pH

Ura anfiprotikoa da. Ur molekula batek noizbehinka beste bati hidrogeno ioi bat hartzen dio eraso nukleofilo baten bidez. Molekula erasotzaileak hidrogeno ioia irabaztean hidronio ioi bilakatzen da (H₃O⁺) eta beste molekula berriz hidroxilo ioi (OH⁻), autodisoziazio deritzon prozesuan.^[5][8]

${\displaystyle {\ce {H2O + H2O <<=> H3O+ + OH-}}}$

Autodisoziazioa endotermikoa da eta alderantzikagarria, tenperaturaren araberakoa den oreka kimiko bat osatuz. Uraren tenperatura igotzeak autodisoziazioa areagotzen du, ioi gehiago eratuz. Kasu honetan, pH-a kalkulatzeko hidronioen molartasuna erabiltzen da, hauek direlako hidrogeno ioiak daramatzaten espezie kimikoak.

${\displaystyle \mathrm {pH} =-\log[\mathrm {H_{3}O^{+}} ]}$

Tenperatura igo hala hidronioen molartasuna igo egiten da eta ondorioz pH-a jaitsi. Hala ere, ur purua neutro mantentzen da, hidronio eta hidroxilo ioiek molartasun bera izaten jarraitzen dutelako. Honen ondorioz ur puruaren zein disoluzio akuoso baten pH neutroa tenperatura igo hala jaitsi egiten da. Disoluzio akuosoetan baliagarri da baita ere pOH eskala, pH-aren definizio matematiko bera duena baina hidroxilo ioien molartasunean oinarritua.^[8][9]

${\displaystyle \mathrm {pOH} =-\log[\mathrm {OH^{-}} ]}$

Neutrotasunean bi ioien molartasunak berdinak izanik, pH eta pOH ere baliokideak dira eta berdin jaisten dira tenperatura igotzean.^[5]

${\displaystyle \mathrm {pH_{neutroa}=pOH_{neutroa}} }$

Egoera estandarrean (1 atm, 25 ºC), ur puruan 1,0 × 10⁻⁷ mol ⋅ L⁻¹ hidronio ioi daude, ondorioz pH 7 izanik. Tenperatura horretan, orduan pH 7 balioak disoluzio akuoso bat neutroa dela adierazten du. Modu berean, 1,0 × 10⁻⁷ mol ⋅ L⁻¹ hidroxilo ioi daude, pOH 7 izanik, neutrotasunaren adierazgarri baita ere tenperatura horretan.^[5]

Disoluzio akuoso bat azidoa da hidronioek hidroxilo ioiek baino molartasun handiagoa dutenean, eta basikoa hidroxilo ioiek hidronioek baino molartasun handiagoa dutenean.^[5][8] Orduan,

${\displaystyle \mathrm {pH=pOH\Longrightarrow Disoluzio\ neutroa} }$

${\displaystyle \mathrm {pH<pOH\Longrightarrow Disoluzio\ azidoa} }$

${\displaystyle \mathrm {pH>pOH\Longrightarrow Disoluzio\ basikoa} }$

pH, pOH eta pK_w-ren erlazioa

Ur puruan eta disoluzio akuosoetan, hidronio eta hidroxilo ioien molartasunen biderketak uraren produktu ionikoa (K_w) osatzen dute.^[10] Tenperatura igotzean hidronio eta hidroxilo ioien molartasuna igo egiten denez, K_w ere igo egiten da.

${\displaystyle K_{\mathrm {w} }=[\mathrm {H_{3}O^{+}} ][\mathrm {OH^{-}} ]}$

Hau jakinik, uraren produktu ionikoarekin erlazionatu daitezke pH-a eta pOH-a, ekuazioaren logaritmo hamartarren negatiboak ateraz eta konstante berri bat definituz, pK_w.

${\displaystyle -\log {K_{\mathrm {w} }}=-\log[\mathrm {H_{3}O^{+}} ]-\log[\mathrm {OH^{-}} ]}$

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {w} }=\mathrm {pH} +\mathrm {pOH} }$

Uraren pK_w konstante bat da tenperatura bakoitzarekiko, eta ez da aldatzen azidotasuna ala basikotasuna igotzean. Egoera estandarrean (1 atm, 25 ºC) K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴ mol² ⋅ L⁻² da, ondorioz pK_w = 14 izanik. Horregatik pH-a jakin daiteke tenperatura bateko pK_w jakinda eta disoluzioaren pOH neurtuta.

