pH

산과 염기
산성의 산염기 반응 산염기 항상성 산강도 산도 함수 양성애 기초 버퍼 솔루션 해리 상수 평형화학 추출. 해밋 산도 함수 pH 양성자 친화력 물의 자가 이온화 적정 루이스산 촉매 작용 실망한 루이스 쌍 키랄 루이스산
산 타입
브뢴스테드-라우리 루이스 수용자 광물 유기농 산화물 강한. 초산류 약한 단단한
베이스 타입
브뢴스테드-라우리 루이스 기증자 유기농 산화물 강한. 슈퍼파아제 비핵호성 약한
v t

화학에서 pH(/piˈett//)는 역사적으로 "수소의 잠재력" (또는 ^[1]"수소의 힘")을 나타내며 수용액의 산도 또는 염기성을 특정하기 위해 사용되는 척도이다.산성 용액(H 이온 농도가⁺ 높은 용액)은 염기성 용액이나 알칼리성 용액보다 pH 값이 낮은 것으로 측정된다.

pH 척도는 로그이며,^[2] 용액 중의 수소 이온 농도를 역방향으로 나타냅니다.

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

여기서 M = mol⁻³ dm.25 °C에서 pH가 7 미만인 용액은 산성이며 pH가 7 이상인 용액은 염기성이다.이 온도에서 pH가 7인 용액은 중성(예: 순수한 물)입니다.pH의 중성값은 온도에 따라 달라집니다. 온도가 25°C 이상으로 상승할 경우 7보다 낮습니다.pH 값은 매우 농축된 강산의 경우 0보다 작을 수 있으며, 매우 농축된 ^[3]강염기의 경우 14보다 클 수 있습니다.

pH 척도는 국제 협약에 의해 ^[4]pH가 설정된 표준 용액 집합까지 추적할 수 있다.수소전극과 염화은전극 등의 표준전극과의 전위차를 측정하여 전이농도셀을 이용하여 1차 pH표준치를 구한다.수용액의 pH는 유리 전극과 pH 미터 또는 색변화 표시기로 측정할 수 있다.pH 측정은 화학, 농업, 의학, 수처리 및 기타 많은 응용 분야에서 중요합니다.

역사

pH의 개념은 1909년 덴마크^[5] 화학자 쇠렌 페더 로리츠 쇠렌센에 의해 칼스버그 연구소에서 처음 도입되었으며, 1924년 전기화학 전지의 정의와 측정을 수용하기 위해 현대 pH로 수정되었다.첫 번째 논문에서 표기법은 소문자 p의 첨자로 H를 사용했고^•, 따라서 다음과_H 같이 p•가 있었다.

기호 p는 '수소 이온 지수'와 기호_H p•를 제안한다.그리고 용액의 수소이온지수(p_H•)는 관련된 수소이온 정규성 인자의 브릭스 대수 음의 값을 ^[5]이해해야 한다.

쇠렌센은 왜 ^[6]pH를 사용했는지 설명하지 않았기 때문에 "pH"에서 p의 정확한 의미는 논란의 여지가 있다.쇠렌센은 전위차를 이용하여 pH를 측정하는 방법으로 수소이온 농도에서 10의 음의 힘을 나타낸다.알파벳 p는 프랑스 푸앙스, 독일 포텐츠 또는 덴마크 포텐스를 의미할 수도 있고, "힘"을 의미할 수도 있고, "잠재력"을 의미할 수도 있습니다.이러한 모든 단어는 프랑스어, 독일어 및 덴마크어의 알파벳 p로 시작합니다. 쇠렌센이 출판한 모든 언어는 프랑스어, 독일어는 과학 출판의 지배 언어, 쇠렌센은 덴마크어입니다.그는 또한 신문 다른 곳에서도 거의 같은 방법으로 q라는 문자를 사용했다.또한 테스트 솔루션 "p"와 참조 솔루션 "q"에 임의로 레이블을 붙였을 수도 있습니다. 이 문자들은 종종 ^[7]쌍으로 표시됩니다.일부 문헌 자료에서는 "pH"가 라틴어 폰두스 하이드로소니(pondus hydrogenii) 또는 전위차 하이드로소니(Potentia hydrogenii)(수소의 힘)를 의미하지만, 이는 쇠렌센의 ^[8][9][10]글에서 뒷받침되지 않는다.

현재 화학에서 p는 "10진수 로그"를 의미하며 산 해리^[11] 상수에 사용되는_a pK와 수산화 이온에 해당하는 pOH에도 사용됩니다.

