PH

Bazı Maddelerin pH Değerleri

Madde	pH ⓘ
Sülfürik asit	-0.4
Hidroklorik asit	-2.0 - -0.5
Gastrik asit	1.5 – 2.0
Kola	2.5
Sirke	2.9
Portakal	3.5
Bira	4.5
Kahve	5.0
Çay	5.5
Asit yağmuru	< 5.6
Süt	6.5
Su	7.0
İnsan tükürüğü	7.0- 7.4
Kan	7.34 – 7.45
İdrar (alınan besine bağlı olarak)	5.0 – 8.0
Safra sıvısı	7.0 – 8.0
Gözyaşı	7.4
Beyin omurilik sıvısı	7.4
Pankreas özsuyu	7.8 – 8.0
Deniz Suyu	7.0
El Sabunu	9.0 – 10.0
Amonyak (NH3)	11.5
Çamaşır Suyu	12.5
Sodyum Hidroksit	13.5

Bazı bilinir maddelerin pH değerleri ⓘ

pH, bir çözeltinin asitlik veya bazlık derecesini tarif eden ölçü birimidir. ⓘ

Açılımı "Power of Hydrogen"(hidrojenin gücü veya potansiyel hidrojen)dir. pH kavramı ilk kez Danimarkalı kimyager Søren Peder Lauritz Sørensen tarafından Carlsberg Laboratuvarı'nda 1909 yılında tanımlanmıştır. ⓘ

pH teriminde p; eksi logaritmanın matematiksel sembolünden ve H ise hidrojenin kimyasal formülünden türetilmişlerdir. pH tanımı, hidrojen konsantrasyonunun kologaritması olarak verilebilir:

$$pH=colog[H^{+}]$$

ⓘ

pH hidrojen iyonun aktivitesi cinsinden bir asit veya bazın derecesini ifade etme yoluyla ihtiyaç duyulan niceliksel bilgiyi sağlar. Bir maddenin pH değeri hidrojen iyonu [H⁺] ile hidroksit iyonunun [OH^-] derişimlerinin oranına direkt bağlıdır. Eğer H⁺ derişimi OH^- derişiminden fazla ise çözelti asidik; yani pH değeri 7 den düşüktür. Eğer OH^- derişimi H⁺ derişiminden fazla ise maddemiz bazik; yani pH değeri 7 den büyüktür. Eğer OH^- ve H⁺ iyonlarından eşit miktarlarda mevcutsa, madde 7 pH değerine sahip olmak üzere nötrdür. ⓘ

Asit ve bazlar her biri serbest hidrojen ve hidroksil iyonlarına sahiptirler. Belli koşullarda ve belli bir çözeltide hidrojen ve hidroksil iyonlarının ilişkileri sabit olduğu için, birini tespit etmek diğerini bilmek ile mümkündür. Bu anlamda, pH, tanımsal açıdan hidrojen iyonu aktivitesinin seçici bir ölçümü olsa da, hem alkalinlik hem de asitliğin bir ölçüsüdür. pH logaritmik bir fonksiyon olması açısından, pH değerindeki bir birimlik değişim hidrojen iyon derişimindeki on-katlık değişime karşılık gelir. ⓘ

pH bir çözeltinin asitlik veya alkalinlik derecesini tarif eden ölçü birimidir. ⓘ

0'dan 14'e kadar olan bir skalada ölçülür. pH teriminde p; eksi logaritmanın matematiksel sembolünden, ve H ise Hidrojenin kimyasal formülünden türetilmişlerdir. ⓘ

pH tanımı Hidrojen konsantrasyonunun eksi logaritması olarak verilebilir:

$$pH=-log(H^{+})$$

pH hidrojen iyonun aktivitesi cinsinden bir asit veya bazın derecesini ifade etme yoluyla ihtiyaç duyulan kantitatif bilgiyi sağlar. pH ölçmenin birçok yolu vardır. Bunlara pH kağıtları, pH metreler, indikatörler ve titrasyon örnek verilebilir. ⓘ

pH ölçüm çubuğu ⓘ

PH ölçeği, pH'ı uluslararası anlaşma ile belirlenmiş bir dizi standart çözelti ölçüm izlenebilirliğine sahiptir Birincil pH standart değerleri aktarım ile konsantrasyon hücresi, bir hidrojen elektrodu ile gümüş klorür elektrodu gibi standart bir elektrot arasındaki potansiyel farkı ölçerek pH standart değerleri belirlenir. Sulu çözeltilerin pH'ı cam elektrot ve pH metre veya renk-değiştiren gösterge ile ölçülebilir. PH'ın ölçülmesi kimya, tarım bilimi, tıp, su arıtma ve diğer birçok uygulamada önemlidir. ⓘ

Bir indikatör ile renklendirilmiş pH 1-10 çözeltileri içeren test tüpleri ⓘ

pH ölçeği logaritmiktir ve tersine çözeltideki hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu gösterir. ⓘ

${\ce {pH}}=-\log(a_{\ce {H+}})=-\log([{\ce {H+}}]/{\ce {M}})$ ⓘ

Burada M = mol dm-3'tür. 25 °C'de pH değeri 7'den küçük olan çözeltiler asidik, pH değeri 7'den büyük olan çözeltiler ise baziktir. Bu sıcaklıkta pH değeri 7 olan çözeltiler nötrdür (örneğin saf su). Nötr pH değeri sıcaklığa bağlıdır - sıcaklık 25 °C'nin üzerine çıkarsa 7'den düşük olur. pH değeri çok konsantre güçlü asitler için 0'dan küçük veya çok konsantre güçlü bazlar için 14'ten büyük olabilir. ⓘ

Tarihçe

pH kavramı ilk olarak 1909 yılında Carlsberg Laboratuvarında Danimarkalı kimyager Søren Peder Lauritz Sørensen tarafından ortaya atılmış ve 1924 yılında elektrokimyasal hücreler açısından tanım ve ölçümlere uyum sağlamak için modern pH olarak revize edilmiştir. İlk makalelerde, gösterimde küçük p harfinin alt simgesi olarak H- vardı, bu nedenle: p_H-.

