Ο δεκαδικός λογάριθμος του αντίστροφου της δραστηριότητας ιόντων υδρογόνου, aH+, σε ένα διάλυμα χρησιμοποιείται για τον υπολογισμό του pH.

pH =-log[aH+]

Για παράδειγμα, το όρισμα του λογάριθμου για ένα διάλυμα με δραστηριότητα ιόντων υδρογόνου 5×10-6 (σε αυτό το επίπεδο, αυτός είναι ουσιαστικά ο αριθμός των γραμμομορίων ιόντων υδρογόνου ανά λίτρο διαλύματος) είναι 1/(5×10-6) =2×105; Συνεπώς, το pH ενός τέτοιου διαλύματος είναι log10(2×105) =5,3. Ας εξετάσουμε την ακόλουθη απεικόνιση:Σχεδόν 18 g ιόντων υδρογόνου που έχουν διαχωριστεί υπάρχουν σε 107 moles καθαρού (pH 7) νερού ή 180 μετρικούς τόνους (18×107 g).

Είναι σημαντικό να θυμάστε ότι το pH επηρεάζεται από τη θερμοκρασία. Το καθαρό νερό, για παράδειγμα, έχει pH 7,47 στους 0 βαθμούς Κελσίου. Είναι 7,00 βαθμοί Κελσίου στους 25 βαθμούς Κελσίου και 6,14 βαθμοί Κελσίου στους 100 βαθμούς Κελσίου.

p[H]

Αυτός ήταν ο αρχικός ορισμός του Srensen το 1909, ο οποίος αντικαταστάθηκε το 1924 από το pH. Στη σύγχρονη χημεία, το [H] υποδηλώνει τη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου, η οποία φαίνεται να έχει μονάδες συγκέντρωσης. Η θερμοδυναμική δραστηριότητα του Η+ σε αραιό διάλυμα θα πρέπει να αντικατασταθεί από [H+]/c0, με c0 =1 mol/L ως συγκέντρωση κατάστασης αναφοράς. Αυτή η αναλογία είναι ένας καθαρός αριθμός με καθορισμένο λογάριθμο.

Ωστόσο, εάν το ηλεκτρόδιο είναι βαθμονομημένο ως προς τις συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου, είναι εφικτό να μετρηθεί απευθείας η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου. Η ογκομέτρηση ενός διαλύματος γνωστής συγκέντρωσης ενός ισχυρού οξέος με ένα διάλυμα γνωστής συγκέντρωσης ενός ισχυρού αλκαλίου παρουσία λογικά υψηλής συγκέντρωσης ηλεκτρολύτη υποβάθρου είναι μια μέθοδος που έχει χρησιμοποιηθεί ευρέως. Επειδή οι ποσότητες οξέος και αλκαλίου είναι γνωστές, ο υπολογισμός της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου για τη σύνδεση του μετρούμενου δυναμικού με τις συγκεντρώσεις είναι απλός. Συνήθως, χρησιμοποιείται μια γραφική παράσταση Gran για τη βαθμονόμηση του συστήματος. Η χρήση αυτής της προσέγγισης έχει ως αποτέλεσμα να γίνει η δραστηριότητα ίση με την αριθμητική τιμή της συγκέντρωσης.

Σε ένα μέσο παρόμοιο με αυτό που ερευνήθηκε, το γυάλινο ηλεκτρόδιο (και άλλα επιλεκτικά ηλεκτρόδια ιόντων) θα πρέπει να βαθμονομηθεί. Εάν κάποιος θέλει να δοκιμάσει το pH ενός δείγματος θαλασσινού νερού, για παράδειγμα, το ηλεκτρόδιο θα πρέπει να βαθμονομηθεί σε διάλυμα με χημική σύνθεση παρόμοια με το θαλασσινό νερό, όπως περιγράφεται παρακάτω.

Η διαφορά μεταξύ p[H] και pH δεν είναι σημαντική. pH =p[H] + 0,04 είναι αυτό που αναφέρθηκε[15]. Η λέξη "pH" χρησιμοποιείται συνήθως για να αναφέρεται και στα δύο είδη μετρήσεων.

