Visa källa för PH

{{Omdirigering|PH}}
{{Omdirigering|Surhet|smaken|Sur (grundsmak)}}
{{DISPLAYTITLE:''p''H}}
[[Fil:Indicateurs colorés de pH.jpg|miniatyr|Några olika [[pH-indikator]]er]]
'''''p''H''' är ett [[logaritmisk skala|logaritmiskt mått]] på surhet, det vill säga på [[aktivitet (kemi)|aktiviteten]] av [[vätejon]]er (H<sup>+</sup>) i en [[lösning (kemi)|lösning]] (egentligen [[oxoniumjon]]er, H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, en [[vatten]]molekyl med en extra [[proton]], det vill säga en extra H<sup>+</sup>). Lösningar med låga ''p''H-värden är sura och kallas [[syra|syror]], och de med höga kallas [[bas (kemi)|basiska]]. Lösningar som har ''p''H 7 (vid 25&nbsp;°C) kallas neutrala. Symbolen ''p'' i ''p''H är en operatorbeteckning innebärande att man anger den negativa 10-logaritmen av vätejonaktiviteten; det vill säga

:<math> p \mathrm{H} = - \log_{10} \{ \textrm{H}^{+} \}   </math>

där {H<sup>+</sup>} betecknar aktiviteten av vätejoner. ''p''H-skalan infördes av [[Søren Peder Lauritz Sørensen|S.&nbsp;P.&nbsp;L.&nbsp;Sørensen]] 1909. 

En stark [[syra]] med hög [[koncentration]] (egentligen aktivitet) har ett ''p''H-värde nära 0; en stark [[Bas (kemi)|bas]] med hög koncentration (egentligen aktivitet) har pH-värde nära 14. ''p''H-skalan är dock inte begränsad till 0-14 och det finns till exempel riktigt starka syror med negativa ''p''H-värden (under 0). Utifrån definitionen av ''p''H får man:

* Vid ''p''H 1 är vätejonaktiviteten {H<sup>+</sup>} = 1·10<sup>-1</sup>. 
* Vid ''p''H 7 är vätejonaktiviteten {H<sup>+</sup>} = 1·10<sup>-7</sup>.
* Vid ''p''H 14 är vätejonaktiviteten {H<sup>+</sup>} = 1·10<sup>-14</sup>.

''p''H-värdet mäts vanligen genom en [[jonselektiv elektrod|kombinationselektrod]]. Det kan också grovt mätas med [[pH-indikator]]er, kemiska föreningar som har olika färg vid olika ''p''H.

För att mäta ''effekten'' av lågt ''p''H-värde i vattendrag mäter man förutom vattnets ''p''H, dessutom alltmer biologiska indikatorer. Det kan vara artsammansättning och diversitet av bottendjur (everterbrater), påväxtalger, fisk eller vattenväxter. Biologiska indikatorer är överlägsna när det gäller att se effekter av enstaka händelser (t.ex. plötsliga surstötar vid snösmältning som lätt kan missas mellan två vattenprovtagningar). Det beror på att organismerna är närvarande i vattnet hela tiden och påverkas av den allra sämsta vattenkvaliteten. Exempelvis kan nämnas [[mört]], som inte fortplantar sig i sura miljöer eller snäckor och kräftdjur som behöver basiska ämnen för att bygga sina skal.

== ''p''OH ==
Man kan även definiera '''''p''OH''', som på motsvarande sätt är den negativa 10-logaritmen av [[hydroxidjon]]aktiviteten, {OH<sup>-</sup>}. Följaktligen gäller att

:<math> p \mathrm{OH} = - \log_{10} \{ OH^{-} \}    </math>.

== Relation mellan ''p''H och ''p''OH ==
Sambandet mellan ''p''H och ''p''OH styrs av [[vattnets autoprotolys]], som innebär att en liten del av vattenmolekylerna alltid [[dissociation (kemi)|dissocieras]] och bildar [[vätejon]]er och [[hydroxidjon]]er enligt 

: <math> \mbox{H}_2 \mbox{O} \rightleftharpoons \mbox{H}^+ + \mbox{OH}^- \qquad;\qquad K_w </math>

där ''K''<sub>w</sub> är [[jämviktskonstant]]en, som definieras utifrån aktiviteterna, vilka approximativt är lika med [[mätetal]]en för koncentrationerna. [[aktivitet (kemi)|Aktiviteten]] för det rena vattnet, H<sub>2</sub>O, sätts till 1 och därför gäller

:<math>K_w  = 
\frac{\{ H^{+} \} \cdot \{ OH^{-} \}}{\{ H_2O(l) \}} = 
\{ H^{+} \} \cdot \{ OH^{-} \} \approx 
[ H^{+} ] \cdot [ OH^{-} ] </math>
   
där {H<sup>+</sup>} och {OH<sup>-</sup>} betecknar aktiviteterna av vätejoner respektive hydroxidjoner. Jämviktskonstanten ''K''<sub>w</sub> är temperaturberoende och har ett värde på 10<sup>-14</sup> vid 25&nbsp;°C (298,15 K). Ofta anges jämviktskonstanten på en logaritmisk skala, som negativa tio[[logaritm]]en:

:<math>pK_w = -log_{10} K_w = 14,00 \qquad (\text{vid} \quad 25^{\circ}C) </math>

Härav följer att vid 25&nbsp;°C (298,15 K) är

:<math>p{\rm H} + p\rm OH = 14 \,</math>.

Då ''p''H = ''p''OH, det vill säga då det finns lika mycket [[vätejon]]er som [[hydroxidjon]]er, säger man att ''p''H är ''neutralt''. Detta inträffar följaktligen vid ''p''H = 7 då temperaturen är 25&nbsp;°C och vid lägre pH-värde vid högre temperatur eftersom dissociationen är temperaturberoende, se vidare [[vattnets autoprotolys]].