p işareti için 'hidrojen iyonu üssü' adını ve p_H- sembolünü öneriyorum. O halde, bir çözeltinin hidrojen iyonu üssü (p_H-) için, ilgili hidrojen iyonu normallik faktörünün Briggsian logaritmasının negatif değeri anlaşılmalıdır. ⓘ

"pH "daki p harfinin tam anlamı tartışmalıdır, çünkü Sørensen bunu neden kullandığını açıklamamıştır. Sørensen, potansiyel farkları kullanarak pH'ı ölçmenin bir yolunu tanımlar ve hidrojen iyonlarının konsantrasyonundaki 10'un negatif gücünü temsil eder. P harfi Fransızca puissance, Almanca Potenz veya Danca potens, yani "güç" anlamına gelebilir veya "potansiyel" anlamına gelebilir. Sørensen'in yayın yaptığı tüm diller olan Fransızca, Almanca ve Danca'da bu sözcüklerin hepsi p harfiyle başlamaktadır: Carlsberg Laboratuvarı Fransızca konuşuyordu, Almanca bilimsel yayıncılığın baskın diliydi ve Sørensen Danimarkalıydı. Makalenin başka yerlerinde de q harfini aynı şekilde kullanmıştır. Test çözeltisini "p" ve referans çözeltisini "q" olarak keyfi bir şekilde etiketlemiş de olabilir; bu harfler genellikle eşleştirilir. Bazı literatür kaynakları "pH "ın Latince pondus hydrogenii (hidrojen miktarı) veya potentia hydrogenii (hidrojen gücü) terimlerinin kısaltması olduğunu belirtse de bu Sørensen'in yazıları tarafından desteklenmemektedir. ⓘ

Günümüzde kimyada p "ondalık logaritması" anlamına gelir ve asit ayrışma sabitleri için kullanılan pKa ve hidroksit iyonları için eşdeğer olan pOH terimlerinde de kullanılır. ⓘ

Çalışmalarının sütçülük ve gıda güvenliği üzerindeki etkisiyle tanınan bakteriyolog Alice C. Evans, 1910'larda William Mansfield Clark ve meslektaşlarının (kendisinin de aralarında bulunduğu) pH ölçüm yöntemlerini geliştirdiğini ve bu yöntemlerin daha sonra laboratuvar ve endüstriyel kullanımda geniş bir etkiye sahip olduğunu belirtmiştir. Anılarında, Clark ve meslektaşlarının birkaç yıl önce Sørensen'in çalışmalarından ne kadar haberdar olduklarından ya da ne kadar az haberdar olduklarından bahsetmiyor. Şöyle demişti:

Bu çalışmalarda [bakteriyel metabolizma] Dr. Clark'ın dikkati asidin bakterilerin büyümesi üzerindeki etkisine yönelmişti. Büyümelerini etkileyen şeyin hidrojen-iyon konsantrasyonu açısından asidin yoğunluğu olduğunu buldu. Ancak asitliği ölçmek için kullanılan mevcut yöntemler asidin yoğunluğunu değil miktarını belirliyordu. Daha sonra Dr. Clark, işbirlikçileriyle birlikte hidrojen-iyon konsantrasyonunu ölçmek için doğru yöntemler geliştirdi. Bu yöntemler, tüm dünyadaki biyolojik laboratuvarlarda kullanılan asit içeriğini belirlemeye yönelik hatalı titrasyon yönteminin yerini aldı. Ayrıca, yaygın olarak kullanılmaya başlandıkları birçok endüstriyel ve diğer işlemlerde de uygulanabilir oldukları görülmüştür. ⓘ

pH ölçümü için ilk elektronik yöntem, 1934 yılında Kaliforniya Teknoloji Enstitüsü'nde profesör olan Arnold Orville Beckman tarafından icat edilmiştir. Bu, yakınlardaki bahçelerinden topladıkları limonların pH'ını hızlı bir şekilde test etmek için daha iyi bir yöntem isteyen yerel narenciye yetiştiricisi Sunkist'e bir yanıttı. ⓘ

Tanım ve ölçüm

pH

pH, bir çözeltideki hidrojen iyonu aktivitesinin, a_H+, tersinin ondalık logaritması olarak tanımlanır. ⓘ

${\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H+}}}}}\right)$ ⓘ

Örneğin, hidrojen iyonu aktivitesi 5×10-6 olan bir çözelti için (bu seviyede, bu esasen çözeltinin litresi başına hidrojen iyonu mol sayısıdır) logaritmanın argümanı 1/(5×10-6) = 2×10⁵'tir; dolayısıyla böyle bir çözeltinin pH değeri log₁₀(2×10⁵) = 5,3'tür. Aşağıdaki örneği ele alalım: 25 °C'de (pH = ⁷) 107 mol saf su veya 180 metrik ton (18×10⁷ g), 18 g'a yakın ayrışmış hidrojen iyonu içerir. ⓘ

pH'ın sıcaklığa bağlı olduğunu unutmayın. Örneğin 0 °C'de saf suyun pH değeri yaklaşık 7,47'dir. 25 °C'de 7,00 ve 100 °C'de 6,14'tür. ⓘ

Bu tanım, pH'ı ölçmek için kullanılan iyon seçici elektrotların aktiviteye yanıt vermesi nedeniyle benimsenmiştir. İdeal olarak, elektrot potansiyeli, E, hidrojen iyonu için aşağıdaki gibi yazılabilen Nernst denklemini takip eder ⓘ

$E=E^{0}+{\frac {RT}{F}}\ln(a_{{\ce {H+}}})=E^{0}-{\frac {2.303RT}{F}}{\ce {pH}}$ ⓘ

Burada E ölçülen potansiyeldir, E⁰ standart elektrot potansiyelidir, R gaz sabitidir, T kelvin cinsinden sıcaklıktır, F Faraday sabitidir. H⁺ için transfer edilen elektron sayısı birdir. pH aktivite cinsinden tanımlandığında elektrot potansiyelinin pH ile orantılı olduğu sonucuna varılır. pH'ın hassas ölçümü Uluslararası Standart ISO 31-8'de aşağıdaki şekilde sunulmaktadır: Her ikisi de aynı sulu çözeltiye daldırıldığında bir referans elektrot ile hidrojen iyonu aktivitesine duyarlı bir elektrot arasındaki elektromotor kuvveti (e.m.f.) ölçmek için bir galvanik hücre kurulur. Referans elektrot bir gümüş klorür elektrot veya bir kalomel elektrot olabilir. Hidrojen iyonu seçici elektrot standart bir hidrojen elektrodudur. ⓘ