세균학자 앨리스 C. 데어링과 식품 안전에 대한 영향력으로 유명한 에반스는 1910년대에 윌리엄 맨스필드 클라크와 동료들이 pH 측정법을 개발한 공로를 인정했으며, 그 후 실험실 및 산업 사용에 광범위한 영향을 미쳤다.그녀의 회고록에서 그녀는 클라크와 동료들이 몇 ^{[12]: 10} 년 전에 쇠렌센의 작품에 대해 얼마나 알고 있었는지 또는 얼마나 적게 알고 있었는지 언급하지 않았다.그녀는 말했다:

이 연구에서 클라크 박사는 산이 세균의 증식에 미치는 영향에 주목했다.그는 그들의 성장에 영향을 미치는 것은 수소 이온 농도의 측면에서 산의 강도라는 것을 알아냈다.그러나 기존의 산도 측정 방법은 산의 강도가 아니라 양을 결정했어요.다음으로, 클라크 박사는 그의 협력자들과 함께 수소 이온 농도를 측정하는 정확한 방법을 개발했다.이 방법들은 전 세계 생물 실험실에서 사용되는 산 함량을 측정하는 부정확한 적정 방법을 대체했다.또한 그것들은 널리 ^{[12]: 10} 사용되는 많은 산업 및 기타 공정에서 적용 가능한 것으로 밝혀졌다.

pH를 측정하는 최초의 전자 방법은 ^[13]1934년 캘리포니아 공과대학의 교수인 아놀드 오빌 베크만에 의해 발명되었다.인근 ^[14]과수원에서 채취한 레몬의 pH를 빠르게 검사하기 위한 더 나은 방법을 원했던 것은 지역 감귤 재배업자 Sunkist에 대한 반응이었다.

정의 및 측정

pH

pH는 ^[4]용액에서 수소 이온 활성의 역수_H a+의 십진 로그로 정의된다.

$({displaystyle {pH}}=-\log _{\ce {H+}})=\log _{10}\leftflac {1} {a_{\ce {H+}}}\right}})$

예를 들어 수소 이온 활성도가 5×10인⁻⁶ 용액(기본적으로 이 수준에서 이는 용액 리터당 수소 이온의 몰 수)의 경우 로그 인수는 1/(5×10) = 2⁵×10이므로 이러한 용액의 pH는₁₀ log(2×10⁻⁶⁵) = 5.3이다.예를 들어 25°C(pH = 7)에서 순수 10몰의 양⁷ 또는 180 미터톤(18×10⁷ g)에 가까운 해리성 수소 이온이 포함되어 있는 것을 생각해 보십시오.

pH는 온도에 따라 달라집니다.예를 들어 0°C에서 순수한 물의 pH는 약 7.47이다.25°C에서는 7.00이고 100°C에서는 6.14입니다.

이 정의는 pH 측정에 사용되는 이온 선택 전극이 활성에 반응하기 때문에 채택되었다.이상적으로 전극 전위 E는 수소 이온에 대해 다음과 같이 기록될 수 있는 네른스트 방정식을 따릅니다.

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

여기서 E는 측정된 전위, E는⁰ 표준 전극 전위, R은 가스 상수, T는 켈빈 단위 온도, F는 패러데이 상수입니다.H의 경우⁺ 전달되는 전자의 수는 1입니다.따라서 pH가 활성의 관점에서 정의될 때 전극 전위는 pH에 비례한다.pH의 정확한 측정은 국제 표준 ISO 31-8에 ^[15]다음과 같이 제시되어 있다.갈바닉셀은 기준전극과 수소이온 활성에 민감한 전극 사이의 기전력(예를 들어 m.f.)을 동일한 수용액에 침지할 때 측정하도록 설치된다.기준 전극은 염화은 전극 또는 칼로멜 전극일 수 있습니다.수소 이온 선택 전극은 표준 수소 전극입니다.

KCl 시험용액₂ HPt 기준전극농축용액^{[검증 필요]}

우선 셀에 기존의 수소 이온 활성 용액을 충전하고 기전력 E를_S 측정한다.그리고 pH가 불분명한 용액을 포함한 동일한 셀의 기전력 E를_X 측정한다.

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

측정된 두 기전력 값 사이의 차이는 pH에 비례합니다.이 보정 방법을 사용하면 표준 전극 전위를 알 필요가 없습니다.비례 상수 1/z는 1${\displaystyle \frac{\mathrm{}2}{}}$.${\displaystyle \frac{\mathrm{303}}{}}$ ${\displaystyle \frac{R}{}}$ T${\displaystyle \frac{/F}{}(\backslash \frac{}{}}$style$\display\frac$ {1}{2$.303$)와 이상적입니다.RT$/F}}}\$}, "네른스티안 슬로프"입니다.

