PH—ASİTLİĞİN ÖLÇÜSÜ

Sulu çözeltilerde H⁺ ve OH^– iyonlarının derişimleri genellikle çok küçük sayılardır ve bunlarla çalışılması oldukça güçtür. Bu nedenle 1909 da Danimarkalı kimyacı Soren Sorensen tarafından daha pratik bir kavram olan pH önerilmiştir. Bir çözeltinin pH sı hidrojen iyonu derişiminin (mol/L olarak) negatif logaritması olarak tanımlanır.

pH = -log[H₃0⁺]  yada  pH = -log[H⁺]

Yukarıdaki eşitlik , ortam asitliğini kolay ve uygun sayılarla vermek için ortaya atılmış basit bir ifadedir. Negatif logaritma alınması pH için pozitif bir sayı bulmamızı sağlar. Aksi takdirde pH, genelde çok çalışılan [H⁺] nin küçük değerlerinde negatif olacaktır. Ayrıca, Eşitlikteki [H⁺] terimi, birimlerin logaritmasını alamaya­cağımız için sadece hidrojen iyonu derişiminin sayısal kısmına aittir. Bu nedenle, denge sabitinde olduğu gibi, bir çözeltinin pH sı birimsiz bir niceliktir.

pH hidrojen iyonu derişimini ifade eşitliğine göre, 25°C deki asidik ve bazik çözel­tiler, pH değerlerine göre aşağıdaki gibi sınıflandırılabilir:

 

Asidik çözeltiler:     [H⁺] > 1,0 X 10^-7 M, pH <7,00

Bazik çözeltiler:       [H⁺] < 1,0 X 10^-7  M, pH > 7,00

Nötral çözeltiler:     [H⁺] = 1,0 X 10^-7 M, pH = 7,00

 

[H⁺] azaldıkça pH ın arttığına dikkat ediniz.

Aslında, yukarıda verilen pH tanımı ve çözelti deri­şimleri (molarite veya molalite), ideal çözeltilere göre olup, gerçek çözeltilerde tam anlamıyla geçerli olmayabilir. Çünkü, iyon çifti oluşumu ve diğer moleküllerarası etkileşimler çözeltideki türlerin gerçek derişimlerini etkileyebilir. Ölçü­len gaz basıncı, mevcut gazın türü, miktarı, sıcaklık ve hacmine bağlı olarak, ideal gaz eşitliği kullanarak hesaplanandan farklı olabilir. Benzer şekilde, bir çözünenin gerçek ya da etkin derişimi, çözeltideki bilinen miktarından farklı olabilir. İdeal gaz ve ideal olmayan gaz davranışı arasındaki farklılıkları gidermek için van der Waals ya da diğer eşitliklerin kullanılması gibi, gerçek çözeltilerde derişim yerine etkinlik terimi alınmalıdır. Bu durumda, çözeltinin pH ı gerçek anlamıyla

pH = log a_H+

Burada a_H+, H⁺ iyonunun etkinliğidir. Çözünenin derişimi bilindiğinde, etkinliğini hesaplamak için termodinamiğe dayalı güvenilir yöntemler mevcuttur. Fakat bunun ayrıntıları, bu kitabın amacının dışındadır. Bu nedenle hesaplarımızda etkinlik yerine derişim kullanmaya, devam edeceğiz. Seyrettik çözeltilerde etkinlik ve molar derişim hemen hemen birbirine eşit olduğundan, çoğu kez molar derişimden pH hesabının geçilmesinin sakıncası yoktur. Ancak yine de, bir çözeltinin ölçülen pH sının her zaman Eşitlikten hesaplanan ile tamamen aynı olmadığını akılda tutmak gere­kir. Çünkü H⁺ iyonunun molar derişimi, etkinliğine tam olarak eşit değildir. Etkinlik yerine derişim kullanmak, seyreltik durumlar hariç, çözelti asitliğinin yaklaşık değe­rini verecektir.

Laboratuvarda, bir çözeltinin pH sı pH metre ile ölçülür. Vücut sıvılarının pH sı kullanıldığı yere ve işlevine bağlı olarak büyük oranda değişir. Mide suyunun düşük pH sı (yüksek asitlik) sindirimi kolaylaştırırken, buna göre daha yüksek olan kanın pH değeri, oksijen taşınması için gereklidir.

Hidroksit iyonu derişiminin negatif logaritması kullanılarak pH eşeline benzer bir pOH eşeli, oluşturulabilir. Böylece pOH ı

pOH = -log[OH^–]

olarak gösterebiliriz. 25°C de suyun iyon çarpımı sabitini yeniden inceleyelim.

[H⁺][OH^–] = K_su = 1,0 X 10^-14

Eşitliğin her iki tarafının negatif logaritması alındığında,

-(log [H⁺] + log [OH^–]) = -log (1,0 X 10^-4)

-log [H⁺] – log [OH^–] = 14,00

pH ve pOH tanımlarından

pH + pOH = 14,00

elde ederiz. Yukarıdaki eşitlik, H⁺ iyonu derişimi ve OH iyonu derişimi arasındaki iliş­kiyi ifade eden diğer bir eşitliktir.