δείκτες pH

Χρησιμοποιώντας το γεγονός ότι το χρώμα των δεικτών ποικίλλει ανάλογα με το pH, μπορούν να χρησιμοποιηθούν για την παρακολούθηση του pH. Το χρώμα ενός διαλύματος δοκιμής μπορεί να συγκριθεί οπτικά με ένα τυπικό χρωματολόγιο για να ληφθεί μια ένδειξη pH που είναι ακριβής στον πλησιέστερο ακέραιο. Το χρώμα μπορεί να μετρηθεί φασματοφωτομετρικά με χρωματόμετρο ή φασματοφωτόμετρο για πιο ακριβή αποτελέσματα. Μια καθολική ένδειξη αποτελείται από μια ομάδα δεικτών που εμφανίζουν μια συνεχή χρωματική μετατόπιση από το pH 2 στο pH 10 με την πάροδο του χρόνου. Το χαρτί γενικής ένδειξης αποτελείται από απορροφητικό χαρτί που έχει εμποτιστεί με τον γενικό δείκτη. Μια άλλη προσέγγιση για τη μέτρηση του pH είναι η χρήση ηλεκτρονικού μετρητή pH.

pOH

Η συγκέντρωση των ιόντων υδροξειδίου, ΟΗ, μερικές φορές εκφράζεται ως pOH. Οι μετρήσεις pH χρησιμοποιούνται για τον υπολογισμό των τιμών pOH. Η συγκέντρωση των ιόντων υδροξειδίου στο νερό σχετίζεται με τη συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου κατά

[OH-]=Kw/[H+]

εδώ KW είναι η σταθερά αυτοιονισμού του νερού. Λαμβάνοντας λογάριθμο

pOH=pKw – pH

Σε θερμοκρασία περιβάλλοντος, το pOH ισούται με 14 pH. Ωστόσο, σε ορισμένες περιπτώσεις, όπως μετρήσεις αλκαλικότητας εδάφους.

Υπολογισμοί pH

Ο υπολογισμός χημικής ειδογένεσης είναι μια μαθηματική τεχνική για τον υπολογισμό των ποσοτήτων όλων των χημικών ειδών που υπάρχουν σε ένα διάλυμα που περιέχει οξέα και/ή βάσεις. Το είδος της λύσης καθορίζει την πολυπλοκότητα της διαδικασίας. Τα ισχυρά οξέα και οι βάσεις δεν απαιτούν υπολογισμούς, εκτός από ακραίες περιπτώσεις. Για να προσδιοριστεί το pH ενός διαλύματος ασθενούς οξέος, πρέπει να λυθεί μια τετραγωνική εξίσωση. Μπορεί να απαιτείται μια κυβική εξίσωση για τον προσδιορισμό του pH ενός διαλύματος ασθενούς βάσης. Στη γενική περίπτωση, πρέπει να λυθεί ένα σύνολο μη γραμμικών ταυτόχρονων εξισώσεων.

Το γεγονός ότι το νερό είναι και ασθενές οξύ και αδύναμη βάση προσθέτει στην πολυπλοκότητα (βλ. αμφοτερισμό). Σύμφωνα με την ισορροπία, διασπάται ως:

2 H2O ⇌ H3O+ (aq) + OH− (aq)

&η σταθερά διάστασής του ορίζεται ως:

Kw =[H+][OH-]/M2

όπου [H+] =συμπ. του υδ. Ιόν υδρονίου 

[OH−] =συμπ. του ιόντος υδροξειδίου.

 Αυτή η ισορροπία πρέπει να λαμβάνεται υπόψη σε υψηλό pH και όταν η συγκέντρωση διαλυμένης ουσίας είναι εξαιρετικά χαμηλή.

Ισχυρά οξέα και βάσεις

Τα ισχυρά οξέα και βάσεις είναι ουσίες που διασπώνται πλήρως στο νερό για πρακτικούς σκοπούς. Αυτό δείχνει ότι η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου σε ένα όξινο διάλυμα μπορεί να θεωρηθεί ότι είναι ίση με τη συγκέντρωση του οξέος σε τυπικές περιπτώσεις.

 pH =-logarithm10 συμπ.

Παράδειγμα ισχυρού οξέος είναι το HCl. Ένα διάλυμα HCl 0,01 Μ έχει pH log10 (0,01), το οποίο ισούται με pH =2. Μια ισχυρή βάση, όπως το υδροξείδιο του νατρίου (NaOH), είναι ένα παράδειγμα. Ένα διάλυμα NaOH 0,01M έχει τιμή p[OH] log10(0,01), που σημαίνει p[OH] =2. Σύμφωνα με τον ορισμό του p[OH] στο τμήμα pOH παραπάνω, το pH είναι περίπου 12. Το αυτο- Η ισορροπία ιονισμού πρέπει να λαμβάνεται υπόψη για διαλύματα υδροξειδίου του νατρίου σε μεγαλύτερες συγκεντρώσεις.