실제로 이 프로세스를 적용하기 위해서는 번거로운 수소 전극 대신 유리 전극을 사용합니다.복합유리전극은 기준전극을 내장한다.알려진 수소 이온 활성의 완충 용액에 대해 보정됩니다.IUPAC(International Union of Pure and Applied Chemistry)는 알려진⁺ H ^[4]활성 완충 용액 세트의 사용을 제안했습니다."기울기"가 이상과 약간 다를 수 있다는 사실을 수용하기 위해 두 개 이상의 버퍼 솔루션이 사용됩니다.이러한 교정 방법을 구현하기 위해 전극을 먼저 표준 용액에 담그고 pH 미터 판독값을 표준 버퍼 값과 동일하게 조정합니다.그런 다음 두 번째 표준 완충액으로부터의 판독치는 "경사" 컨트롤을 사용하여 해당 솔루션의 pH와 같도록 조정됩니다.자세한 내용은 IUPAC ^[4]권장사항을 참조하십시오.3개 이상의 완충액을 사용하는 경우 전극은 표준 완충액에 대해 관찰된 pH 값을 직선에 적합시켜 보정됩니다.시판되는 표준 완충액에는 보통 25°C에서의 값과 다른 온도에 적용되는 보정 계수에 대한 정보가 포함되어 있습니다.

pH 척도는 로그이므로 pH는 무차원량입니다.

P[H]

이것은 1909년에 ^[16]쇠렌센의 원래 정의였고 1924년에 pH로 대체되었다.[H]는 현대 화학에서 [H⁺]로 표기되는 수소 이온의 농도로, 농도 단위가 있는 것으로 보인다.보다 정확하게는 희석용액에서 H의⁺ 열역학적 활성을⁺ [H]/c로₀ 대체하며, 여기서 표준상태 농도₀ c = 1 mol/L이다.이 비율은 로그를 정의할 수 있는 정수입니다.

그러나 전극을 수소이온 농도로 교정하면 수소이온 농도를 직접 측정할 수 있다.이를 위해 널리 사용되어 온 한 가지 방법은 배경 전해질의 비교적 높은 농도의 존재 하에서 강산의 알려진 농도의 용액을 강 알칼리성의 알려진 농도의 용액으로 적정화하는 것이다.산과 알칼리성 농도를 알고 있기 때문에 수소이온 농도를 쉽게 계산할 수 있어 측정된 전위와 농도를 상관시킬 수 있다.보정은 일반적으로 Gran ^[17]플롯을 사용하여 수행됩니다.따라서, 이 절차를 사용하는 효과는 집중력의 수치와 같은 활동을 만드는 것이다.

유리 전극(및 기타 이온 선택 전극)은 조사 대상과 유사한 매체에서 보정해야 합니다.예를 들어 해수 시료의 pH를 측정하고자 하는 경우에는 아래와 같이 화학조성 중 바닷물과 유사한 용액에서 전극을 보정해야 한다.

p[H]와 pH의 차이는 꽤 작다.pH = p[H] + 0.04로 명시되었다^[18].두 가지 측정 유형 모두 "pH"라는 용어를 사용하는 것이 일반적입니다.

pH 표시기

일반적인 솔루션의 평균 pH

물질.	pH 범위	유형
배터리산	1 미만	산성의
위산	1.0 – 1.5
식초.	2.5
오렌지 주스	3.3 – 4.2
블랙커피	5 – 5.03
우유	6.5 – 6.8
25 °C의 순수한 물	7	중립
바닷물	7.5 – 8.4	기초
암모니아	11.0 – 11.5
표백제	12.5
양잿물	13.0 – 13.6

인디케이터는 pH에 따라 색이 변한다는 사실을 이용하여 pH를 측정할 수 있다.테스트 용액의 색상을 표준 색상표와 시각적으로 비교하여 가장 가까운 정수에 정확한 pH를 측정할 수 있는 수단을 제공합니다.색채계 또는 분광광도계를 사용하여 분광광도계로 색상을 측정하면 보다 정확한 측정이 가능합니다.유니버설 인디케이터는 약 pH2에서 pH10까지의 연속적인 색변화가 있는 인디케이터의 혼합으로 구성되어 있다.유니버설 인디케이터 용지는 유니버설 인디케이터를 배합한 흡수성 용지로 제작됩니다.pH를 측정하는 또 다른 방법은 전자 pH계를 사용하는 것입니다.

poH

pOH는 수산화 이온 농도의 측정값으로 사용되기도 하며⁻, OH 값은 pH 측정값에서 도출된다.물 속 수산화 이온의 농도는 수소 이온의 농도와 관련이 있습니다.

