pH

Mula sa Wikipediang Tagalog, ang malayang ensiklopedya
Tumalon sa: nabigasyon, hanapin

Ang pH (nangangahulugang porsyento ng hidroheno) ay sukat ng kaasiman (acidity) ng isang solusyon ayon sa kilos ng mga iong hidroheno (H+) (hydrogen ions) sa loob nito. Sa mga malabnaw (dilute) na solusyon, mas madaling gamitin ang molaridad (mol/L) ng mga ion ng hidroheno kaysa sa aktibidad nito (subalit hindi angkop ito sa mga matatapang na konsentrasyon [1] [2] ).

Sa mga sistemang tubigin (aqueous systems), ang kilos ng iong hidroheno ay dinidiktahan ng konstant ng disosasyon ng tubig (Kw = 1.011 × 10−14 M2 sa 25 °C) at pagniniig sa ibang mga ion sa solusyon. Dahil sa konstant ng disosasyon na ito, ang isang neutral na solusyon (ang aktibidad ng iong hidroheno at iong hidroksido (hydroxide) ay magkatumbas) ay may pH na halos katumbas na 7. Ang mga solusyong tubigin (aqueous solution) na may pH na mababa sa 7 ay tinatawag na asidiko (maasim) habang ang may pH na mahigit sa 7 ay basiko (mapakla).

Si S.P.L. Sørensen noong 1909 ang nagpakilala sa konseptong ito at sinasabing nangangahulugan ng "pondus hydrogenii" sa Latin. [3] Gayunman, maraming sources ang naglalagay na galing ito katagang Pranses na pouvoir hydrogène. [4] [5] [6] na sa Ingles, "hydrogen power," [4] [5] [6] "power of hydrogen," [7] [8] o "potential of hydrogen" ang kahulugan ng pH[3] [9] [10] Sinasabing ang lahat ng ito ay tama.

Pagtatakda[baguhin]

Kahit na ang pH ay isinusulat ng walang yunit, hindi ito isang arbitraryong sukat. Ang bilang nito ay mula sa isang pagtatakda ayon sa kilos (aktibidad) ng mga iong hidroheno sa solusyon. Ang sukat pH ay logaritmo ng kabaliktarang representasyon ng relatibong tapang (konsentrasyon) ng protong hidroheno (H+). Maraming sukat ay tuwid at ang banayad ang pagtaas nila. Sa sukat pH, ang pagtaas ng halaga ng isang bilang ay kumakatawan sa 10 beses na halaga sa tapang. Halimbawa, ang pagpapalit ng pH mula 2 hanggang 3 ay kumakatawan sa pagbaba ng 10 beses sa kabuuang tapang ng iong hidroheno, at ang pagpapalit ng pH mula 2 hanggang 4 ay kumakatawan sa pagbaba ng 100 beses sa kabuuang tapang ng iong hidroheno.

Ang tamang pormula sa pagtutuos ng pH ay:

\mbox{pH} = -\log_{10}{(a_{\mathrm{H^+}})}

ang aH+ ay nagpapakita sa aktibidad ng H+ ions, at walang yunit ito.

Sa mga malalabnaw na solusyon (tulad ng karaniwang tubig), ang aktibidad ay halos katumbas ng numerikong halaga ng konsentrasyon ng iong H+, na ipinakikita na [H+] (o sa mas tumpak na pagsulat nito bilang iong hidronio [H3O+]), na sinusukat sa moles por litro (na tinatawag ding molaridad o molarity). Dahil dito, madaling itakda ang pH bilang:

\mbox{pH} \approx -\log_{10}{\frac{[\mathrm{H^+}]}{1~\mathrm{mol/L}}} = -\log_{10} {\left|[\mathrm{H^+}]\right|}

Sa dalawang pagtatakda, ang log10 ay nangangahulugan ng logaritmong base sa 10 (base-10 logarithm), at kaya itinatakda ang pH bilang logaritmong sukat ng kaasiman. Ang diretsong bara na nangangahulugang absolutong halaga ay nagpapakita na isang kantidad na walang yunit ang pH. Halimbawa, kapag ang isang limonada na may H+ konsentrasyon ng 0.0050 moles por litro, ang pH nito ay:

