Kaj je pH? Lestvica kislosti, formula, enote in primeri

pH je lestvica kislosti in alkalnosti, običajno izražena na razponu od 0 do 14. Pove, kako kisla ali alkalna je snov: bolj kisle raztopine imajo nižji pH, bolj alkalne pa višji pH. Snovi, ki niso kisle ali alkalne (tj. nevtralne raztopine), imajo pH približno 7. Kisline imajo pH manjši od 7, alkalije (baze) pa pH večji od 7.

pH je merilo koncentracije protonov (H+) oziroma hidronijevih ionov v raztopini. Koncept je leta 1909 uvedel S.P.L. Sørensen. P pomeni nemško potenz (moč, potenca ali stopnja), H pa označuje vodikov ion (H+).

Kako se izračuna pH

Najpogostejša formula za izračun pH je:

pH = - log 10 [ H + ] {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}

[H+] označuje koncentracijo ionov H+ (zapisano tudi [H3O+], enako koncentracijo hidronijevih ionov), merjeno v molih na liter (molarnost). V praksi to pomeni, da če je [H+] = 1 × 10^-3 mol/L, je pH = 3, ker pH = -log10(1×10^-3) = 3. Če je [H+] = 1×10^-7 mol/L (kot pri čisti vodi pri 25 °C), je pH = 7.

Vendar je natančnejša definicija pH povezana z aktivnostjo ionov:

pH = - log 10 [ a H + ] {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[a_{\mathrm {H^{+}}} }\right]}

kjer a H + {\displaystyle a_{\mathrm {H^{+}} }} označuje aktivnost ionov H+. Aktivnost upošteva učinke interakcij in neidealnosti v raztopini, zato je zlasti pri visoko koncentriranih raztopinah pomembna. V večini uvodnih primerov pa koncentracija ([H+]) praktično zadostuje in da približno enako vrednost kot uporaba aktivnosti.

pH, pOH in konstanta ionskega produkta vode (Kw)

Za bazične raztopine pogosto uporabljamo tudi pOH:

• pOH = -log10[OH-]
• pri 25 °C velja razmerje: pH + pOH = pKw, kjer je pKw = 14 (ker je Kw = [H+][OH-] ≈ 1×10^-14 mol²/L² pri 25 °C).

Tako na primer raztopina z [OH-] = 1×10^-2 mol/L ima pOH = 2 in pri 25 °C pH ≈ 12.

Merjenje pH

pH se meri na več načinov:

• pH-elektrode (pH-meter): dajejo kvantitativne vrednosti z natančnostjo pogosto 0,01–0,1 pH enote; zahtevajo kalibracijo z znanimi standardi.
• pH-indikatorji (barvne snovi, npr. fenolftalein, bromtimol modro) in pH-papir (litmus) dajejo hitro orientacijsko oceno, vendar niso tako natančni kot elektronske meritve.

Praktični primeri in tipične vrednosti

• Čista voda (pri 25 °C): pH ≈ 7
• Sok limone: pH ≈ 2
• Želodčna kislina: pH ≈ 1 (odvisno od koncentracije)
• Krv (človek): pH ≈ 7,35–7,45 (ozko regulirano zaradi biokemijskih procesov)
• Hišna čistila (npr. belilo): pH ≈ 12–13
• Močne kisline (koncentrirana) ali baze lahko imajo pH < 0 ali > 14 — to je mogoče zato, ker pri zelo visokih koncentracijah koncentracija ali aktivnost ionov preseže vrednosti, ki ustrezajo obsegu 0–14.

Zakaj je pH pomemben

pH vpliva na kemične reakcije, topnost snovi, biološke procese in delovanje katalizatorjev. V biologiji je natančno vzdrževanje pH (npr. v krvi ali v celicah) ključno za delovanje encimov in metabolizmov. V okolju pH vpliva na kakovost vode in tal ter na razpoložljivost hranil in težkih kovin. V industriji pH uravnavajo pri proizvodnji hrane, farmaciji, kemikalij in čiščenju odpadnih voda.

Vpliv temperature in mešanih učinkov

Vrednost Kw in posledično zveza pH + pOH = 14 veljata približno pri 25 °C; pri drugačni temperaturi se pKw spremeni, zato se pH raztopine (pri enaki [H+]) lahko nekoliko spremeni z temperaturo. Poleg temperature lahko ionska moč raztopine in prisotnost soli vplivata na aktivnost ionov in zato na izračunani pH.

Opombe o aktivnosti in natančnosti

Pri razredčenih raztopinah in osnovni kemiji koncentracija [H+] zadostuje kot ocena pH. Pri visoko koncentriranih kislinah in bazah ali pri natančnih analizah pa je treba upoštevati aktivnost, ionsko moč in kalibracijo merilne opreme. V praksi se zato za natančne meritve uporabljajo standardi in korekcije za temperaturo ter ionsko moč.

Večina snovi ima pH od 0 do 14, čeprav imajo lahko zelo kisle ali alkalne snovi pH < 0 ali pH > 14.

Alkalne snovi imajo namesto vodikovih ionov koncentracijo hidroksidnih ionov (OH-).