$\displaystyle [ { \ce { OH ^ - } ] = flac { K _ { \ce { W } } } { { \ce { H^ + } }}}$

여기서_W K는 물의 자기 이온화 상수이다.로그 쓰기

$디스플레이 스타일OH}}={\ce {p}K_{\ce {W}}-{\ce {p}H}}}$

따라서 상온에서 pOH - 14 - pH 입니다.그러나 이 관계는 토양 알칼리도 측정과 같은 다른 상황에서는 엄격히 유효하지 않습니다.

pH의 극치

pH가 약 2.5(약 0.003³ mol/dm 산) 미만이고 약 10.5(약 0.0003 mol/dm³ 알칼리성) 이상인 경우 특별한 절차가 필요합니다. 유리 전극을 사용할 경우 이러한 조건에서 Nernst 법칙이 분해되기 때문입니다.여기에는 다양한 요인이 작용합니다.액체 접합 전위가 ^[19]pH와 무관하다고 가정할 수 없다.또한 극도의 pH는 용액이 농축되어 있다는 것을 의미하므로 전극 전위는 이온 강도 변화에 의해 영향을 받는다.높은 pH에서 유리 전극은 용액 ^[20]중 Na 및⁺ K와 같은⁺ 양이온 농도에 민감하게 반응하기 때문에 "알칼린 오류"의 영향을 받을 수 있다.이러한 문제를 부분적으로 해결할 수 있는 특수 제작된 전극을 사용할 수 있습니다.

광산이나 광산 미끄럼틀에서 유출되면 pH 값이 매우 ^[21]낮아질 수 있습니다.

비수성 용액

수소이온농도(활성)는 비수성용매에서 측정할 수 있으며, 이러한 측정치에 기초한 pH값은 활동이 다른 표준상태와 관련되기 때문에 수성 pH값과는 다른 척도에 속한다.수소 이온 활성 a는_H⁺ 다음과 같이 정의할^[22][23] 수 있습니다.

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

여기서_H⁺ μ는 $수소{\displaystyle {}_{}^{}}$ 이온의 화학 퍼텐셜이고 ${\displaystyle {\mu {}^{}}_{}^{}}$H +$$μ H + δ { $displaystyle \mu$ _${\ce {H+}}^{\ominus$}}는$$ 선택된 표준 상태에서의 화학 퍼텐셜이며, R은 기체 상수, T는 열역학 온도이다.따라서 리오늄 이온과 같이 용해된 양성자 이온이 다르기 때문에 서로 다른 척도의 pH 값을 직접 비교할 수 없으며, 하이드로늄/리오늄 이온의 전달 활성 계수를 수반하는 용제 간 척도가 필요하다.

pH는 산도 함수의 한 예이다.다른 산도 함수를 정의할 수 있다.예를 들어, Hammett 산도 함수₀ H는 초산과 관련하여 개발되었습니다.

통합 절대 pH 척도

2010년에는 서로 다른 솔루션에 걸친 다양한 pH 범위를 공통 양성자 기준 표준을 사용할 수 있는 새로운 "통합 절대 pH 척도"가 제안되었다.양성자의 절대 화학 잠재력에 기초해 개발되었습니다.이 모델은 루이스 산-염기 정의를 사용한다.이 척도는 액체, 가스, ^[24]고형물에도 적용됩니다.

적용들

순수한 물은 중성이다.산이 물에 용해되면 pH는 7(25°C) 미만이 됩니다.염기 또는 알칼리가 물에 용해되면 pH는 7보다 커집니다.염산 등의 강산의 농도 1 mol⁻³ dm 용액은 pH가 0이다.수산화나트륨 등의 강한 알칼리 용액의 농도 1 mol⁻³ dm은 pH가 14이다.따라서 음의 pH 값과 14 이상의 값은 모두 가능하지만 측정된 pH 값은 대부분 0 ~14 범위에 속합니다.pH는 로그 스케일이기 때문에 1pH의 차이는 수소 이온 농도의 10배에 해당한다.

중성 pH가 정확히 7(25°C)은 아니지만, 대부분의 경우 좋은 근사치이다.중립성은 [H⁺] = [OH⁻](또는 활동이 동일)인 조건으로 정의됩니다.물의 자가 이온화는 이러한 농도 [H⁺]/M×[OH⁻]/M = K의_w 생성물을 유지하므로 중성 [H⁺]/M = [OH⁻]/M = δK_w 또는 pH = PK_w/2 PK는_w 약 14이지만 이온 강도와 온도에 따라 달라집니다.순수한 물과 순수한 물 속의 NaCl 용액은 둘 다 중성인데, 물의 해리가 두 이온의 수를 같게 만들기 때문이다.그러나 중성 NaCl 용액의 pH는 수소 이온과 수산화 이온의 활성은 이온 강도에 따라 달라지기 때문에 중성 순수 용액의 pH는 약간 다를 것이다_w.