== ''p''h – "''p''H" med koncentrationer som mätetal ==
Ibland kan det vara relevant att använda [[koncentration]]er i stället för [[aktivitet (kemi)|aktiviteter]] när man anger mängden [[vätejon]]er; i samband med till exempel [[titrering]]ar med [[syra]] kan det vara intressant att ha ett direkt mått på relationen mellan syraåtgång och koncentrationen vätejoner i lösningen. Därför definieras ''p''h-värdet (h skrivs med liten bokstav för att skilja det från ''p''H) enligt

:<math> p \mathrm{h} = - \log_{10} [ H^{+} ]   </math>

där [H<sup>+</sup>] nu betecknar koncentrationen av vätejoner.

Det finns en viss skillnad mellan ''p''h och ''p''H, vilken beror på [[aktivitetskoefficient]]en för vätejoner, vilken i sin tur beror på [[jonstyrka]]n (''I''). I starkt utspädda lösningar är ''p''h = ''p''H. Med införande av aktivitetskoefficienter gäller att

:<math> p \mathrm{H} = - \log_{10}\gamma [H^{+}] = -\log_{10}\gamma - \log_{10}[H^{+}] = p \mathrm{h} -\log_{10}\gamma </math>

där γ (den grekiska bokstaven gamma) betecknar aktivitetskoefficienten för vätejonerna. Aktivitetskoefficienten γ kan teoretiskt beräknas med hjälp av Debye-Hückels (utvidgade) ekvation

:<math> \ - \log_{10}\gamma = \frac{0,5 |z_+z_-| \sqrt{I}}{1 + 1,6 \sqrt{I}} \, </math>

Denna ekvation gäller med god noggrannhet för jonstyrkor upp till åtminstone ''I'' = 0,1. Vid högre jonstyrkor uppträder avvikelser mellan denna ekvations resultat och verkligt värde. Avvikelserna växer snabbt med jonstyrkan och beror på slaget av de joner som bidrar till jonstyrkan. Joner med högre laddning ger normalt högre avvikelser. Följaktligen är avvikelsen mellan ''p''h och ''p''H som störst vid höga jonstyrkor.

Vid högre jonstyrkor ger [[Aktivitetskoefficient|Davies ekvation]] (delvis empirisk) från 1938 bättre noggrannhet för beräkning av aktivitetskoefficienter i vattenlösningar:

:<math> \ - \log_{10}\gamma = 0,51 z^2 \left ( \frac{\sqrt{I}}{1 + \sqrt{I}} - 0,3I \right) \,, </math>

Man kan mäta ''p''H (med elektroder eller dylikt), men inte ''p''h. För att få fram data enligt nedanstående tabell för avvikelsen mellan ''p''h och ''p''H kan man t.ex. mäta ''p''H i en vattenlösning vid olika jonstyrkor (varvid jonstyrkan måste genereras eller skapas av salter som inte kan bilda väte- eller hydroxidjoner). Därefter justerar (neutraliserar) man lösningen till ''p''H = 7 genom tillsats av t.ex. NaOH eller HCl. (Dessa tillsatser skapar ju också viss jonstyrka som också bör beaktas.) Därefter kan man beräkna ''p''h utifrån den mängd hydroxid eller syra som tillsats, varigenom avvikelsedata erhålles.

Följande tabell visar avvikelsen mellan ''p''h och ''p''H dels genom nämnda experimentella förfaringssätt (kolumn 2), dels genom beräkningar med Debye-Hückels utvidgade ekvation respektive med Davies ekvation.

{|class="wikitable" style="text-align: center"
|+''p''h vid olika jonstyrkor, då ''p''H = 7,00
|-
!width="150"|Jonstyrka (mol/dm<sup>3</sup>)
!width="150"|''p''h
!width="150"|''p''h enl. Debye-Hückel
!width="150"|''p''h enl. Davies
  
|-
|0||7,00||7,00||7,00
|-
|0,001||6,98||6,98||6,98
|-
|0,003||6,97||6,97||6,97
|-
|0,01||6,96||6,96||6,96
|-
|0,03||6,93||6,93||6,93
|-
|0,1||6,89||6,89||6,89
|-
|0,3||6,87||6,85||6,87
|-
|1||6,92||6,81||6,90
|-
|}

Vid jonstyrkan lika med 1 och ''p''H = 7,0 uppvisar Davies ekvation bättre överensstämmelse gentemot det uppmätta värdet för ''p''h än Debye-Hückels utvidgade ekvation. [[Kenneth Pitzer|Pitzer]] har senare utvecklat relativt komplicerade ekvationer som ger större noggrannhet vid beräkning av aktivitetskoefficienter vid höga jonstyrkor i vattenlösningar då Debye-Hückels ekvation inte längre gäller. Även den specifika jon-interaktionsteorin ("the SIT theory") kan här nämnas som metod för beräkning av aktivitetskoefficienter vid högre jonstyrkor.

(För att få en storleksuppfattning av vad en jonstyrka lika med 1 innebär från i huvudsak t.ex. natriumklorid, NaCl, så skapas denna av 1 mol/dm<sup>3</sup> eller 58 g/dm<sup>3</sup> av NaCl. Detta kan jämföras med NaCl-halten i havsvatten, som i de öppna haven ligger vid ca 35 g/dm<sup>3</sup>.)

== Se även ==
* [[Lackmuspapper]]
* [[Massverkans lag]] 
* [[pE (måttenhet)]]
* [[pH-indikator]]

[[Kategori:Logaritmiska skalor]]
[[Kategori:Syra-baskemi]]