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {w} }-\mathrm {pOH} }$

pH-a azido sendo eta base sendoen disoluzioetan

Disoluzio akuoso batean, azido sendoen (HA) molekula ia guztiek galtzen dituzte hidrogeno ioiak base konjugatu ahuletan bilakatuz (A⁻), eta base sendoen (B) molekula ia guztiek irabazten dituzte hidrogeno ioiak azido konjugatu ahuletan bilakatuz (HB⁺). Bi kasuetan erreaktiborik ia geratzen ez denez, ez da oreka kimiko esanguratsurik osatzen.

${\displaystyle {\ce {HA + H2O -> A- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {B + H2O -> HB+ + OH-}}}$

Erreakzioaren erlazio estekiometrikoak jakinda, osatzen diren hidronio eta hidroxiloen molartasunak jakin daitezke. Azido sendoen disoluzioetan pH-a kalkulatzea eratutako hidronioen molartasuna jakitean datza. Base sendoen kasuan, eratutako hidroxiloen molartasunarekin pOH kalkulatu, eta ondoren pK_w-arekin erlazionatuta kalkulatu daiteke pH-a.

pH-a azido ahulen disoluzioetan

Disoluzio akuoso batean, azido ahul baten (HA) molekula batzuk bakarrik galtzen dituzte hidrogeno ioiak, base konjugatu sendo bat (A⁻) eta oreka kimiko esanguratsu bat eratuz.

${\displaystyle {\ce {HA + H2O <=> A- + H3O+}}}$

Azido ahul bakoitzak pK_a izeneko konstantea dauka, azidoaren sendotasuna igo hala jaisten dena. Henderson-Hasselbalch ekuazioaren bidez, pH-a kalkulatu daiteke azidoaren pK_a eta bere forma ezberdinen molartasunak jakinda.^[6]

${\displaystyle \mathrm {pH=p{\mathit {K}}_{a}+\log {\frac {[A^{-}]}{[HA]}}} }$

pH-a base ahulen disoluzioetan

Disoluzio akuoso batean, base ahul baten (B) molekula batzuk bakarrik irabazten dituzte hidrogeno ioiak, azido konjugatu sendo bat (HB⁺) eta oreka kimiko esanguratsu bat eratuz.

${\displaystyle {\ce {B + H2O <=> HB+ + OH-}}}$

Base ahul bakoitzak pK_b izeneko konstantea dauka, basearen sendotasuna igo hala jaisten dena. Henderson-Hasselbalch ekuazioa doitu daiteke pH-a kalkulatzeko base ahulen disoluzio akuoso batean.^[6]

${\displaystyle \mathrm {pH=p{\mathit {K}}_{w}-p{\mathit {K}}_{b}+\log {\frac {[B]}{[HB^{+}]}}} }$

Disoluzio ez akuosoetan hidrogeno ioien kontzentrazioa (aktibitatea) neurtu daiteke, baina ez dute ur disoluzioek erabiltzen duten pH-aren eskala berdina erabiltzen.^[11] Hidrogeno ioien aktibitatea (${\displaystyle {a_{H+}}}$ ) honela dago definitua:

${\displaystyle a_{\mathrm {H} ^{+}}=\exp {\Biggl (}{\mu _{\mathrm {H} ^{+}}-\mu _{\mathrm {H} ^{+}}^{\circleddash } \over RT}{\Biggr )}}$

non, ${\displaystyle \mu _{\mathrm {H} ^{+}}}$ hidrogeno ioiaren potentziala den, ${\displaystyle \mu _{\mathrm {H} ^{+}}^{\circleddash }}$ hidrogeno ioien potentzial kimikoa aukeratutako egoera estandarrean, ${\displaystyle R}$ gasen konstantea eta ${\displaystyle T}$ tenperatura termodinamikoa.

Hori dela eta disoluzio ez akuosoetan edota tenperatura eta presio baldintza normaletatik kanpo, baliteke pH 7 neutrotasuna ez adieraztea, hau da, ezin dira konparatu egoera normaleko pH-ekin.