순수한 물이 공기에 노출되면 약한 산성이 된다.이는 물이 공기 중의 이산화탄소를 흡수하고, 이산화탄소는 서서히 중탄산염과 수소 이온으로 전환되기 때문입니다.

CO
₂+HO
₂ † HCO⁻
₃+H⁺

토양 중의 pH

토양 pH 범위 분류

미국 농무부 자연자원보전국(옛 토양보전국)은 토양 pH 범위를 다음과 ^[25]같이 분류한다.

디노미네이션	pH 범위
초산성	3.5 미만
극산성	3.5–4.4
매우 강한 산성	4.5–5.0
강산성	5.1–5.5
중간 산도	5.6–6.0
약산성	6.1–6.5
중립	6.6–7.3
약알칼리성	7.4–7.8
중간 알칼리성	7.9–8.4
강알칼리성	8.5–9.0
매우 강한 알칼리성	> 9.0

유럽에서 표토 pH는 토양 모재, 부식 효과, 기후 및 초목의 영향을 받는다.최근 유럽의^[26] 표토 pH 지도는 지중해, 헝가리, 동루마니아, 북프랑스의 알칼리성 토양을 보여준다.스칸디나비아 국가들, 포르투갈, 폴란드 그리고 북독일은 산성 토양이 더 많다.

토양 pH 측정

밭의 토양은 모래, 실트, 점토, 미생물, 식물 뿌리, 그리고 무수한 다른 살아있는 세포와 부패하는 유기 물질로 이루어진 이종 콜로이드 시스템입니다.토양 pH는 토양 및 환경 과학자들, 농부들 ^[27]및 엔지니어들에게 무수한 프로세스와 특성에 영향을 미치는 주요 변수입니다.이러한 복잡한 시스템에서 H의⁺ 농도를 정량화하기 위해, 주어진 토양 지평선의 토양 샘플을 분석 전에 균질화, 체 채취 및 건조된 실험실로 가져온다.흙 덩어리(예를 들어 밭 조건을 가장 잘 나타내는 5g의 밭 습기)를 증류수 또는 0.01M CaCl₂(예를 들어 10mL)과 함께 슬러리에 혼합한다.잘 혼합된 후 현탁액을 힘차게 교반하여 15-20분 동안 유지하면 모래와 실트 입자가 가라앉고 점토 및 기타 콜로이드가 수상으로 알려진 수면 위에 떠 있는 상태로 유지됩니다.pH미터에 접속된 pH전극은 수용상 상부에 삽입되기 전에 기존의 pH(예를 들어 pH4, 7)의 완충용액으로 교정하여 pH를 측정한다.조합⁺ pH전극은 수소전극에 pH비감응성 기준전압 및 염분브릿지를 제공하는 H센싱전극(유리전극)과 기준전극을 모두 포함한다.다른 구성에서는 유리와 기준 전극이 분리되어 2개의 포트로 pH 미터기에 부착됩니다.pH 미터는 두 전극 사이의 전위차(전압)를 측정하여 pH로 변환합니다.별도의 기준 전극은 일반적으로 칼로멜 전극이며, 결합 ^[27]전극에는 염화은 전극이 사용됩니다.

위와 같은 방법으로 토양 pH를 운용적으로 정의하는 데에는 수많은 불확실성이 있다.유리와 기준 전극의 전위차가 측정 대상이기 때문에 H의 활성도는⁺ 농도가 아니라 정량화되어 있습니다.H⁺ 활동은 때때로 "유효한⁺ H 농도"라고 불리며 양성자의 화학적 잠재력 및 ^[28]고체상과 평형 상태에서 토양 용액에서 화학적 및 전기적 작업을 수행하는 능력과 직접 관련이 있습니다.점토 및 유기물 입자는 표면에 음전하를 띠며, 이에⁺ 흡인되는 H이온은 토양용액 중의 H이온과⁺ 평형을 이룬다.측정된 pH는 정의상 수상에서만 정량되지만, 토양 콜로이드의 존재와 성질, 그리고 수상의 이온 강도에 의해 얻어지는 값이 영향을 받는다.슬러리의 물 대 흙 비율을 변경하면 물-콜로이드 평형, 특히 이온 강도를 방해하여 pH를 변경할 수 있습니다.물 대신 0.01 M CaCl을₂ 사용하면 수분 대 토양 비율의 영향을 없애고 식물의 뿌리 성장, 뿌리권 및 미생물 활동, 배수수의 산도, 토양 내 화학적 과정과 관련된 "토양 pH"의 보다 일관된 근사치를 얻을 수 있다.0.01 M CaCl을₂ 사용하면 수상의 모든 가용성 이온이 콜로이드 표면에 가까워지고 H 활성도를⁺ 더 가까이에서 측정할 수 있습니다.따라서 0.01 M CaCl₂ 솔루션을 사용하면 특히 다양한 토양 샘플을 시공간에서 비교하고 있는 경우 H 활성도를 보다⁺ 일관되고 정량적으로 추정할 수 있습니다.

