Преглед на кодот на Водороден показател

[[Податотека:PH scale 3.jpg|исправено=1|мини|десно|Епрувети со раствори од pH 1–10 обоени со показател.]]
'''Водороден показател''' или '''pH-вредност''' — мерка за [[Активитет (хемија)|активитетот]] на [[водород]]ните [[јон]]и (H<sup>+</sup>) во [[раствор]], а со тоа и нивната [[Киселина|киселост]] или [[База (хемија)|алкалност]]. Во [[Вода|водни]] [[систем]]и, активитетот на водородните јони е определен од [[Јонски производ на водата|јонскиот производ на водата]] (K<sub>w</sub> = 1.011 × 10<sup>−14</sup> на 25&nbsp;°C) и заемодејствата со другите јони во растворот. Според константата на јонскиот производ на водата, неутрален раствор (раствор во кој активитетот на водородните јони е еднаков со активитетот на [[хидроксид]]ните јони) има pH-вредност 7. Водните раствори со пониска вредност од 7 се сметаат за кисели, додека оние со pH-вредност над 7 се сметаат за алкални (базни).

==Историја==
Концептот на pH за прв пат бил воведен од [[Данска|данскиот]] [[хемичар]] [[Серен Серенсен]] во [[Карлсбершка лабораторија|Карлсбершката лабораторија]] во 1909 година<ref name=Sørensen>{{cite journal | last1 = Sørensen | first1 = S. P. L. | year = 1909 | title = Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen | journal = Biochem. Z. | volume = 21 | pages = 131–304 | url = https://core.ac.uk/download/pdf/14517358.pdf | quote = Original German: Für die Zahl p schlage ich den Namen Wasserstoffionenexponent und die Schreibweise p<sub>H</sub>• vor. Unter dem Wasserstoffionexponenten (p<sub>H</sub>•) einer Lösungwird  dann der Briggsche  Logarithmus des reziproken Wertes des auf Wasserstoffionenbezagenen Normalitäts faktors de Lösungverstanden. | access-date = 18 јануари 2023 | archive-date = 15 април 2021 | archive-url = https://web.archive.org/web/20210415205740/https://core.ac.uk/download/pdf/14517358.pdf | url-status = live }} Две други публикации се појавиле во 1909 година, една на француски и една на дански јазик.</ref> и бил ревидиран на современата pH вредност во 1924 година за да се приспособат дефинициите и мерењата во однос на електрохемиските ќелии. Во првите трудови, ознаката имала H<sup>•</sup> како подзнак на малата буква ''p'', така што: p<sub>H</sub>•.
{{цитатник|За знакот ''p'', го предлагам името „експонент на водороден јон“ и симболот p<sub>H</sub>•. Потоа, за експонентот на водородниот јон (p<sub>H</sub>•) на растворот, негативната вредност на [[Општ логаритам|Бригиски логаритам]] на поврзаниот водороден јон [[Рамнотежна концентрација|фактор на нормалност]] треба да се разбере.<ref name=Sørensen/>}}

==Дефиниција и мерки==
Иако pH-вредноста нема [[Мерна единица|единица]], нејзиниот број се зголемува според [[дефиниција]]та заснована на активитетот на водородните јони во растворот. Водородниот показател може да се дефинира како негативен декаден [[логаритам]] од бројната вредност на концентрацијата на водородните јони<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 80.</ref> и се пресметува според следнава формула:

:<math>pH={-log \cdot c(H^+) \over mol \cdot dm^{-3}}</math>
или
:<math>{pH}={\epsilon \over 0,059 V}</math>,
каде епсилон (<math>\epsilon</math>) е [[Електромоторна сила|електромоторната сила]] (ЕМС) или клеточниот потенцијал на една [[галванска клетка]].

[H<sup>+</sup>] укажува на активитетот на H<sup>+</sup> јоните (или [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] - [[хидрониум]] јоните, еднакви со водородните), измерен во [[Мол (единица)|молови]] на [[литар]] ([[моларност]]). Во разредени раствори (како [[Река|речна]] или питка вода) активитетот е приближно еднаков на [[концентрација]]та на H<sup>+</sup> јоните.

Log<sub>10</sub> укажува на [[декаден логаритам]], и притоа pH е дефинирана со [[логаритамска скала]] на киселост. На пример, раствор со pH=8.2 ќе има [H<sup>+</sup>] активитет (концентрација) од 10<sup>−8.2</sup> mol/L, или околу 6.31 × 10<sup>−9</sup> mol/L; раствор со [H<sup>+</sup>] активитет од 4,5 × 10<sup>−4</sup> mol/L ќе има pH-вредност од −log<sub>10</sub>(4.5 × 10<sup>−4</sup>), или околу 3,35.