Disoluzio baten pH-a ezagutzea oso garrantzitsua da askotan, pH-aren aldaketa txikiek eragin handia izan dezaketelako hainbat prosezuetan. Adibidez, kimikan eta biokimikan pH-aren neurketa erabiltzen den prozedura analitiko garrantzitsuenetariko bat da. Izan ere, pH-ak molekulen egituraren eta jardueraren ezaugarri nabarmen asko zehazten ditu, eta, beraz, zelula eta organismoen portaerarena. pH-aren kontrolak garrantzi handia du zenbait industria prozesutan ere: uraren garbiketan, elikagaien kontserbazioan, galbanoteknia bainuetan eta abar. Gizakion organismoak beharrezkoa du pH-a aldagabe mantentzea zenbait funtzio era egokian egiteko; gure barne pH-a 7,35 eta 7,45 tartean gorde behar da. Landare mota bakoitza ere, pH doi bat duen lurrean bakarrik bizi daiteke.^[12] Horregatik, pH-a nuertzeko hainbat tresna edo metodo daude, batzuk zehatzagoak eta beste batzuk malguagoak:

pH-metroa edo pH neurgailua

pH-aren neurketa pH-metro edo pH neurgailu baten bidez egin daiteke, instrumentu hau oso erabilia da ikerketa laborategi eta industrian.

Neurgailu honek bi elektrodo ditu, horietako bat erreferentziazko elektrodoa da eta bestea pH neurtzen duen elektrodoa. Bi elektrodo horien artean dagoen potentzial elektriko desberdintasunaz baliatuz pH-aren balioa ematen du. Hala ere, neurgailu hauek kalibrazioa eskatzen dute gutxienez egunean behin, izan ere pH elektrodoak ez du denbora luzez emaitza erreproduzigarririk ematen. Horretarako tanpoi disoluzioa batzuk erabiltzen dira, normalean pH 4 eta 10 dituztenak eta elektrodoa disoluzio horiekin kontaktuan jarri eta balioak zehazten zaizkio instrumentuari.^[13]

pH-a neurtzeko papera

Disoluzio baten pH-a ere gutxi gorabehera neurtu daiteke adierazleak erabiliz: pH-aren arabera kolore ezberdina duten azido edo base ahulak. pH papera pH neurtzeko material sinpleenetakoa da, litmus edo tornasol papera delarik ezagunenetarikoa (kolore gorritik berdera joango dena pH-aren balioaren arabera). pH-a zehazteko paperek adierazle kualitatiboen nahasketa bat dute paper, disoluzioarekin kontaktuan jartzean erreakzionatu eta kolore bat erakusten dutenak. Adierazle ohiko batzuk fenoftaleina eta laranja metiloa dira.^[14][15] 

pH-metro naturala

Lonbarda barazkia pH-metro naturala da, izan ere, bertan dagoen pigmentu batek kolorez aldatzen du pH-aren balioaren arabera. Horretarako, lonbarda barazkia egosi egin behar da eta prozesu horretan zehar antizianina pigmentua askatuko du urari kolorea emanez. Ur horri pH-a aldatzen duten substantziak gehitzean kolore aldaketa ematen dela nabarituko da. Substantzia azidoren bat gehitzen bada urak kolore gorri-arrosa hartuko du, aldiz, basikoak gehitzean kolore urdina. Uraren pH-a 7 ingurukoa den kasuetan antizinak kolore morea emango dio urari.^[16]  

Ur-disoluzioan sortzen diren hainbat erreakzio kimikok sistemaren pH-a konstante mantentzea behar dute, nahi ez diren beste erreakzio batzuk gerta ez daitezen. Disoluzio indargetzaile, erregulatzaile edo tanpoi bat azido ahul batek bere base konjokatuarekin egiten duen nahasketa bat da. Bere ezaugarri nagusia da disoluzio baten pH-a egonkor mantentzen duela azido kantitate baten edo base indartsu baten gehikuntzaren aurrean.^[17]

Disoluzio hauek, espezie nagusi bezala, azido/base konjugatu pare bat dute kontzentrazio hautemangarrietan. Disoluzioak duen ahalmen erregulatzailea azido ahularen kantitatearen eta haren base ahul konjugatuaren araberakoa da; kantitate hori zenbat eta handiagoa izan, orduan eta handiagoa izango da disoluzio horren eraginkortasuna.