성질상 pH

pH 지표로 사용될 수 있는 pH 의존성 식물 색소는 히비스커스, 적양배추(안토시아닌), 포도(적포도주)를 포함한 많은 식물에서 발생한다.감귤류 과일의 주스는 주로 구연산을 함유하고 있기 때문에 산성이다.다른 카르본산들은 많은 생물계에서 발생한다.예를 들어, 젖산은 근육 활동에 의해 생성됩니다.ATP와 같은 인산염 유도체의 양성자화 상태는 pH 의존적이다.산소 운반 효소인 헤모글로빈의 기능은 루트 효과로 알려진 과정에서 pH의 영향을 받습니다.

해수

바닷물의 pH는 일반적으로 7.4와 8.^[29]5 사이의 범위로 제한된다.그것은 해양의 탄소 순환에 중요한 역할을 하며, 이산화탄소 ^[30]배출로 인해 해양 산성화가 진행 중이라는 증거가 있다.그러나 pH 측정은 바닷물의 화학적 특성에 의해 복잡하며 화학 ^[31]해양학에는 몇 가지 다른 pH 척도가 존재한다.

IUPAC는 pH 척도에 대한 운영 정의의 일부로 pH 값의 범위에 걸쳐 일련의 버퍼 솔루션을 정의합니다(종종 NBS 또는 NIST 명칭으로 표시됨).이러한 용액은 해수(00.7)에 비해 이온 강도(00.1)가 상대적으로 낮으며, 따라서 이온 강도 차이가 전극 전위의 변화를 일으키기 때문에 바닷물의 pH 특성화에는 사용하지 않는 것이 좋다.이 문제를 해결하기 위해 인공 바닷물을 기반으로 한 대체 완충재가 ^[32]개발되었습니다.이 새로운 시리즈는 샘플과 버퍼 간의 이온 강도 차이 문제를 해결하며, 새로운 pH 척도를 '총 척도'라고 하며, 종종 pH로_T 나타냅니다.황산 이온이 함유된 배지를 사용하여 총 척도를 정의하였다.이러한 이온은 양성자화, H⁺ + SO²⁻
₄↔ HSO를⁻
₄ 경험하여 전체 척도가 양성자(자유 수소 이온)와 황산 수소 이온의 효과를 모두 포함하도록 한다.

[H⁺]_T = [H⁺]_F + [HSO⁻
₄]

대안 척도인 '자유 척도'는 종종 'pH_F'로 표기되지만, 이러한 고려를 생략하고 원칙적으로 수소 이온 농도를 보다 단순하게 표현하기 위해 [H⁺]_F에만 초점을 맞춘다.[^[33]H⁺]_T만 측정할 수 있으므로 [H⁺²⁻
₄]_F는 [SO]와 HSO⁻
₄, K의^*
_S 안정성 상수를 이용하여 추정해야 한다.

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

그러나 해수에서 K를 추정하는^*
_S 것은 어려우며, 그렇지 않으면 보다 간단한 자유 척도의 효용을 제한한다.

종종 'pH_SWS'로 표기되는 '해상 척도'로 알려진 또 다른 척도는 수소 이온과 불소 이온 사이의 추가적인 양성자화 관계인⁺⁻ H + F h HF를 고려합니다.[H⁺]_SWS에 대해 다음과 같은 식을 얻을 수 있습니다.

[H⁺]_SWS = [H⁺]_F + [HSO⁻
₄] + [HF]

그러나 이러한 추가적인 복잡성을 고려하는 이점은 배지 중 불화물의 풍부함에 달려 있습니다.예를 들어 바닷물에서는 황산 이온이 불소 이온보다 훨씬 더 높은 농도(400배 이상)로 발생한다.그 결과, 대부분의 실질적인 목적을 위해, 총 비늘과 해수 비늘 사이의 차이는 매우 작다.

다음 세 가지 방정식은 pH의 세 가지 척도를 요약한 것입니다.