Referans elektrot | konsantre KCl çözeltisi || test çözeltisi | H₂ | Pt ⓘ

İlk olarak, hücre bilinen hidrojen iyonu aktivitesine sahip bir çözelti ile doldurulur ve elektromotor kuvvet, E_S, ölçülür. Daha sonra pH değeri bilinmeyen çözeltiyi içeren aynı hücrenin elektromotor kuvveti, E_X, ölçülür. ⓘ

${\ce {pH(X)}}={\ce {pH(S)}}+{\frac {E_{{\ce {S}}}-E_{{\ce {X}}}}{z}}$ ⓘ

Ölçülen iki elektromotor kuvvet değeri arasındaki fark pH ile orantılıdır. Bu kalibrasyon yöntemi, standart elektrot potansiyelini bilme ihtiyacını ortadan kaldırır. Orantı sabiti, 1/z, ideal olarak şuna eşittir ${\frac {1}{2.303RT/F}}\$"Nernstian eğimi". ⓘ

Bu işlemi pratikte uygulamak için, hantal hidrojen elektrodu yerine bir cam elektrot kullanılır. Kombine bir cam elektrot, dahili bir referans elektroda sahiptir. Hidrojen iyonu aktivitesi bilinen tampon çözeltilere karşı kalibre edilir. IUPAC (Uluslararası Saf ve Uygulamalı Kimya Birliği), bilinen H⁺ aktivitesine sahip bir dizi tampon çözeltisinin kullanılmasını önermiştir. "Eğimin" idealden biraz farklı olabileceği gerçeğine uyum sağlamak için iki veya daha fazla tampon çözeltisi kullanılır. Kalibrasyona bu yaklaşımı uygulamak için elektrot önce standart bir çözeltiye daldırılır ve bir pH metre üzerindeki okuma değeri standart tampon değerine eşit olacak şekilde ayarlanır. Daha sonra ikinci bir standart tampon çözeltisinden okunan değer, "eğim" kontrolü kullanılarak bu çözeltinin pH değerine eşit olacak şekilde ayarlanır. Daha fazla ayrıntı, IUPAC tavsiyelerinde verilmiştir. İkiden fazla tampon çözeltisi kullanıldığında elektrot, gözlenen pH değerlerinin standart tampon değerlerine göre düz bir çizgiye uydurulmasıyla kalibre edilir. Ticari standart tampon çözeltileri genellikle 25 °C'deki değer ve diğer sıcaklıklar için uygulanacak bir düzeltme faktörü hakkında bilgilerle birlikte gelir. ⓘ

pH ölçeği logaritmiktir ve bu nedenle pH boyutsuz bir niceliktir. ⓘ

P[H]

Bu, 1909'da Sørensen'in orijinal tanımıydı ve 1924'te pH lehine değiştirildi. [H], modern kimyada [H⁺] olarak gösterilen ve konsantrasyon birimlerine sahip gibi görünen hidrojen iyonlarının konsantrasyonudur. Daha doğru olarak, seyreltik çözeltideki H⁺'nın termodinamik aktivitesi [H⁺]/c₀ ile değiştirilmelidir, burada standart durum konsantrasyonu c₀ = 1 mol/L'dir. Bu oran logaritması tanımlanabilen saf bir sayıdır. [H ⓘ]

Bununla birlikte, elektrot hidrojen iyonu konsantrasyonları açısından kalibre edilirse hidrojen iyonu konsantrasyonunu doğrudan ölçmek mümkündür. Bunu yapmanın yaygın olarak kullanılan bir yolu, bilinen konsantrasyondaki güçlü bir asit çözeltisini, nispeten yüksek konsantrasyonda bir arka plan elektrolitinin varlığında bilinen konsantrasyondaki güçlü bir alkali çözeltisiyle titre etmektir. Asit ve alkalinin konsantrasyonları bilindiğinden, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu hesaplamak kolaydır, böylece ölçülen potansiyel konsantrasyonlarla ilişkilendirilebilir. Kalibrasyon genellikle bir Gran grafiği kullanılarak gerçekleştirilir. Dolayısıyla, bu prosedürü kullanmanın etkisi, aktiviteyi konsantrasyonun sayısal değerine eşit hale getirmektir. [H ⓘ]

Cam elektrot (ve diğer iyon seçici elektrotlar) araştırılana benzer bir ortamda kalibre edilmelidir. Örneğin, bir deniz suyu örneğinin pH'ı ölçülmek isteniyorsa, elektrot aşağıda ayrıntılı olarak açıklandığı gibi kimyasal bileşimi deniz suyuna benzeyen bir çözeltide kalibre edilmelidir. [H ⓘ]

p[H] ile pH arasındaki fark oldukça küçüktür. pH = p[H] + 0,04 olarak ifade edilmiştir. Her iki ölçüm türü için de "pH" terimini kullanmak yaygın bir uygulamadır. [H ⓘ]

pH göstergeleri

Yaygın çözeltilerin ortalama pH değeri

Madde	pH aralığı	Tip ⓘ
Akü asidi	< 1	Asit
Gastrik asit	1.0 – 1.5
Sirke	2.5
Portakal suyu	3.3 – 4.2
Sade kahve	5 – 5.03
Süt	6.5 – 6.8
25 °C'de saf su	7	Nötr
Deniz suyu	7.5 – 8.4	Üs
Amonyak	11.0 – 11.5
Çamaşır Suyu	12.5
Lye	13.0 – 13.6