Во воден раствор при [[стандардни услови]], pH=7 означува неутралност (односно чиста вода) бидејќи [[вода]]та природно [[Дисоцијација|дисоцира]] на H<sup>+</sup> и OH<sup>−</sup> јони со еднаква концентрација од 1×10<sup>−7</sup> mol/L. Пониска pH-вредност (на пример pH=3) означува зголемување на киселоста, додека повисока pH-вредност (на пример pH=11) означува зголемување на алкалноста (базноста) во растворот.

Неутралната pH-вредност не изнесува точно 7 - ова би значело дека доколку таа е точно 7, H<sup>+</sup> концентрацијата на јоните е точно 1×10<sup>−7</sup> mol/L, што не е случај. Вредноста е само приближна. Во неводни раствори или при нестандардни услови, pH на неутралната средина може и да не означува 7. Таа таму е поврзана со дисоцијациската константа за специфичниот [[растворувач]]. Исто така, чистата вода кога е изложена на [[Атмосфера|атмосферски]] услови, стапува во интеракција со [[јаглерод диоксид]]от, при што се образува [[јаглеродна киселина]] и H<sup>+</sup>, при што се намалува pH нетралната вредност на околу 5,7.

Во неутрална средина, pH вредноста ќе изнесува точно 7 само ако температурата е 25 степени, а ќе опаѓа со порастот на температурата. На пример, веќе на температура од 37 степени, средината што е неутрална (на пример, чистата вода) ќе има pH од 6,8, додека на температура од 55 степени, нејзината pH вредност ќе изнесува околу 6,6.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 81.</ref>

Многу [[Супстанција|супстанции]] имаат pH-вредност во опсег од 0 до 14, иако многу киселите или многу базните супстанции можат да имаат pH помала од 0 или поголема од 14.

===Показатели на pH===
{{Main|Показател на pH}}

{| class="wikitable floatright"
|+ Просечна pH на чести раствори
!Супстанца
!Опсег на pH
!Вид
|-
| [[Сулфурна киселина]]
|style="background-color: #CC0000; text-align: center; color: #ffffff"| < 1
|style="text-align: center" rowspan="6"| [[Киселина]]
|-
| [[Желудочен сок|Желудочна киселина]]
|style="background-color: #EE0000; text-align: center; color: #ffffff"| 1.0 – 1.5
|-
| [[Оцет]]
|style="background-color: #FF6600; text-align: center"| 2.5
|-
| [[Сок од портокал]]
|style="background-color: #FF9900; text-align: center"| 3.3 – 4.2
|-
| [[Кафе|Црно кафе]]
|style="background-color: #ffff00 ; text-align: center"| 5 – 5.03
|-
| [[Млеко]]
|style="background-color: #99cc33; text-align: center"| 6.5 – 6.8
|-
| [[Прочистена вода]] на 25&nbsp;°C
|style="background-color: #339933; text-align: center; color: #ffffff"| 7
|style="text-align: center" | Неутрален
|-
| [[Морска вода]]
|style="background-color: #19cdff; text-align: center; color: #000000"| 7.5 – 8.4
|style="text-align: center" rowspan="4"| [[База (хемија)|База]]
|-
| [[Амонијак]]
|style="background-color: #3333ff; text-align: center; color: #FFFFFF""| 11.0 – 11.5
|-
| [[Избелувач]]
|style="background-color: #330099; text-align: center; color: #FFFFFF""| 12.5
|-
| [[Луга]]
|style="background-color: #330066; text-align: center; color: #FFFFFF""| 13.0 – 13.6
|}
[[Податотека:04. Антоцијани од храната како показатели на pH.ogg|мини|250п|[[Антоцијанин]]и од црвена зелка како показатели на pH.]]

Вредноста на pH во еден раствор може експериментално да се определи со помош на т.н. ''универзална индикаторска хартија'', но прецизноста на ваквото определување е органичена. За поточно определување на pH вредноста служат уредите што се наречени ''пехамтери'', а кои можат да бидат лабораториски или преносни.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 80-81.</ref> Показателите може да се користат за мерење на pH, користејќи го фактот дека нивната боја се менува со pH. Видливата споредба на бојата на тест растворот со стандардна табела со бои обезбедува средство за мерење на pH точно до најблискиот цел број. Попрецизни мерења се можни ако бојата се мери спектрофотометриски, со помош на [[Бојомерач (хемија)|бојомерач]] или [[спектрофотометар]]. [[Универзален индикатор|Универзалниот показател]] се состои од мешавина на показатели, така што има постојана промена на бојата од околу pH 2 до pH 10. Универзалната показателска хартија е направена од впивлива хартија во која е вметнат универзален показател. Друг метод за мерење на pH е користење на електронски [[Мерач на pH]].