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

실제로 3개의 해수 pH 척도는 최대 0.10pH 단위로 값이 차이가 나며, 특히 해양의 탄산염 ^[31]계통과 관련하여 일반적으로 요구되는 pH 측정의 정확도보다 훨씬 크다.황산염과 불소 이온을 고려하지 않기 때문에 자유 눈금은 전체 눈금과 해수 눈금이 모두 크게 다르다.플루오르화 이온은 상대적으로 중요하지 않기 때문에 전체와 해수 비늘은 아주 조금 다를 뿐입니다.

생활계

생체계의^[34] pH

객실	pH
위산	1.5~3[35].5
리소좀류	4.5[34]
사람의 피부	4.7[36]
크롬아핀 세포의 과립	5.5
소변	6.0
사이토솔	7.2
혈액(자연 pH)	7.34~7.45[34]
뇌척수액(CSF)	7.5
미토콘드리아 매트릭스	7.5
췌장 분비물	8.1

다양한 세포 구획, 체액 및 장기의 pH는 일반적으로 산염기 항상성이라고 불리는 과정에서 엄격하게 조절됩니다.산-염기 항상성 질환에서 가장 흔한 질환은 산성증이며, 이는 일반적으로 pH가 7.35 이하로 떨어지는 것으로 정의된다.알칼로스는 반대로 혈중 pH가 지나치게 높다.

혈액의 pH는 보통 pH 7.365로 약간 염기성이 있다.이 값은 종종 생물학 및 의학에서 생리학적 pH로 언급됩니다.플라크는 국소적인 산성 환경을 만들어 탈염으로 충치를 일으킬 수 있다.효소 및 기타 단백질은 최적의 pH 범위를 가지며 이 범위 밖에서 비활성화되거나 변성될 수 있습니다.

pH의 계산

산 및/또는 염기를 포함한 용액의 pH 계산은 화학적 사양 계산의 한 예이다. 즉, 용액에 존재하는 모든 화학종의 농도를 계산하기 위한 수학적 절차이다.절차의 복잡성은 솔루션의 특성에 따라 달라집니다.강한 산과 염기의 경우 극단적인 경우를 제외하고는 계산이 필요하지 않습니다.약산을 포함한 용액의 pH는 2차 방정식의 용액을 필요로 한다.약한 염기를 포함한 용액의 pH는 입방정식의 해를 필요로 할 수 있다.일반적인 경우에는 일련의 비선형 연립 방정식을 풀어야 합니다.

복잡한 요인은 물 자체가 약한 산과 약한 염기라는 것입니다(양극성 참조).그것은 균형에 따라 분리된다.

2₂ HO₃⁺ † HO (aq) + OH⁻ (aq)

해리_w 상수로 K는 다음과 같이 정의된다.

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

여기서 [H⁺]는 수산화수소 이온의 농도를 나타내고 [OH]는⁻ 수산화수소 이온의 농도를 나타낸다.이 평형은 높은 pH와 용질 농도가 극도로 낮을 때 고려되어야 한다.

강한 산과 염기

강한 산과 염기는 실질적으로 물에서 완전히 분리되는 화합물이다.정상적인 상황에서는 산성 용액에 포함된 수소 이온의 농도가 산의 농도와 동일한 것으로 간주될 수 있습니다.그러면 pH는 농도 값의 대수를 뺀 값과 같습니다.염산(HCl)은 강한 산의 한 예이다.HCl 0.01M 용액의 pH는 -log₁₀(0.01) 즉 pH = 2. 수산화나트륨, NaOH는 강한 염기의 예이다.NaOH 0.01M 용액의 p[OH] 값은 -log₁₀(0.01) 즉, p[OH] = 2. 위의 pOH 섹션의 p[OH]의 정의에 따르면 pH는 약 12이다.높은 농도의 수산화나트륨 용액에 대해서는 자가 이온화 평형을 고려해야 한다.

자기 이온화는 농도가 매우 낮은 경우에도 고려되어야 합니다.예를 들어 염산용액을 5×10M⁻⁸ 농도로 하면 된다.위의 간단한 절차에서는 pH가 7.3임을 나타냅니다.산성 용액은 pH가 7 미만이어야 하므로 이는 명백히 잘못된 것이다.시스템을 염산과 양성 물질 물의 혼합물로 취급하면 pH가 6.89가 ^[37]됩니다.

약한 산과 염기

약산 또는 약염기의 켤레산도 동일한 포르말리즘으로 처리할 수 있다.

• 산성 HA: HA + H⁺ + A⁻
• 베이스 A: HA⁺ h H⁺+A

먼저 산 해리 상수를 다음과 같이 정의한다.일반성을 위해 후속 방정식에서는 전하가 생략됩니다.