İndikatörler, renklerinin pH ile değiştiği gerçeğinden yararlanarak pH'ı ölçmek için kullanılabilir. Bir test çözeltisinin renginin standart bir renk tablosuyla görsel olarak karşılaştırılması, pH'ı en yakın tam sayıya kadar doğru bir şekilde ölçmek için bir araç sağlar. Renk, bir kolorimetre veya spektrofotometre kullanılarak spektrofotometrik olarak ölçülürse daha hassas ölçümler mümkündür. Evrensel indikatör, yaklaşık pH 2'den pH 10'a kadar sürekli bir renk değişimi olacak şekilde bir indikatör karışımından oluşur. Evrensel indikatör kağıdı, evrensel indikatör emdirilmiş emici kağıttan yapılır. pH ölçmenin bir başka yöntemi de elektronik pH metre kullanmaktır. ⓘ

pOH

pH ve pOH arasındaki ilişki. Kırmızı asidik bölgeyi temsil eder. Mavi, bazik bölgeyi temsil eder. ⓘ

pOH bazen hidroksit iyonları, OH- konsantrasyonunun bir ölçüsü olarak kullanılır. pOH değerleri pH ölçümlerinden elde edilir. Sudaki hidroksit iyonlarının konsantrasyonu hidrojen iyonlarının konsantrasyonuyla şu şekilde ilişkilidir ⓘ

$[{\ce {OH^-}}]={\frac {K_{{\ce {W}}}}{[{\ce {H^+}}]}}$ ⓘ

Burada K_W suyun kendi kendine iyonlaşma sabitidir. Logaritma alarak ⓘ

${\ce {pOH}}={\ce {p}}K_{{\ce {W}}}-{\ce {pH}}$ ⓘ

Yani, oda sıcaklığında, pOH ≈ 14 - pH. Ancak bu ilişki, toprak alkalinitesi ölçümleri gibi diğer durumlarda tam olarak geçerli değildir. ⓘ

Aşırı pH değerleri

Yaklaşık 2,5'in altında (yaklaşık 0,003 mol/dm³ asit) ve yaklaşık 10,5'in üzerinde (yaklaşık 0,0003 mol/dm³ alkalin) pH ölçümü özel prosedürler gerektirir çünkü cam elektrot kullanıldığında Nernst yasası bu koşullar altında bozulur. Buna çeşitli faktörler katkıda bulunur. Sıvı bağlantı potansiyellerinin pH'dan bağımsız olduğu varsayılamaz. Ayrıca, aşırı pH çözeltinin konsantre olduğu anlamına gelir, bu nedenle elektrot potansiyelleri iyonik güç değişiminden etkilenir. Yüksek pH değerlerinde cam elektrot "alkali hatası "ndan etkilenebilir, çünkü elektrot çözeltideki Na⁺ ve K⁺ gibi katyonların konsantrasyonuna duyarlı hale gelir. Bu sorunların kısmen üstesinden gelen özel olarak üretilmiş elektrotlar mevcuttur. ⓘ

Madenlerden veya maden atıklarından akan sular bazı çok düşük pH değerleri üretebilir. ⓘ

Sulu olmayan çözeltiler

Hidrojen iyonu konsantrasyonları (aktiviteleri) sulu olmayan çözücülerde ölçülebilir. Bu ölçümlere dayanan pH değerleri sulu pH değerlerinden farklı bir ölçeğe aittir, çünkü aktiviteler farklı standart durumlarla ilgilidir. Hidrojen iyonu aktivitesi, a_H⁺, şu şekilde tanımlanabilir:

$a_{{\ce {H+}}}=\exp \left({\frac {\mu _{{\ce {H+}}}-\mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }}{RT}}\right)$

burada μ_H⁺ hidrojen iyonunun kimyasal potansiyelidir, $\mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }$ seçilen standart durumdaki kimyasal potansiyeli, R gaz sabiti ve T termodinamik sıcaklıktır. Bu nedenle, farklı ölçeklerdeki pH değerleri, lonyum iyonları gibi farklı çözünmüş proton iyonları nedeniyle doğrudan karşılaştırılamaz, hidronyum / lonyum iyonunun transfer aktivite katsayısını içeren bir çözücüler arası ölçek gerektirir. ⓘ

pH bir asitlik fonksiyonu örneğidir. Başka asitlik fonksiyonları da tanımlanabilir. Örneğin, Hammett asitlik fonksiyonu, H₀, süperasitlerle bağlantılı olarak geliştirilmiştir. ⓘ

Birleşik mutlak pH ölçeği

2010 yılında, farklı çözeltilerdeki çeşitli pH aralıklarının ortak bir proton referans standardı kullanmasına olanak tanıyacak yeni bir "birleşik mutlak pH ölçeği" önerilmiştir. Protonun mutlak kimyasal potansiyeli temelinde geliştirilmiştir. Bu model Lewis asit-baz tanımını kullanır. Bu ölçek sıvılar, gazlar ve hatta katılar için geçerlidir. ⓘ

Uygulamalar

Saf su nötrdür. Bir asit suda çözündüğünde pH değeri 7'den (25 °C) düşük olacaktır. Bir baz veya alkali suda çözündüğünde, pH 7'den büyük olacaktır. Hidroklorik asit gibi güçlü bir asidin 1 mol dm-3 konsantrasyondaki çözeltisinin pH değeri 0'dır. Sodyum hidroksit gibi güçlü bir alkalinin 1 mol dm-3 konsantrasyondaki çözeltisinin pH değeri 14'tür. Bu nedenle, ölçülen pH değerleri çoğunlukla 0 ila 14 aralığında olacaktır, ancak negatif pH değerleri ve 14'ün üzerindeki değerler tamamen mümkündür. pH logaritmik bir ölçek olduğundan, bir pH birimlik bir fark hidrojen iyonu konsantrasyonunda on katlık bir farka eşdeğerdir. ⓘ

Nötr pH tam olarak 7 (25 °C) değildir, ancak bu çoğu durumda iyi bir yaklaşımdır. Nötralite, [H⁺] = [OH-] olduğu (veya aktivitelerin eşit olduğu) durum olarak tanımlanır. Suyun kendi kendine iyonlaşması bu konsantrasyonların çarpımını [H⁺]/M×[OH-]/M = Kw tuttuğundan, nötralitede [H⁺]/M = [OH-]/M = √Kw veya pH = pKw/2 olduğu görülebilir. pKw yaklaşık 14'tür ancak iyonik güce ve sıcaklığa bağlıdır ve bu nedenle nötralite pH'ı da değişir. Saf su ve saf sudaki NaCl çözeltisinin her ikisi de nötrdür, çünkü suyun ayrışması her iki iyondan da eşit sayıda üretir. Ancak nötr NaCl çözeltisinin pH'ı nötr saf suyun pH'ından biraz farklı olacaktır çünkü hidrojen ve hidroksit iyonlarının aktivitesi iyonik güce bağlıdır, bu nedenle Kw iyonik güce göre değişir. ⓘ

Saf su havaya maruz kalırsa hafif asidik hale gelir. Bunun nedeni suyun havadan karbondioksiti emmesi ve daha sonra yavaşça bikarbonat ve hidrojen iyonlarına dönüşmesidir (esasen karbonik asit oluşturur).