1917an Hasselbalch-ek disoluzio indargetzaileen pH-a kalkulatzeko ekuazioa proposatu zuen:^[18]

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {pK} _{a}+\log _{10}{\frac {[\mathrm {Basea} ]}{[\mathrm {Azidoa} ]}}}$

pH-aren adierazleek kolorea aldatzen dute ingurunearen pH-aren arabera, hau da, pH jakin bat arte kolore jakin bat izaten dute eta maila hori gainditzean kolore aldaketa jasaten dute. Horrelako adierazleak oso erabiliak izaten dira ikerketa laborategietan. Ondorengo taulan adierazle erabilienak biltzen dira, bai eta aldaketa ematen duten pH-aren balioak ere.^[19]

Giza gorputza pH-az baliatzen da bere funtzionamendu egokia bermatzeko. Gorputzaren atal ezberdinek pH balio ezberdinak dituzte. Listuak esaterako, 6,5 eta 7,5 bitarteko balioak izaten ditu pertsona osasuntsu baten kasuan. Digestio aparatuak ere bere lana pH-aren baitan egiten du, horren arabera organo bakoitzean bakterio batzuk hazteko pH balio aproposak ditu. Horrela digestio aparatuaren lehenengo fasea 4 eta 6,5 bitarteko pH balioetan ematen da, baina bigarrenean, hau da, urdailean 1,5 eta 4 bitarteko balioak lortzen dira. Hesteak berriz, pH basikoak dituzte, 7 eta 8,5 bitarteko balioekin.

Odolean berriz, pH balio aproposa 7,4 ingurukoa da. Baina CO₂ balio altuak dituzten pertsonetan balio hori murriztu egiten da eta horrek sortzen du ahuleria.^[20][21]

Azala ere pH-az baliatzen da gorputza babestu eta patogeno ezberdinen sarrera ekiditeko. Izan ere, azalaren pH azidoak organismo arrotzak hiltzen ditu kontaktuan jartzean eta horrela gaixotasun eta infekzioetatik babesten du gorputza.^[22]

Garbiketa eta apaintze artikuluetan pH-aren balio garrantzitsua da, izan ere produktu horiek aplikatzen diren gainazalek pH hori jasateko egokituta egon behar dute. Apaintze eta higiene artikulu askok pH-a neutroa izaten dute, pH 5,5, eta ez pH 7. Azalak 5,5eko balioa du pH eskalan eta horregatik pH berdina duten substantziak erabili behar dira bere zaintzarako.^[23]

Elikagaien industrian ere pH-a kontuan izatea ezinbestekoa da, izan ere ematen diren erreakzio kimiko eta mikroorganismoen aktibitateak pH-aren arabera baldintzatuak daude.

Hartzidura ematen den prozesuetan, hala nola, ogia, ardoa eta garagardoaren prestaketan, hartzigarriak hazten diren pH balioen barruan egon behar da. Adibidez, garagardoaren kasuan hartzidura ematen hasten denean pH-a 4,5eko balioetara igotzen da eta bertan mantentzen da, hori baita hartzigarrientzat balio optimoa.^[26]

Ogiaren kasuan berriz, masak 4,5 eta 5,5 bitarteko pH balioa izan behar du eta inoiz ez da 6ko baliotik igo behar. Hori gertatuz gero usain eta zapore txarra hartuko bailuke ogiak Bacillus subtilis mikroorganismoaren presentziagatik.^[28]

Freskagarrien kasuan ere pH-arekin jolasten da. Edari horietan karbono dioxidoa egoten da disolbatuta eta ondorioz bertako ura azidifikatuta egoten da, horrek ematen duelarik freskotasun sentsazioa. Esnea eta ura berriz, edari alkalinoak dira, hau da, zertxobait basikoak.^[29]

Naturak ere pH-a erabiltzen du bere zenbait ziklo kontrolatzeko eta egokitzeko. Landareen kasuan esaterako lurraren pH-aren kontrola guztiz beharrezkoa da landare jakin bat hazi nahi bada. Adibidez, patata landu nahi bada lursail batean, lur horrek pH azidoa (4,8–5,4) eduki beharko du landarea indartsu hazteko. Azukre kainaberak landatu nahi badira aldiz, lurra neutro-basiko (7–8) egotea izango da egokiena. Normalean lurra zertxobait azidoa izaten da eta beraz ingurune azidotan ondo hazten diren landareek ez dute arazorik izango, baina basikoetan hazten direnek berriz kanpo laguntza beharko dute. Azken kasu horietan lurrari basikotasuna igotzeko gatzak gehitzen zaizkio, hala nola, karea (CaO), kaltzio hidroxidoa (Ca(OH)₂) eta kaltzita (CaCO₃).^[30]

• Azido
• Base
• Puntu isoelektriko