Όταν οι συγκεντρώσεις είναι εξαιρετικά χαμηλές, πρέπει επίσης να λαμβάνεται υπόψη ο αυτοϊοντισμός. Θεωρήστε ένα διάλυμα υδροχλωρικού οξέος με συγκέντρωση 5×10-8M. Σύμφωνα με τη βασική διαδικασία που περιγράφηκε παραπάνω, έχει pH 7,3. Ένα όξινο διάλυμα πρέπει να έχει pH μικρότερο από 7, επομένως αυτό είναι σαφώς λανθασμένο. Ένα pH 6,89 επιτυγχάνεται με την επεξεργασία του συστήματος ως μίγματος υδροχλωρικού οξέος και του αμφοτερικού υλικού νερού.

Ασθενή οξέα και βάσεις

Χρησιμοποιώντας τον ίδιο φορμαλισμό, μπορεί να αντιμετωπιστεί ένα ασθενές οξύ ή το συζευγμένο οξύ μιας αδύναμης βάσης

• Οξύ HA: HA ⇌ H+ + A−

• Βάση A: HA+ ⇌ H+ + A

Ακολουθεί ο τρόπος με τον οποίο ορίζεται μια σταθερά διάστασης οξέος. Για λόγους απλότητας, τα ηλεκτρικά φορτία εξαιρούνται από τις ακόλουθες εξισώσεις.

             Ka=[H] [A] / [HA]

και η αξία του πιστεύεται ότι βρέθηκε μέσω πειραματισμού. Εξαιτίας αυτού, υπάρχουν τρεις άγνωστες συγκεντρώσεις προς υπολογισμό:[HA], [H+] και [A]. Απαιτούνται δύο ακόμη εξισώσεις. Η εφαρμογή του κανόνα της διατήρησης μάζας στα δύο «αντιδραστήρια» Η και Α είναι μια τεχνική για την παροχή τους.

CA =[A] + [HA]

CH =[H] + [HA]

Η αναλυτική συγκέντρωση συμβολίζεται με το γράμμα C. Σε κάποια βιβλιογραφία, χρησιμοποιείται μια εξίσωση ισοζυγίου φορτίου αντί για εξίσωση ισοζυγίου μάζας. Αυτό είναι αρκετό σε βασικές περιστάσεις όπως αυτή, αλλά είναι πιο δύσκολο να χρησιμοποιηθεί σε πιο περίπλοκες περιπτώσεις όπως αυτές που αναφέρονται παρακάτω. Υπάρχουν τώρα τρεις εξισώσεις σε τρεις άγνωστους, επιπλέον της εξίσωσης που καθορίζει το Ka. Όταν ένα οξύ διαλύεται στο νερό, η συγκέντρωση του οξέος είναι CA =CH =Ca, επομένως [A] =[H]. Μετά από κάποιους περαιτέρω αλγεβρικούς χειρισμούς, μπορεί να παραχθεί μια εξίσωση συγκέντρωσης ιόντων υδρογόνου.

[H]2 + Ka [H] – KaCa =0

Η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου λαμβάνεται με την επίλυση αυτής της τετραγωνικής εξίσωσης, και ως εκ τούτου p[H] ή pH.

Ένας πρόσθετος παράγοντας προστίθεται στην εξίσωση ισοζυγίου μάζας για το υδρογόνο σε αλκαλικά υγρά. Η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου μειώνεται με την προσθήκη υδροξειδίου και η συγκέντρωση ιόντων υδροξειδίου περιορίζεται από την ισορροπία αυτοιονισμού ώστε να είναι ίση με Kw/[H].

CH =( [H] + [HA] – Kw ) / [H]

Η εξίσωση που προκύπτει θα είναι κυβική σε [H].