\mbox{pH}_{\mathrm{limonada}} \approx -\log_{10}{\left|0.0050~\mathrm{mol/L}\right|} = -\log_{10}{(0.0050)}
\mbox{pH}_{\mathrm{limonada}} \approx 2.3

Ang isang solusyon na may pH = 8.2 ay may [H+] konsentrasyon ng 10−8.2 mol/L, o halos 6.31 × 10−9 mol/L. Kaya, ang kanyang aktibidad ng hidroheno aH+ ay halos 6.31 × 10−9. Ang isang solusyong may [H+] konsentrasyon ng 4.5 × 10−4 mol/L ay may halagang pH ng 3.35.

Ang pH na 7 ng isang solusyon sa 25 °C ay nagpapakita ng neutralidad (i.e. ang pH ng dalisay na tubig) sa dahilang ang tubig ay likas na naghihiwalay sa iong H+ at OH na may magkapantay na tapang ng 1×10−7 mol/L. Ang pababang halaga ng pH (halimbawa pH 3) ay nagpapahiwatig ng pagtaas sa tapang ng asim at ang mataas ng halaga ng pH (halimbawa pH 11) ay nagpapahiwatig ng tapang ng pakla (alkalino). Tandaan na ang isang dalisay na tubig kapag nakalantad sa himpapawid ay humihigop ng dioksido ng carbon (carbon dioxide) na kung saan ang ilan ay sasanib sa tubig upang maging asido carbonico at H+ na magpapababa sa pH sa halos 5.7.

Ang isang neutral na pH sa 25 °C ay hindi eksaktong 7. Ang pH ay isang halagang eksperimental at dahil dito may kakambal itong kamalian. Ang konstant ng disosasyon ng tubig ay (1.011 ± 0.005) × 10−14, kaya ang pH ng tubig sa 25 °C ay 6.998 ± 0.001. Ang halagang ito ay naaayon sa neutral na pH na 7.00 na may dalawang signipikanteng pigura (significant figures), napakalapit upang ipalagay na eksaktong 7 ito. Ang pH ng tubig ay lumiliit sa pagtaas ng temperatura. Halimbawa, sa 50 °C, ang pH ng tubig ay 6.55 ± 0.01. Ito ay nangangahulugan na ang isang malabnaw na solusyon ay neutral sa 50 °C kapag ang pH nito ay halos 6.55 at ang pH na 7.00 ay alkalino. Karamihan ng mga sustansiyang kimikal ay may pH mula 0 hanggang 14. May ilang ubod asim o ubod pakla (basic) ang may pH ng mababa sa 0 o higit sa 14. Halimbawa ay tubig mula sa minang asido na may konsentrasyong molar ng 3981 at pH = -3.6.

Pila Potensiyal[baguhin]

Ang pH ay maaring ring sukatin sa paggamit ng pila potensiyal (cell potential) ng isang muwestra o sampol:

\mbox{pH} = \frac{\epsilon}{0.059},

kung saan ang epsilon (ε) ay ang elektromotive force (EMF) o pila potensiyal ng isang galvanikong pila.

Hinalaw ang pormula ng pH mula sa paggamit ng Nernst Equation sa pilang konsentrasyon, o galvanikong pila na kung saan ang dalawang kalahating pila ay magkaiba ng konsentrasyon. Ipanikikita ito ng Nernst Equation,

\epsilon = \epsilon^o - \frac{{0.059}}{n} \times \log_{10}{Q}.

Subalit sa isang pilang konsentrasyon, ang εo ay magkatumbas kaya ang ekwasyon ay nagiging

\epsilon = -\frac{{0.059}}{n} \times \log_{10}{Q}.

