پی‌اچ

**پی اچ چند ماده معروف**
ماده	pH
اسید کلریدریک،	{center\|-۱٫۰}
اسید سولفوریک	{center\|۰٫۵}
اسید معده	{center\|۱٫۵ – ۲٫۰}
آبلیمو	{center\|۲٫۴}
نوشابه	{center\|۲٫۵}
سرکه	{center\|۲٫۹}
پرتقال یا آبمیوه سیب	{center\|۳٫۵}
رب گوجه فرنگی	{center\|۴٫۰}
ماء الشعیر	{center\|۴٫۵}
باران	{center\|<۵٫۰}
قهوه	{{center\|۵٫۰}
چای	{{center\|۵٫۵}
ادرار	{center\|۶٫۰}
شیر	{center\|۶٫۵}
آب خالص	{center\|۷٫۰ }
آب دهان فرد سالم	{center\|۶.۵ – ۷٫۴}
خون	{center\|۷٫۳۴ – ۷٫۴۵}
آب دریا	{center\|۷٫۷۸ –۸٫۳}
صابون	{center\|۹٫۰ – ۱۰٫۰}
آمونیاک	{center\|۱۱٫۵}
ماده سفید کننده	{center\|۱۲٫۵}
سود سوزآور	{center\|۱۳٫۵}

پی‌اچ یا پ هاش (به انگلیسی: pH) مقیاسی برای تعیین میزان اسیدی یا بازی بودن یک محلول آبی است. هرچه محلول اسیدی تر باشد عدد pH کوچکتر، و هر چه بازی تر باشد،عدد pH بزرگتری خواهد داشت. در دمای اتاق (۲۵ درجه سلسیوس)، آب خالص نه خاصیت اسیدی و نه خاصیت بازی دارد و در نتیجه،عدد pH آن برابر ۷ خواهد بود.

مقیاس pH یک مقیاس لگاریتمی بوده و نشان دهنده معکوس غلظت یون هیدروژن موجود در محلول است (یعنی هر چه pH کمتر باشد، غلظت یون هیدروژن بیشتر است). این به آن دلیل است که رابطه مورد استفاده برای محاسبه pH تخمین منفی لگاریتم بر مبنای ۱۰ غلظت مولار یون‌های هیدروژن موجود در محلول می‌باشد. به صورت دقیق تر، pH منفی لگاریتم در مبنای ۱۰ فعالیت یون‌های هیدروژن است.

در دمای ۲۵ درجه سلسیوس، هر محلولی که pH کمتر از ۷ داشته باشد، اسیدی و هر محلولی که pH بزرگتر از ۷ داشته باشد محلولی بازی خواهد بود. مقدار pH خنثی بستگی به دمای محیط دارد. هر چه دما بیشتر باشد مقدار pH خنثی از ۷ کمتر خواهد بود. مقدار pH برای اسیدهای فوق قوی حتی می‌تواند زیر ۰، و برای محلول‌های بازی فوق‌العاده قوی بالای ۱۴ شود.

مقدار pH محلول‌های آبی را می‌توان توسط الکترود شیشه ای (glass electrode) و pH سنج، یا توسط شناساگر پی‌اچ اندازه گرفت.

تاریخچه

نخستین بار اس.پی.ال. سورانسن دانشمند دانمارکی در سال ۱۹۰۹ میلادی مقیاسی به نام pH را بنا کرد. و در سال ۱۹۲۴ برای تطبیق با تعاریف و اندازه‌گیری‌های موجود در سلول‌های الکتروشیمیایی در تعریف آن تجدید نظر شد. منظور دقیق حرف p در pH دقیقاً مشخص نیست و مورد اختلاف است، چرا که سورانسن دقیقاً مشخص نکرده که چرا از آن استفاده کرده‌است. سورانسن روشی را برای اندازه‌گیری اختلاف پتانسیل (potential) شرح داده، که نشان دهنده توان (power) 10 غلظت یون‌های هیدروژن است. در نتیجه p می‌تواند هم به عبارت "power" و هم به عبارت "potential" اشاره داشته باشد. حتی ممکن است او به صورت فرضی محلول تست را "p" و محلول مرجع را "q" نامیده باشد.