Ακραία pH

Επειδή ο νόμος Nernst καταρρέει κατά τη μέτρηση του pH κάτω από περίπου 2,5 (περίπου 0,003 mol/dm3 οξύ) και πάνω από περίπου 10,5 (περίπου 0,0003 mol/dm3 αλκαλικό), απαιτούνται ειδικές μέθοδοι κατά τη χρήση του γυάλινο ηλεκτρόδιο. Αυτό οφείλεται σε μια σειρά αιτιών. Τα δυναμικά σύνδεσης υγρού δεν μπορούν να θεωρηθούν ότι είναι ανεξάρτητα από το pH. Επίσης, επειδή ένα υψηλό pH υποδηλώνει ότι το διάλυμα είναι συγκεντρωμένο, η ιοντική ισχύς αλλάζει τα δυναμικά των ηλεκτροδίων. Επειδή το ηλεκτρόδιο γίνεται ευαίσθητο στη συγκέντρωση κατιόντων όπως Na+ και K+ στο διάλυμα σε υψηλό pH, το γυάλινο ηλεκτρόδιο μπορεί να επηρεαστεί από «αλκαλικό λάθος». Διατίθενται ειδικά σχεδιασμένα ηλεκτρόδια για να μετριαστούν ορισμένα από αυτά τα προβλήματα.

Η απορροή από ορυχεία ή απορρίμματα ορυχείων μπορεί να παράγει πολύ χαμηλές τιμές pH.

Εφαρμογές

Το καθαρό νερό είναι μια ουδέτερη ουσία. Όταν ένα οξύ διαλύεται στο νερό, το pH πέφτει κάτω από 7 (στους 25 βαθμούς Κελσίου). Το pH του νερού θα είναι περισσότερο από 7 όταν μια βάση, ή αλκάλιο, διαλυθεί σε αυτό. Ένα pH 0 βρίσκεται σε διάλυμα ισχυρού οξέος, όπως το υδροχλωρικό οξύ, με συγκέντρωση 1 mol dm3. Ένα pH 14 βρίσκεται σε διάλυμα ισχυρού αλκαλίου, όπως το υδροξείδιο του νατρίου, με συγκέντρωση 1 mol dm3. Ως αποτέλεσμα, οι παρατηρούμενες τιμές pH θα πέφτουν γενικά μεταξύ 0 και 14, ενώ αρνητικές μετρήσεις pH και τιμές υψηλότερες από 14 είναι επίσης πιθανές. Επειδή το pH είναι μια λογαριθμική κλίμακα, μια αλλαγή κατά μία μονάδα pH αντιστοιχεί σε δεκαπλάσια αλλαγή στη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου.

Ωστόσο, εάν το ηλεκτρόδιο είναι βαθμονομημένο ως προς τις συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου, είναι εφικτό να μετρηθεί απευθείας η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου. Η ογκομέτρηση ενός διαλύματος γνωστής συγκέντρωσης ενός ισχυρού οξέος με ένα διάλυμα γνωστής συγκέντρωσης ενός ισχυρού αλκαλίου παρουσία λογικά υψηλής συγκέντρωσης ηλεκτρολύτη υποβάθρου είναι μια μέθοδος που έχει χρησιμοποιηθεί ευρέως. Επειδή οι ποσότητες οξέος και αλκαλίου είναι γνωστές, ο υπολογισμός της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου για τη σύνδεση του μετρούμενου δυναμικού με τις συγκεντρώσεις είναι απλός. Συνήθως, χρησιμοποιείται μια γραφική παράσταση Gran για τη βαθμονόμηση του συστήματος. Η χρήση αυτής της προσέγγισης έχει ως αποτέλεσμα να γίνει η δραστηριότητα ίση με την αριθμητική τιμή της συγκέντρωσης. Επειδή η δραστηριότητα των ιόντων υδρογόνου και υδροξειδίου εξαρτάται από την ιοντική ισχύ, το pH του ουδέτερου διαλύματος NaCl θα αλλάξει κάπως από αυτό του ουδέτερου καθαρού νερού. Ως αποτέλεσμα, το Kw ποικίλλει ανάλογα με την ιοντική ισχύ.

Όταν το καθαρό νερό έρχεται σε επαφή με τον αέρα, γίνεται ελαφρώς όξινο. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το νερό απορροφά διοξείδιο του άνθρακα από τον αέρα, το οποίο στη συνέχεια μετατρέπεται σε διττανθρακικά και ιόντα υδρογόνου με την πάροδο του χρόνου (δημιουργώντας ουσιαστικά ανθρακικό οξύ).

Συμπέρασμα 

Τέλος, η τιμή του pH αντικατοπτρίζει πόσα ιόντα υδρογόνου (H+) έχουν διαχωριστεί από τα μόρια σε ένα διάλυμα. Όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων Η+ σε ένα διάλυμα και όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο χαμηλότερη είναι η τιμή του pH. Ομοίως, καθώς αυξάνεται το pH, η συγκέντρωση των ιόντων Η+ στο διάλυμα μειώνεται και το οξύ γίνεται πιο αδύναμο.