Sa paggamit ng standard hydrogen electrode (pamantayang elektrodo ng hidroheno), na may H2 gas sa 1 atm at di-alam na molaridad ng H+ ions, at kung saan ang 2 moles ng elektron ang inililipat sa bawat mol ng reaksiyon, maiaayos ang ekwasyon nang ayon sa sumusunod:

\epsilon  = -\frac{0.059}{2} \times \log_{10}{\frac{[\mbox{H}^+]^2}{1^2}}
\epsilon  = -\frac{0.059}{2} \times 2 \times \log_{10}{[\mbox{H}^+]}
\epsilon  = 0.059 \times -\log_{10}{[\mbox{H}^+]}

Ang potensiyal ng hidroheno o pH ay itinatakda bilang − log10 ([H + ]). Dahil dito,

\mbox{pH} = -\log_{10}{[{\mbox{H}^+}]}

o sa pamamagitan ng palitan,

\mbox{pH} = \frac{\epsilon}{0.059}.

Ang “pH” ng ibang sustansiyang kimikal ay masusumpungan din (e.g., potensiyal ng iong pilak (silver ions), o pAg+) sa paghalaw na magkawangking ekwasyon na gumagamit ng parehong paraan. Hindi magkamukha ang mga ekwasyong ito ng potensiyal dahilang ang bilang ng moles ng lumipat na elektron (n) ay iba-iba sa magkakaibang reaksiyon.

Pagtutuos ng pH para sa mahina at matapang na asido[baguhin]

Sa paggamit ng mga tiyak na palagay, maitataya ang halaga pH ng mahihina at matatapang na asido. Sa hinuang Brønsted-Lowry, ang relatibong konsepto ng matapang at mahinang asido, itinatakda na ang isang matapang na asido ay may mas matapang na asido kaysa iong hidronio (H3O+) . Sa kasong ito, ang paghihiwalay na reaksiyon (na sa tunay HX+H2O↔H3O++X ngunit pinasimple bilang HX↔H++X) ay ganap o kumpleto, i.e., walang asidong hindi nakikipagsanib sa solusyon. Kaya ang paghahalo ng isang matapang na asidong HCl sa tubig ay maipapakita ng ganito:

HCl(aq) → H+ + Cl

Ito ay nangangahulugan na sa isang solusyon ng HCl na may tapang na 0.01 mol/L, maitataya na may 0.01 mol/L ding tunaw na iong hidroheno. Ipinakikita sa itaas na ang pH = −log10 [H+]:

pH = −log (0.01)

na katumbas ay 2.

Sa mga mahihinang asido, ang paghihiwalay na reaksiyon ay hindi ganap. May kapanatagan (ekilibrio) sa pagitan ng iong hidroheno at ng binanghay na beis. Ipinakikita sa ibaba ang reaksiyon hanggang sa kapanatagan sa pagitan ng asido metanoiko at ng kanyang mga iono:

HCOOH(aq) ↔ H+ + HCOO

Kinakailangang alamin ang halaga ng konstant ng kapanatagan (ekilibrio) ng pagsasanib sa bawat asido upang tuusin ang kanilang pH. Sa kaisipan ng pH, ang pagtatakdang ito ay tinatawag na konstant ng kaasiman ng asido ngunit ganoon din ang kalalabasan nito.

Ka = [hydrogen ions][acid ions] / [acid]

Sa HCOOH, Ka = 1.6 × 10−4

Sa pagkakalkula ng pH ng isang mahinang asido, karaniwang ipinalalagay na hindi nag-aabuloy ng iong hidroheno ang tubig. Nagpapadali rin ito sa pagtutuos at ang konsentrasyong ibinibigay ng tubig, 1×10−7 mol, ay karaniwang walang halaga sa kabuuan.

Sa 0.1 mol/L solusyon ng asido metanoiko (HCOOH), ang konstant ng kaasiman ay katumbas sa:

Ka = [H+][HCOO] / [HCOOH]

Sa dahilang hindi alam ang dami ang asidong napaghiwalay, ang [HCOOH] ay mababawasan ng katumbas nito habang [H+] at [HCOO] ay tataas ng katumbas na dami. Dahil dito, ang [HCOOH] ay maaring palitan ng 0.1 − x, at ang [H+] at [HCOO] ay mapapalitan ng x, na mabibigay ng sumusunod na ekwasyon:

Sa paglutas nito ang x ay 3.9×10−3, ang konsentrasyong katumbas ng hydrogen ions matapos ang disosasyon. Dahil dito, ang pH ay −log(3.9×10−3), o halos 2.4.

