

Siehe auch

• Azidose
• Alkalinität
• Alkalosis
• PH-Meter
• PH-Hinweis

Links