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

그리고 그 값은 실험에 의해 결정된 것으로 가정한다.따라서 [HA], [H⁺], [A⁻]의 3가지 미지의 농도를 계산하여 구한다.두 개의 추가 방정식이 필요합니다.이를 제공하는 한 가지 방법은 두 개의 "리셉트" H와 A의 관점에서 질량 보존의 법칙을 적용하는 것입니다.

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

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

C는 분석적인 집중을 나타냅니다.일부 텍스트에서는 하나의 질량 균형 방정식이 전하 균형 방정식으로 대체된다.이것은 이번과 같은 단순한 경우에는 만족할 수 있지만, 아래와 같이 복잡한 경우에는 적용하기가 더 어렵습니다.K를 정의하는_a 방정식과 함께, 3개의 미지수에 3개의 방정식이 있습니다.산이_A 물 C = C_H = C에_a 용해되면 산의 농도가 [A] = [H]가 된다.좀 더 대수적으로 조작한 후에 수소 이온 농도의 방정식을 얻을 수 있다.

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

이 2차 방정식의 해는 수소 이온 농도를 제공하므로 p[H], 더 느슨하게는 pH를 제공한다.이 절차는 시스템에 (강력한) 산이나 알칼리성이 추가되었을 때, 즉_A C_H has C일 때 pH를 계산하는 데 사용할 수 있는 ICE 표에 설명되어 있습니다.

예를 들어 안식향산 0.01M 용액 pK_a = 4.19의 pH는 얼마입니까?

• 1단계: ${\displaystyle K_{}}$ a ${\displaystyle {}_{}}$ ${\displaystyle {10}^{}}$ ${\displaystyle {-4.19}^{}}$ ${\displaystyle {}^{}6.46}$× ${\displaystyle {10}^{}}$-$$ ({$displaystyle K_{a$} =$10^{-4.19$} $= 6.46\times$ 10$^{-5})$
• 2단계: 2차 방정식을 설정합니다.$display$
• 3단계: 2차 방정식을 푼다.${$

알칼리성 용액의 경우 수소에 대한 질량 균형 방정식에 추가 항이 추가됩니다.수산화물을 첨가하면 수소이온 농도가 낮아지고 자가이온화 평형에 의해${\displaystyle \frac{{}_{}}{{}^{}}}$ 농도가 K w [$H$+$] {\style${K_{$w}}{\$ce {$H+]}}$로 제한되므로

$({displaystyle C_{\ce {H}}=sysfrac {{\ce {H}}}+[{\ce {HA}}-K_{w}}{\ce {H]}}}})$

이 경우 [H]의 결과 방정식은 입방정식이다.

일반적인 방법

폴리프로틴산과 같은 일부 시스템은 스프레드시트 ^[38]계산에 적합합니다.시약이 3개 이상일 경우 또는 ABH와_pqr 같은 일반적인 공식으로 복합체가 많이 형성될 경우 다음과 같은 일반적인 방법으로 용액의 pH를 계산할 수 있다.예를 들어 3개의 시약으로 각 평형은 평형상수 β로 특징지어진다.

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

다음으로 각 시약에 대한 질량 균형 방정식을 적습니다.

$디스플레이 스타일C_{\ce {A}}&=[{\ce {A}}+\Sigma p\sigma_{pqr}[{\ce {A}}^{p}[{\ce {H}}}^{r}\C_{\ce {B}}=[\ce {\ce {B}}}}_{\Sigma}}_{{\Sigma}}}}}{p}}}}}{p}}}}}}{P}}}}}}{P}}{P}}}}}}}}}}}$

각 안정성 상수는 활동이 아닌 농도의 비율로 정의된다는 점을 제외하고 이러한 방정식에 관련된 근사치는 없다는 점에 유의하십시오.활동을 사용하려면 훨씬 더 복잡한 표현이 필요합니다.

[A], [B] 및 [H]의 세 가지 미지수에 3개의 비선형 연립 방정식이 있습니다.방정식은 비선형이고 농도가 10의 여러 거듭제곱에 걸쳐 있을 수 있기 때문에 이 방정식의 해법은 간단하지 않습니다.그러나 이러한 계산을 수행하는 데 사용할 수 있는 많은 컴퓨터 프로그램을 사용할 수 있습니다.3개 이상의 시약이 있을 수 있습니다.이 형식주의를 이용한 수소 이온 농도 계산은 전위차적정에 의한 평형 상수의 결정에 있어 핵심 요소이다.

「 」를 참조해 주세요.

• pH 표시기
• 동맥혈 가스
• 화학적 평형
• PCO₂
• pK_a

메모들

레퍼런스

외부 링크