Pagsukat[baguhin]

Some common pH values
Sustansiya pH
Baterya asido
0.5
Asido gastriko (ng tiyan)
1.5 – 2.0
Limon, katas ng
2.4
Cola (inumin)
2.5
Suka
2.9
Dalanghita o mansanas, katas ng
3.5
Serbesa
4.5
Maasim na ulan
<5.0
Kape
5.0
Tsa o malusog na balat
5.5
Gatas
6.5
Dalisay na tubig
7.0
Laway ng malusog na tao
6.5 – 7.4
Dugo
7.34 – 7.45
Tubig dagat
8.0
Sabon sa kamay
9.0 – 10.0
Amonyako pambahay
11.5
Bleach (Clorox)
12.5
Lihiya pambahay
13.5

Masusukat ang pH sa pamamagitan ng:[baguhin]

• Pagdaragdag ng indikador (tagapahiwatig-kulay) ng pH sa pinag-aaralang solusyon. Ang kulay ng indikador ay nagbabago depende sa pH ng solusyon. Ang paggamit ng isang unibersal na indikador na may malawak na baryabilidad sa kulay ay magagamit sa mga patanging (qualitative) pagsusuri habang ang isang indikador ng may makitid na lawak na pH ay magagamit sa mga pantiyak (quantitative) na pagsusuri. May mga instrumento ring magagamit sa pagsusuri ng pH na mag malawak na pH na may higit sa isang kapanatagan (ekilibrio) (ie H2I) kasangkot ang mga specrophotometric na mga pamamaraan upang alamin ang relatibong dami ng bawat bahaging nakadepende sa pH na bumubuo sa solusyon, o

• Paggamit ng pH meter kasama ang mga pH-selective electrodes (pH glass electrode, hydrogen electrode, quinhydrone electrode, ion sensitive field effect transistor at iba pa).


pOH[baguhin]

Mayroon ding pOH, na sa kaisipan ay kabaliktaran ng pH, na sukat ng tapang ng OH ions, o kapaklahan (basicity). Kapag naghiwalay ang tubig at ipinakikita ang [OH] bilang konsentrasyon ng ions nito, ipinakikita ito ng ganito:

\log _{10} K_w  = \log _{10} a_{{\rm{H}}^ +  }  + \log _{10} a_{{\rm{OH}}^ -  }

kung saan Kw ang konstant ng ionisasyon ng tubig. Sa pagpapakita nito sa paggamit ng logarithmic identities,

- 14 = {\rm{log}}_{{\rm{10}}} \,a_{{\rm{H}}^{\rm{ + }} }  + \log _{10} \,a_{{\rm{OH}}^ -  }

makikita natin ang relasyon

at kaya ang

{\rm{pOH}} =  - \log _{10} \,a_{{\rm{OH}}^ -  }  = 14 + \log _{10} \,a_{{\rm{H}}^ +  }  = 14 - {\rm{pH}}

Ang pormulang ito a tama kung ang temperatura = 298.15 K (25 °C) lamang. Natatanggap din ito sa halos lahat na kalkulasyon sa laboratoryo.


Mga Tagapahiwatig-kulay (Indikador)[baguhin]

Ang bulaklak ng hortensia (Hydrangea macrophylla) ay rosas o asul depende at pH ng lupa. Asul ito kung ang lupa ay maasim at rosas naman kapag ang lupa ay mapakla.

Ang tagapahiwatig kulay ay ginagamit upang masukat ang pH ng isang sustansiya sa pamamagitan ng pagpapalit ng kulay kapag nagbabago ang pH. Sumusunod ang mga karaniwang tagapahiwatig: litmus paper (tornasol), phenolphthalein, methyl orange, phenol red, bromothymol blue, and bromocresol purple.

Puntahan rin[baguhin]

Mga Panlabas na links[baguhin]

Mga Batayan[baguhin]