CO
₂+ H
₂O ⇌ HCO-
₃+ H⁺ ⓘ

Toprakta pH

Toprak pH aralıklarının sınıflandırılması

Topraktaki besin elementlerinin kullanılabilirliği pH ile değişir. Açık mavi renk çoğu bitki için ideal aralığı temsil eder. ⓘ

Amerika Birleşik Devletleri Tarım Bakanlığı Doğal Kaynakları Koruma Servisi, eski adıyla Toprak Koruma Servisi, toprak pH aralıklarını aşağıdaki gibi sınıflandırır:

Sınıflandırma	pH aralığı ⓘ
Ultra asidik	< 3.5
Son derece asidik	3.5–4.4
Çok kuvvetli asidik	4.5–5.0
Kuvvetli asidik	5.1–5.5
Orta derecede asidik	5.6–6.0
Hafif asidik	6.1–6.5
Nötr	6.6–7.3
Hafif alkalin	7.4–7.8
Orta derecede alkalin	7.9–8.4
Kuvvetli alkalin	8.5–9.0
Çok kuvvetli alkalin	> 9.0

Avrupa'da üst toprak pH'ı toprak ana materyali, erozyon etkileri, iklim ve bitki örtüsünden etkilenmektedir. Avrupa'daki üst toprak pH'ının yakın tarihli bir haritası Akdeniz, Macaristan, Doğu Romanya ve Kuzey Fransa'daki alkali toprakları göstermektedir. İskandinav ülkeleri, Portekiz, Polonya ve Kuzey Almanya daha asit topraklara sahiptir. ⓘ

Toprak pH'ının ölçülmesi

Sahadaki toprak; kum, silt, killer, mikroorganizmalar, bitki kökleri ve sayısız diğer canlı hücre ve çürüyen organik materyalden oluşan heterojen bir kolloidal sistemdir. Toprak pH'ı, toprak ve çevre bilimcileri, çiftçiler ve mühendislerin ilgisini çeken sayısız süreci ve özelliği etkileyen ana bir değişkendir. Böylesine karmaşık bir sistemdeki H⁺ konsantrasyonunu ölçmek için, belirli bir toprak horizonundan alınan toprak numuneleri laboratuvara getirilir ve burada homojenize edilir, elenir ve bazen analizden önce kurutulur. Bir toprak kütlesi (örneğin, tarla koşullarını en iyi şekilde temsil etmek için 5 g tarla nemi) damıtılmış su veya 0,01 M CaCl₂ (örneğin, 10 mL) ile bir bulamaç halinde karıştırılır. İyice karıştırıldıktan sonra süspansiyon kuvvetlice karıştırılır ve 15-20 dakika bekletilir, bu süre zarfında kum ve silt partikülleri çökelir ve killer ve diğer kolloidler sulu faz olarak bilinen üstteki suda asılı kalır. Bir pH metreye bağlı bir pH elektrodu, sulu fazın üst kısmına yerleştirilmeden önce bilinen pH değerine sahip tamponlu çözeltilerle (örneğin pH 4 ve 7) kalibre edilir ve pH ölçülür. Bir kombinasyon pH elektrodu hem H⁺ algılama elektrodunu (cam elektrot) hem de pH'a duyarsız bir referans voltajı ve hidrojen elektroduna bir tuz köprüsü sağlayan bir referans elektrodu içerir. Diğer konfigürasyonlarda, cam ve referans elektrotlar ayrıdır ve pH metreye iki bağlantı noktasından bağlanır. pH metre, iki elektrot arasındaki potansiyel (voltaj) farkını ölçer ve bunu pH'a dönüştürür. Ayrı referans elektrodu genellikle kalomel elektrottur, kombinasyon elektrotunda gümüş-gümüş klorür elektrodu kullanılır. ⓘ

Toprak pH'ının yukarıdaki şekilde operasyonel olarak tanımlanmasında çok sayıda belirsizlik vardır. Ölçülen şey cam ve referans elektrotlar arasındaki elektriksel potansiyel farkı olduğundan, konsantrasyondan ziyade H⁺ aktivitesi gerçekten ölçülmektedir. H⁺ aktivitesi bazen "etkin H⁺ konsantrasyonu" olarak adlandırılır ve doğrudan protonun kimyasal potansiyeli ve katı fazlarla denge halindeki toprak çözeltisinde kimyasal ve elektriksel iş yapma kabiliyeti ile ilgilidir. Kil ve organik madde partikülleri yüzeylerinde negatif yük taşır ve bunlara çekilen H⁺ iyonları toprak çözeltisindeki H⁺ iyonları ile denge halindedir. Ölçülen pH, tanımı gereği yalnızca sulu fazda ölçülür, ancak elde edilen değer toprak kolloidlerinin varlığı ve doğası ile sulu fazın iyonik gücünden etkilenir. Bulamaçtaki su-toprak oranının değiştirilmesi, su-kolloid dengesini, özellikle de iyonik gücü bozarak pH'ı değiştirebilir. Su yerine 0,01 M CaCl₂ kullanılması, su-toprak oranının bu etkisini ortadan kaldırır ve bitki kök büyümesi, rizosfer ve mikrobiyal aktivite, drenaj suyu asitliği ve topraktaki kimyasal süreçlerle ilgili daha tutarlı bir "toprak pH'ı" yaklaşımı sağlar. 0,01 M CaCl₂ kullanılması, sulu fazdaki tüm çözünebilir iyonları kolloidal yüzeylere yaklaştırır ve H⁺ aktivitesinin bunlara daha yakın ölçülmesini sağlar. Böylece 0,01 M CaCl₂ çözeltisinin kullanılması, özellikle farklı toprak numuneleri zaman ve mekan açısından karşılaştırılıyorsa, H⁺ aktivitesinin daha tutarlı ve nicel bir şekilde tahmin edilmesini sağlar. ⓘ