===pOH===
[[Податотека:PHscalenolang.svg|мини|исправен=1.2|Поврзаност помеѓу pH и pOH. Црвената боја го претставува киселиот регион. Сината го претставува основниот регион.]]

pOH понекогаш се користи како мерка за концентрацијата на [[хидроксид]]ните [[јони]], {{chem2|OH−}}. Вредностите на pOH се изведени од мерењата на pH. Концентрацијата на хидроксидни јони во [[вода]]та е поврзана со концентрацијата на [[водород]]ни јони од

:<math chem>[\ce{OH^-}] = \frac{K_\ce{W}}{[\ce{H^+}]}</math>

каде што ''K''<sub>W</sub> е [[самојонизација на водата|самојонизациска]] постојана на водата. Земање [[логаритам|логаритми]]

:<math chem>\ce{pOH} = \ce{p}K_\ce{W} - \ce{pH}</math>

Значи, на собна температура, pOH ≈ 14 - pH. Сепак, оваа врска не е строго валидна во други околности, како на пример при мерења на [[Алкални почви|алкалност на почвата]].

===Крајности на pH===
Мерење на pH под околу 2,5 (околу 0,003&nbsp;[[мол|mol]]/dm<sup>3</sup> киселина) и над околу 10,5 (околу 0,0003&nbsp;mol/dm<sup> 3</sup> алкално) бара посебни постапки бидејќи, при користење на стаклената електрода, [[Нерстова равенка|Нерстовата равенка]] се распаѓа под тие услови. Различни фактори придонесуваат за ова. Не може да се претпостави дека [[потенцијал на течен спој]] се независни од pH.<ref name=Feldman>{{cite journal|doi=10.1021/ac60120a014|title=Use and Abuse of pH measurements|journal=Analytical Chemistry|author=Feldman, Isaac |volume=28|pages=1859–1866|year=1956|issue=12}}</ref> Исто така, крајната pH вредност наведува дека [[раствор]]от е концентриран, така што потенцијалите на електродата се под влијание на варијација на [[јонска јачина]]. При висока pH на стаклената електрода може да влијае „алкална грешка“, бидејќи електродата станува чувствителна на концентрацијата на катјони како што се {{chem2|Na+}} и {{chem2|K+}} во растворот.<ref>{{VogelQuantitative}}, Section 13.19 The glass electrode</ref> Достапни се посебно конструирани електроди кои делумно ги надминуваат овие проблеми.

Истекот од рудниците или јаловината на рудникот може да направи многу ниски pH вредности.<ref>{{cite journal |last1=Nordstrom |first1=D. Kirk |last2=Alpers |first2=Charles N. |title=Negative pH, efflorescent mineralogy, and consequences for environmental restoration at the Iron Mountain Superfund site, California |date=March 1999 |pmid=10097057 |doi=10.1073/pnas.96.7.3455 |volume=96 |issue=7 |pages=3455–62 |pmc=34288 |journal=Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America |bibcode=1999PNAS...96.3455N |url=http://digitalcommons.unl.edu/cgi/viewcontent.cgi?article=1495&context=usgsstaffpub |doi-access=free |access-date=18 јануари 2023 |archive-date=23 септември 2017 |archive-url=https://web.archive.org/web/20170923012227/http://digitalcommons.unl.edu/cgi/viewcontent.cgi?article=1495&context=usgsstaffpub |url-status=live }}</ref>

== Поврзано ==
* [[Показател на pH]]
* [[Гасна анализа]]
* [[Хемиска рамнотежа]]
* [[pCO2|p{{CO2}}]]
* [[Киселинска дисоцијациска константа]]

== Наводи ==
{{наводи}}

== Надворешни врски ==
{{Ризница-врска|{{not a typo|㏗}}|pH}}
{{Сколија}}
{{Википодатоци-својство|P9440}}
{{Нормативна контрола}}

[[Категорија:Хемија на киселините и базите]]
[[Категорија:Рамнотежна хемија]]
[[Категорија:Мерни единици]]
[[Категорија:Показатели на квалитетот на водата]]
[[Категорија:Логаритамски скали]]
[[Категорија:Општа хемија]]