تعریف

pH به صورت لگاریتم در مبنای ۱۰ معکوس فعالیت یون‌های هیدروژن، $a_{H+}$

، در یک محلول تعریف می‌شود:

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

برای مثال برای محلولی با فعالیت یون‌های هیدروژنی برابر $5\times10$ خواهیم داشت: $1/(5\times10) = ۲\times10$ و در نتیجه pH محلول برابر است با:

$log 10 (2\times10) = ۵٫۳$

در دمای اتاق (pH (298K آب خالص را ۷ در نظر می‌گیریم. زیرا در این دما غلظت یون هیدرونیم در آب خالص برابر۱۰است.
در دمای اتاق (298K) گسترهٔ بازهٔ pH از (۱۴ ~ ۰) است. عدد صفر اسیدی‌ترین محیط و عدد ۱۴ بازی‌ترین محیط را مشخص می‌کند. در چنین دمایی، محلولی با pH = ۷ خنثی در نظر گرفته می‌شود.
با بالا بردن دما، گسترهٔ بازهٔ pH کمتر می‌شود. برای مثال در دمای ۳۵۸K این بازه به (۱۳~۰) تغییر می‌کند. در نتیجه در چنین دمایی، محلولی با pH=۶٫۵ را خنثی فرض خواهیم کرد.

شناساگرها (Indicators)

نمونه ای از شناساگر یونیورسال. رنگ‌های موجود در راهنما مقدار pH را معین می‌کنند.

برای تعیین pH محلول‌ها می‌توان از شناساگرها استفاده کرد. شناساگرها در محیط‌های اسیدی یا بازی به رنگ‌های متفاوتی درمی آیند. با مقایسه چشمی رنگ‌های یک جدول راهنما با رنگ کاغذ پس از آغشتن آن در محلول می‌توان به صورت تقریبی مقدار pH را معین کرد. استفاده از شناساگرهای کاغذی می‌تواند با خطای زیادی همراه باشد، به همین دلیل اگر به دقت بالایی نیاز باشد از pH سنج‌های الکترونیکی استفاده می‌شود.

منابع

↑ ویکی‌پدیای انگلیسی
↑ Bates, Roger G. Determination of pH: theory and practice. Wiley, 1973.
↑ Lim, Kieran F. (2006). "Negative pH Does Exist". Journal of Chemical Education. 83 (10): 1465. Bibcode:2006JChEd..83.1465L. doi:10.1021/ed083p1465.
↑ Sørensen, S. P. L. (1909). "Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen". Biochem. Zeitschr. 21: 131–304. Two other publications appeared in 1909, one in French and one in Danish.
↑ Francl, Michelle (August 2010). "Urban legends of chemistry". Nature Chemistry. 2 (8): 600–601. doi:10.1038/nchem.750. ISSN 1755-4330. PMID 20651711.
↑ Myers, Rollie J. (2010). "One-Hundred Years of pH". Journal of Chemical Education. 87 (1): 30–32. Bibcode:2010JChEd..87...30M. doi:10.1021/ed800002c.
↑ Covington, A. K.; Bates, R. G.; Durst, R. A. (1985). "Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology" (PDF). Pure Appl. Chem. 57 (3): 531–542. doi:10.1351/pac198557030531. Archived (PDF) from the original on 24 September 2007.

[1] ویکی‌پدیای انگلیسی

[Bates-2] Bates, Roger G. Determination of pH: theory and practice. Wiley, 1973.

[3] Lim, Kieran F. (2006). "Negative pH Does Exist". Journal of Chemical Education. 83 (10): 1465. Bibcode:2006JChEd..83.1465L. doi:10.1021/ed083p1465.

[4] Sørensen, S. P. L. (1909). "Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen". Biochem. Zeitschr. 21: 131–304. Two other publications appeared in 1909, one in French and one in Danish.

[5] Francl, Michelle (August 2010). "Urban legends of chemistry". Nature Chemistry. 2 (8): 600–601. doi:10.1038/nchem.750. ISSN 1755-4330. PMID 20651711.

[6] Myers, Rollie J. (2010). "One-Hundred Years of pH". Journal of Chemical Education. 87 (1): 30–32. Bibcode:2010JChEd..87...30M. doi:10.1021/ed800002c.

[covington-7] Covington, A. K.; Bates, R. G.; Durst, R. A. (1985). "Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology" (PDF). Pure Appl. Chem. 57 (3): 531–542. doi:10.1351/pac198557030531. Archived (PDF) from the original on 24 September 2007.