Doğada pH

Limon suyunun tadı ekşidir çünkü %5 ila %6 sitrik asit içerir ve pH değeri 2,2'dir (yüksek asitlik). ⓘ

pH göstergesi olarak kullanılabilen pH'a bağlı bitki pigmentleri ebegümeci, kırmızı lahana (antosiyanin) ve üzüm (kırmızı şarap) dahil olmak üzere birçok bitkide görülür. Turunçgillerin suyu asidiktir çünkü sitrik asit içerir. Diğer karboksilik asitler birçok canlı sistemde ortaya çıkar. Örneğin, laktik asit kas aktivitesi ile üretilir. ATP gibi fosfat türevlerinin protonlanma durumu pH'a bağlıdır. Oksijen taşıma enzimi hemoglobinin işleyişi, Kök etkisi olarak bilinen bir süreçte pH'dan etkilenir. ⓘ

Deniz suyu

Deniz suyunun pH'ı tipik olarak 7,4 ile 8,5 arasında bir aralıkla sınırlıdır. Okyanusun karbon döngüsünde önemli bir rol oynar ve karbondioksit emisyonlarının neden olduğu okyanus asitlenmesinin devam ettiğine dair kanıtlar vardır. Bununla birlikte, pH ölçümü deniz suyunun kimyasal özellikleri nedeniyle karmaşıktır ve kimyasal oşinografide birkaç farklı pH ölçeği mevcuttur. ⓘ

IUPAC, pH ölçeğinin operasyonel tanımının bir parçası olarak, bir dizi pH değerinde bir dizi tampon çözeltisi tanımlar (genellikle NBS veya NIST tanımlamasıyla gösterilir). Bu çözeltiler deniz suyuna (≈0,7) kıyasla nispeten düşük bir iyonik güce (≈0,1) sahiptir ve sonuç olarak, iyonik güç farklılıkları elektrot potansiyelinde değişikliklere neden olduğundan, deniz suyunun pH'ını karakterize etmek için kullanılması önerilmez. Bu sorunu çözmek için yapay deniz suyuna dayalı alternatif bir tampon serisi geliştirilmiştir. Bu yeni seri, numuneler ve tamponlar arasındaki iyonik kuvvet farklılıkları sorununu çözer ve yeni pH ölçeği 'toplam ölçek' olarak adlandırılır ve genellikle pHT olarak gösterilir. Toplam ölçek, sülfat iyonları içeren bir ortam kullanılarak tanımlanmıştır. Bu iyonlar protonlama yaşar, H⁺ + SO2-
₄↔ HSO-
₄, öyle ki toplam ölçek hem protonların (serbest hidrojen iyonları) hem de hidrojen sülfat iyonlarının etkisini içerir:

[H⁺]_T = [H⁺]_F + [HSO-
₄] ⓘ

Alternatif bir ölçek olan ve genellikle 'pH_F' olarak adlandırılan 'serbest ölçek' bu hususu göz ardı ederek yalnızca [H⁺]_F'ye odaklanır ve prensipte hidrojen iyonu konsantrasyonunun daha basit bir gösterimini sağlar. Sadece [H⁺]_T belirlenebilir, bu nedenle [H⁺]_F [SO2-] kullanılarak tahmin edilmelidir.
₄] ve HSO-kararlılık sabiti
₄, K^*
_S:

[H⁺]_F = [H⁺]_T - [HSO-
₄] = [H⁺]_T ( 1 + [SO2-
₄] / K^*
_S )-1 ⓘ

Ancak, K^* değerini tahmin etmek zordur
Deniz suyundaki _S, aksi takdirde daha basit olan serbest ölçeğin kullanımını sınırlandırır. ⓘ

'Deniz suyu ölçeği' olarak bilinen ve genellikle 'pH_SWS' olarak adlandırılan başka bir ölçek, hidrojen iyonları ile florür iyonları arasındaki H⁺ + F- ⇌ HF protonasyon ilişkisini dikkate alır. Bu da [H⁺]_SWS için aşağıdaki ifadeyle sonuçlanır:

[H⁺]_SWS = [H⁺]_F + [HSO-
₄] + [HF] ⓘ

Ancak, bu ek karmaşıklığı göz önünde bulundurmanın avantajı ortamdaki florür bolluğuna bağlıdır. Örneğin deniz suyunda sülfat iyonları florürden çok daha yüksek konsantrasyonlarda (>400 kat) bulunur. Sonuç olarak, çoğu pratik amaç için, toplam ve deniz suyu ölçekleri arasındaki fark çok küçüktür. ⓘ

Aşağıdaki üç denklem pH'ın üç ölçeğini özetlemektedir:

pH_F = -log [H⁺]_F

pH_T = -log([H⁺]_F + [HSO-
₄]) = -log [H⁺]_T

pH_SWS = -log(H⁺]_F + [HSO-
₄] + [HF]) = -log [v]_{SWS ⓘ}

Pratik açıdan, üç deniz suyu pH ölçeğinin değerleri 0,10 pH birimine kadar farklılık gösterir; bu farklılıklar, özellikle okyanusun karbonat sistemiyle ilgili olarak tipik olarak gereken pH ölçümlerinin doğruluğundan çok daha büyüktür. Sülfat ve florür iyonlarını dikkate almadığından, serbest ölçek hem toplam hem de deniz suyu ölçeklerinden önemli ölçüde farklıdır. Florür iyonunun göreceli önemsizliği nedeniyle, toplam ve deniz suyu ölçekleri çok az farklılık gösterir. ⓘ

Yaşayan sistemler

Canlı sistemlerde |+pH

Bölme	pH
Mide asidi	1.5-3.5
Lizozomlar	4.5
İnsan derisi	4.7
Kromafin hücrelerinin granülleri	5.5
İdrar	6.0
Cytosol	7.2
Kan (doğal pH)	7.34-7.45
Beyin omurilik sıvısı (BOS)	7,5
Mitokondriyal matris	7,5
Pankreas salgıları	8.1

ⓘ

Farklı hücresel bölmelerin, vücut sıvılarının ve organların pH'ı genellikle asit-baz homeostazı adı verilen bir süreçte sıkı bir şekilde düzenlenir. Asit-baz homeostazındaki en yaygın bozukluk asidozdur, bu da vücutta aşırı asit yüklenmesi anlamına gelir ve genellikle pH'ın 7.35'in altına düşmesiyle tanımlanır. Alkaloz ise tam tersi bir durum olup kan pH'ının aşırı yüksek olmasıdır. ⓘ

Kanın pH değeri genellikle pH 7,365 ile hafif baziktir. Bu değer biyoloji ve tıpta genellikle fizyolojik pH olarak adlandırılır. Plak, demineralizasyon yoluyla diş çürümesine neden olabilecek yerel bir asidik ortam yaratabilir. Enzimlerin ve diğer proteinlerin optimum bir pH aralığı vardır ve bu aralığın dışında etkisiz hale gelebilir veya denatüre olabilirler. ⓘ

pH Hesaplamaları

Asit ve/veya baz içeren bir çözeltinin pH değerinin hesaplanması, kimyasal türleşme hesaplamasına bir örnektir, yani çözeltide bulunan tüm kimyasal türlerin konsantrasyonlarını hesaplamak için kullanılan matematiksel bir prosedürdür. Prosedürün karmaşıklığı çözeltinin yapısına bağlıdır. Güçlü asitler ve bazlar için ekstrem durumlar dışında hesaplama gerekmez. Zayıf asit içeren bir çözeltinin pH'ı ikinci dereceden bir denklemin çözümünü gerektirir. Zayıf bir baz içeren bir çözeltinin pH'ı kübik bir denklemin çözümünü gerektirebilir. Genel durum, bir dizi doğrusal olmayan eşzamanlı denklemin çözümünü gerektirir. ⓘ

Karmaşıklaştırıcı bir faktör de suyun kendisinin zayıf bir asit ve zayıf bir baz olmasıdır (bkz. amfoterizm). Dengeye göre ayrışır

2 H₂O ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH- (aq)

olarak tanımlanan bir ayrışma sabiti ile K_w

$K_{w}={\ce {[H+][OH^{-}]}}/{\ce {M}}^{2}$

Burada [H⁺] sulu hidronyum iyonu konsantrasyonunu ve [OH-] hidroksit iyonu konsantrasyonunu temsil eder. Bu dengenin yüksek pH değerlerinde ve çözünen madde konsantrasyonunun çok düşük olduğu durumlarda dikkate alınması gerekir. ⓘ

Güçlü asitler ve bazlar

Güçlü asitler ve bazlar, pratik amaçlar için suda tamamen ayrışan bileşiklerdir. Normal şartlar altında bu, asidik çözeltideki hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun asit konsantrasyonuna eşit olarak alınabileceği anlamına gelir. Bu durumda pH, konsantrasyon değerinin logaritmasının eksi değerine eşittir. Hidroklorik asit (HCl) güçlü asitlere bir örnektir. 0,01M HCl çözeltisinin pH değeri -log₁₀(0,01)'e eşittir, yani pH = 2'dir. Sodyum hidroksit, NaOH, güçlü bir baz örneğidir. 0,01M NaOH çözeltisinin p[OH] değeri -log₁₀(0,01)'e eşittir, yani p[OH] = 2'dir. Yukarıdaki pOH bölümündeki p[OH] tanımından, bu pH'ın yaklaşık 12'ye eşit olduğu anlamına gelir. Daha yüksek konsantrasyonlardaki sodyum hidroksit çözeltileri için kendiliğinden iyonlaşma dengesi dikkate alınmalıdır. ⓘ

Konsantrasyonlar son derece düşük olduğunda da kendiliğinden iyonlaşma dikkate alınmalıdır. Örneğin, 5×10-8M konsantrasyonda bir hidroklorik asit çözeltisi düşünün. Yukarıda verilen basit prosedür, pH değerinin 7,3 olduğunu gösterecektir. Bu açıkça yanlıştır çünkü bir asit çözeltisinin pH değeri 7'den az olmalıdır. Sistem hidroklorik asit ve amfoterik madde olan suyun bir karışımı olarak ele alındığında pH değeri 6,89 olur. ⓘ

Zayıf asitler ve bazlar

Zayıf bir asit veya zayıf bir bazın eşlenik asidi aynı formalizm kullanılarak ele alınabilir.

• Asit HA: HA ⇌ H⁺ + A-
• Baz A: HA⁺ ⇌ H⁺ + A ⓘ

İlk olarak, bir asit ayrışma sabiti aşağıdaki gibi tanımlanır. Elektrik yükleri, genellik adına sonraki denklemlerden çıkarılmıştır

$K_{a}={\frac {{\ce {[H] [A]}}}{{\ce {[HA]}}}}$

ve değerinin deneyle belirlendiği varsayılır. Bu durumda, hesaplama yoluyla belirlenecek üç bilinmeyen konsantrasyon, [HA], [H⁺] ve [A-] vardır. İki ek denkleme ihtiyaç vardır. Bunları sağlamanın bir yolu, iki "reaktif" H ve A açısından kütle korunumu yasasını uygulamaktır.

$C_{{\ce {A}}}={\ce {[A]}}+{\ce {[HA]}}$

$C_{{\ce {H}}}={\ce {[H]}}+{\ce {[HA]}}$

C analitik konsantrasyon anlamına gelir. Bazı metinlerde, bir kütle dengesi denkleminin yerini bir yük dengesi denklemi alır. Bu, bunun gibi basit durumlar için tatmin edicidir, ancak aşağıdaki gibi daha karmaşık durumlara uygulanması daha zordur. Ka'yı tanımlayan denklemle birlikte, artık üç bilinmeyenli üç denklem vardır. Bir asit suda çözündüğünde CA = C_H = Ca, asidin konsantrasyonu, yani [A] = [H]. Biraz daha cebirsel manipülasyondan sonra hidrojen iyonu konsantrasyonunda bir denklem elde edilebilir.

$[{\ce {H}}]^{2}+K_{a}[{\ce {H}}]-K_{a}C_{a}=0$

Bu ikinci dereceden denklemin çözümü hidrojen iyonu konsantrasyonunu ve dolayısıyla p[H] veya daha gevşek bir ifadeyle pH değerini verir. Bu prosedür, sisteme ilave (güçlü) asit veya alkali eklendiğinde, yani C_A ≠ CH olduğunda p_H'ı hesaplamak için de kullanılabilen bir ICE tablosunda gösterilmiştir. ⓘ

Örneğin, pKa = 4.19 olan 0.01M benzoik _asit çözeltisinin pH'ı nedir? ⓘ

• Adım 1: $K_{a}=10^{-4.19}=6.46\times 10^{-5}$
• Adım 2: İkinci dereceden denklemi kurun. $[{\ce {H}}]^{2}+6.46\times 10^{-5}[{\ce {H}}]-6.46\times 10^{-7}=0$
• Adım 3: İkinci dereceden denklemi çözün. $[{\ce {H+}}]=7.74\times 10^{-4};\quad \mathrm {pH} =3.11$

Alkali çözeltiler için hidrojen kütle dengesi denklemine ilave bir terim eklenir. Hidroksit ilavesi hidrojen iyonu konsantrasyonunu azalttığından ve hidroksit iyonu konsantrasyonu kendi kendine iyonlaşma dengesi tarafından aşağıdakilere eşit olacak şekilde kısıtlandığından ${\frac {K_{w}}{{\ce {[H+]}}}}$

$C_{\ce {H}}={\frac {[{\ce {H}}]+[{\ce {HA}}]-K_{w}}{\ce {[H]}}}$

Bu durumda [H]'de ortaya çıkan denklem kübik bir denklemdir. ⓘ

Genel yöntem

Poliprotik asitler gibi bazı sistemler elektronik tablo hesaplamalarına uygundur. Üç veya daha fazla reaktifle veya ApB_qHr gibi genel formüllerle birçok kom_pleks oluştuğunda, bir çözeltinin pH'ını hesaplamak için aşağıdaki genel yöntem kullanılabilir. Örneğin, üç reaktif ile her denge bir denge sabiti, β ile karakterize edilir.

$[{\ce {A}}_{p}{\ce {B}}_{q}{\ce {H}}_{r}]=\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}$

Ardından, her bir reaktif için kütle-denge denklemlerini yazın:

${\begin{aligned}C_{\ce {A}}&=[{\ce {A}}]+\Sigma p\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {B}}&=[{\ce {B}}]+\Sigma q\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {H}}&=[{\ce {H}}]+\Sigma r\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}-K_{w}[{\ce {H}}]^{-1}\end{aligned}}$

Her bir denge sabitinin aktivitelerin değil konsantrasyonların bir bölümü olarak tanımlanması dışında, bu denklemlerde herhangi bir yaklaşım olmadığına dikkat edin. Aktiviteler kullanılacaksa çok daha karmaşık ifadeler gereklidir. ⓘ

A], [B] ve [H] olmak üzere üç bilinmeyenli 3 doğrusal olmayan eşzamanlı denklem vardır. Denklemler doğrusal olmadığından ve konsantrasyonlar 10'un birçok kuvveti arasında değişebildiğinden, bu denklemlerin çözümü kolay değildir. Ancak, bu hesaplamaları yapmak için kullanılabilecek birçok bilgisayar programı mevcuttur. Üçten fazla reaktif olabilir. Bu formalizm kullanılarak hidrojen iyonu konsantrasyonlarının hesaplanması, potansiyometrik titrasyon ile denge sabitlerinin belirlenmesinde önemli bir unsurdur. ⓘ

İdrarda pH

Normal değerler pH 4.6 ila pH 8.0 arasındadır. Ancak 7.0 olan pH nötr değerinden küçük ise, asidik, büyük ise bazik olduğunu gösterir. Böbrek taşları idrardaki pH ile ilgili fikir verebilir. Kalisyum fosfat, Kalsiyum karbonat ve Magnezyum taşları alkali idrarda oluşur. Kalsiyum oksalat, ürik asit ve sistin taşları asidik idrarda oluşur. ⓘ

ph Ölçüm cihazı ⓘ

pH yüksekliği

Bazik yani alkali olması anlamına gelir. Böbrek yetmezliği, idrar yolu enfeksiyonları, kusma ve böbrek tüplerine bağlı asidoz gibi durumlarda idrarın Ph değeri yükseldiği gibi, kan transfüzyonları, kusmalar, uzun süren soğuk banyo ve alkali yapıcı maddelerin (karbonat vb.) fazla alımı da etkileyici nedenlerdir. ⓘ

pH düşüklüğü

İdrarda Ph değerinin düşük çıkması idrarın asit özellikle olduğunu göstermektedir. Asidik ilaçların alınması, Asidozlar, DM(Şeker Hastalığı), Kronik nefritler, Gut, Lösemi, Yüksek proteinli diyet, Sakkarin alınması, C vitamini eksikliği, Akut eklem romatizması gibi nedenlerle idara değeri asidik çıkabilir. ⓘ

Besinlerdeki minerallerin pH değerleri

Besinlerin içerdiği mineraller asidik ya da alkali olmalarını sağlar. İyot(I), klor(Cl), kükürt(S) ve fosfor(P) asidik etki gösterirken, magnezyum(Mg), potasyum(K), kalsiyum(Ca), sodyum(Na), demir(Fe) ve manganez(Mn) alkali etkiye sahiptir. Günlük beslenmenizde % 30 asit, %70 alkali yani bazik oranında olması gerekir. ⓘ

Evde pH ölçümü

pH ölçümleme yapan önemli pH belirteci, turnusol kağıdı olup, evde ölçüm yöntemlerdeninden biri pH metre olarak bilinen cihazlar diğeri ise, daha kolay olan pH ölçüm çubuklarıdır. ⓘ